1. L'energia nelle reazioni chimiche

Ogni reazione chimica non comporta soltanto una riorganizzazione di atomi e molecole, ma è sempre accompagnata da un scambio di energia (solitamente sotto forma di calore) tra il sistema chimico in esame e l'ambiente circostante.

Questo accade perché i legami chimici delle sostanze reagenti possiedono una determinata energia potenziale immagazzinata. Nel corso della trasformazione, i vecchi legami si rompono (processo che richiede energia) e se ne formano di nuovi (processo che libera energia). Il bilancio energetico totale determina se la reazione rilascia calore o se ne assorbe.

2. Il concetto di Entalpia ($\Delta H$)

In termochimica, per misurare il calore scambiato da una reazione a pressione costante (condizione tipica dei laboratori aperti), si utilizza una funzione di stato chiamata entalpia, indicata con la lettera $H$.

Ciò che si misura sperimentalmente non è il valore assoluto dell'entalpia di un sistema, bensì la sua variazione, indicata con $\Delta H$ (delta H), calcolata come differenza tra l'entalpia dei prodotti e quella dei reagenti:

3. Reazioni Esotermiche

Una reazione si dice esotermica (dal greco exò = fuori, thermé = calore) quando libera energia termica verso l'ambiente circostante.

• Durante una reazione esotermica, i prodotti formati hanno un contenuto energetico inferiore rispetto ai reagenti di partenza.
• Di conseguenza, la variazione di entalpia ($\Delta H$) è negativa ($\Delta H < 0$).
• L'ambiente circostante percepisce chiaramente un aumento di temperatura (es. la provetta si scalda).

4. Reazioni Endotermiche

Una reazione si dice endotermica (dal greco éndon = dentro) quando assorbe energia termica dall'ambiente circostante per poter avvenire.

• I prodotti finali possiedono un contenuto energetico superiore rispetto ai reagenti.
• La variazione di entalpia ($\Delta H$) è positiva ($\Delta H > 0$).
• L'ambiente circostante cede calore e la temperatura diminuisce (es. il contenitore si raffredda).

5. Diagrammi energetici delle reazioni

Il profilo energetico di una reazione viene spesso rappresentato graficamente mettendo in relazione l'avanzamento della reazione (sull'asse x) con l'energia potenziale o entalpia (sull'asse y):

• Nel grafico esotermico: La curva parte da un livello energetico alto (reagenti) e termina a un livello più basso (prodotti). Il dislivello rappresenta la quantità di calore rilasciata ($\Delta H < 0$).
• Nel grafico endotermico: La curva parte da un livello energetico basso (reagenti) e sale verso l'alto (prodotti). Il dislivello corrisponde all'energia assorbita ($\Delta H > 0$).
• In entrambi i diagrammi, la curva presenta un "picco" iniziale: questo rappresenta l'energia di attivazione ($E_a$), ovvero la soglia minima di energia necessaria affinché i reagenti rompano i legami iniziali e diano inizio alla reazione.