I segreti dell’H | All’origine dell’entalpia

Che cos’è l’entalpia? Si tratta di una grandezza espressa da un sistema termodinamico. Di solito, i chimici e i fisici la rappresentano e la indicano con il simbolo H. Per i chimici, questa H è una funzione di stato definita come la somma dell’energia interna (U) e del prodotto della pressione (p) per il volume (V).

In termodinamica, questa grandezza esprime insomma l’energia che un sistema può scambiare con l’ambiente esterno. E, come anticipato, possiamo ricavarla con un semplice calcolo: con la somma tra energia interna e prodotto tra pressione e volume.

Visto che è una funzione di stato, la variazione di entalpia di un sistema dipende solamente dallo stato iniziale e da quello finale degli elementi o del composto che stiamo trattando. E quindi non c’entrano i passaggi intermedi di trasformazione.

Un concetto fondamentale per la termodinamica: l’entalpia

Il termine entalpia deriva dal greco enthalpos, che significa letteralmente “portare calore dentro”. Questa funzione fu introdotta in termodinamica dal fisico olandese H. Kamerlingh Onnes. Proprio questi la definì come somma tra l’energia interna U di un sistema fluido e il prodotto della pressione p per il volume V del fluido considerato. La formula, semplice semplice, è questa: H=U+pV. Il valore H ha le dimensioni di un’energia e quindi si misura in joule o in calorie.

Esistono diversi tipi di entalpia. Tutto dipende dalle sostanze e dei processi coinvolti nel processo specifico. Quando il processo comporta il rilascio di energia, parliamo di una reazione esotermica. Quando il processo, invece, inerisce la cattura di energia, la reazione diventa endotermica.

Per questo parliamo di entalpia di formazione quando H è l’energia necessaria per formare una talpa (l’unità di misura della sostanza equivalente a 6,023×10 23 atomi o molecole) di una sostanza dagli elementi che la compongono. Un esempio pratico di entalpia di formazione è l’unione fra ossigeno (O) e idrogeno (H) per formare acqua (H2O). Qui la variazione di energia o entalpia (ΔH) è -285.820 KJ / mol.

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C’è poi l’entalpia di reazione, che è l’energia che libera una reazione chimica a pressione costante. In questo caso, l’esempio è la formazione di metano (CH4), che viene dall’unione di carbonio (C) e idrogeno (H).

Il ghiaccio che fuma o il fuoco che arde

Senza l’entalpia non potremmo muoverci agevolmente in ambito scientifico. Lo studio fisico e chimico (soprattutto nella branca della termodinamica) si fondano su questo concetto. In particolar modo questa energia palesa le trasformazioni di tipo isobara (calore scambiato con l’ambiente esterno), isocorobarica (calore e variazione di energia interna durante il processo) e isobaroentropica (variazione di energia libera) che sono fondamentali in molti settori.

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La termodinamica è quella branca della fisica che si occupa di descrivere i fenomeni di riscaldamento e la loro relazione con i fenomeni meccanici. Ma non solo. Si studiano anche gli scambi di calore e, dunque, di energia tra diversi sistemi. Ed ecco perché la termodinamica ha a che fare con la temperatura e non solo con l’energia pura. La temperatura, infatti, è in grado di fornirci una misura del grado di agitazione delle particelle all’interno di un corpo. Più un corpo è caldo, più le sue componenti saranno in agitazione; più un corpo è freddo, più le particelle al suo interno tenderanno a rimanere confinate rigide, composte, limitando i movimenti.