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Titolo: Energia libera positiva ma processo spontaneo (?)

Ciao a tutti,
sto studiando l'energia libera e ho visto che se (poniamo per convenzione d 
= delta) dG > 0 il processo non e' spontaneo.
Calcolando pero' il dG per la reazione H2O(l, 1atm) -> H2O(g, 1atm) a 298K 
ho trovato un dG = +8.6 kJ. Ma l'evaporazione dell'acqua a 298K non e' 
processo spontaneo? Dai risultati mi sembra di capire di no, ma allora 
probabilmente non ho capito il significato di processo spontaneo....
Qualche delucidazione?
Grazie,
fadeh

> Qualche delucidazione?
Mi sa che il problema sta nel fatto che ho calcolato un dG standard invece 
che il dG..... ci devo riflettere un po'.... confermate?
Ciao,
fadeh


Quando si parla di equilibri liquido vapore si parla di sistemi 
all'equilibrio in cui dG=0 essendo appunto equilibri nei diagrammi di 
stato sono appunto le curve dove p= f(t) o T=Fp).
Dato che l'acqua esposta all'aria non riesce mai ad essere 
all'equilibrio col suo vapore appunto perche' non raggiunge la 
pressione di equilibrio le pozze d'acqua continuano a evaporare se la 
temperatura e' abbastanza alta; in caso di temperatura molto bassa 
l'aria tende a deumidificarsi e diventare secca (inverni molto freddi) 
:-? .
Altra cosa:
Il fatto che una reazione e' spontanea dG<0 questo non significa che 
avvenga in quanto puo' esserci una limitazione cinetica.
Nel caso degli organismi umani pur essendo dG<0 per la combustione con 
ossigeno grazie a Dio la cinetica non e' favorevole e possiamo 
raccontare questa storia.
-- 
revenge

Grazie per la risposta, non ho capito tutto benissimo ma credo sia perche' 
non ho ancora afferrato tutti i concetti....
Grazie ancora,
fadeh

 non ho ancora afferrato tutti i concetti....
Allora, chiarifichiamo:
a 25°C le particelle di acqua sono dotate di una certa energia cinetica. 
A causa di questa energia ve ne sono alcune che oltrepassano la 
superficie e passano in fase gas. Anche nel gas vi sono particelle che 
oltrepassano, nell'altro senso, la superficie dell'acqua, passando in 
fase liquida. Questo processo è di tipo statistico e dipende da quante 
molecole vi sono in fase vapore, dalla temperatura e dalla tendenza 
specifica delle molecole di acqua a passare in fase vapore 
(caratteristica nota come volatilità).
Adesso si immagina che le molecole siano soggette ad una spinta: 
qualcosa che le "preme" per farle entrare in fase liquida e 
qualcos'altro per farle vaporizzare. La "spinta" a entrare nella fase 
liquida è data dalla pressione delle molecole di acqua nell'aria 
sovrastante il bicchiere; tale grandezza è la pressione parziale, che è 
il prodotto di frazione molare di acqua nel gas per la pressione totale; 
la "spinta" per vaporizzare o, in altre parole, la tendenza a passare in 
fase vapore, è un dato caratteristico di tutti i liquidi e si trova 
tabellato: la tensione di vapore. Per l'acqua a 25° questa vale 23.756 
Torr = 0.0313 atm.
Quando le spinte (quella verso la fase liquida e quella verso la fase 
vapore) si equivalgono, mediamente nel tempo escono ed entrano nel 
bicchiere lo stesso numero di molecole di acqua, quindi la situazione 
non cambia: siamo di fronte ad un equilibrio.
In formule:
p(H2O)=p°(H2O,298°K)
Adesso mettiamo il bicchiere d'acqua sotto una campana di vetro, tenendo 
presente la percentuale di acqua nell'aria atmosferica (umidità) l'acqua 
vaporizzera' fino a saturare l'aria sotto la campana, ovvero fino 
all'equilibrio, ovvero fino a quando la pressione parziale dell'acqua 
nell'aria vale 23.756. Adesso togli la campana: l'acqua evaporata si 
disperde in un volume più grande e questo ne abbassa la pressione 
parziale, quindi evaporerà altra acqua finche' il bicchiere non sara' 
vuoto (dopo mooooolto tempo).
Spero di essere stato chiaro, altrimenti batti un colpo.
Casaubon

 probabilmente non ho capito il significato di processo spontaneo....
La pressione di vapore saturo dell'acqua raggiunge il valore di 1 atm
ad una temperatura di circa 373 K, quindi a 373 K e 1 atm
l'acqua liquida e' in equilibrio con il suo vapore, e le energie libere
(di Gibbs) specifiche dell'acqua liquida e del vapor d'acqua
coincidono (dG e' nullo).
Il fatto che il dG della reazione di cui sopra sia positivo, ci dice che
alla temperatura di 298 K e alla pressione di 1 atm la reazione
spontaneamente avviene nel verso H2O (g) -> H2O (l),
come e' del resto ovvio considerando che la pressione di vapor
saturo dell'acqua a 298 K e' decisamente minore di 1 atm.
Se in recipiente si ha inizialmente una certa quantita' di acqua e
vapor d'acqua alla pressione di 1 atm e alla temperatura di 298 K,
e se pressione e temperatura vengono mantenute costanti, tutto il
vapor d'acqua condensera' spontaneamente e alla fine si avra' solo
acqua allo stato liquido.
Ciao
-- 
Giorgio Bibbiani

> Spero di essere stato chiaro, altrimenti batti un colpo.
Grazie mille, sei stato molto chiaro. Quello che non riesco a capire pero' 
e' questo:
Si studia che se la dG di una reazione e' positiva allora la reazione non 
avviene spontaneamente nel verso che si sta analizzando.
Prendiamo il caso dell'acqua: H2O(l) -> H2O(g) e' un processo che come hai 
spiegato anche tu avviene spontaneamente. E in particolare a temperatura 
ambiente questo processo avviene con maggior frequenza di quello opposto 
(poiche' tutta l'acqua evapora).
Ora pero' calcolando il dG° si ottiene un valore di +8.6 kJ. Ed e' qui che 
non capisco. Perche' un valore di dG positivo e non negativo?
Forse hai gia' risposto nel post precedente ma probabilmente non ho 
afferrato... in tal caso help me :D
Ciao,
fadeh

[snip]
Ecco grazie mille... credo di aver capito..... io ragionavo in termini di 
pressione atmosferica invece era da considerare la pressione di vapore :\
Grazie ancora,
fadeh

 fadeh
ciao
Casaubon

> Spero di esserti stato d'aiuto.
Sicuramente, grazie mille per le risposte!
Ciao,
fadeh

 che non capisco. Perche' un valore di dG positivo e non negativo?
Perche' non hai capito a quali condizioni si applica il criterio del
dG...
Supponi di avere un ambiente isotermo e isobaro (in pratica, un
recipiente termostatato, con un pistone scorrevole che assicura la
costanza della pressione interna).
Se in questo recipiente si trovano due fasi, per es. H2O(l) e H2O(g),
allora o il liquido evapora o i vapore condensa, a seconda che sia
dG<0 oppure >0 (intendo ovviamente dG come G(g)-G(l)).
Il dato dG0 t'informa su quello che succede a condizioni standard
(298 K, 1 atm).
E infatti a quelle condizioni il vapore non e' stabile e condensa.
Supponi ora di aggiungere nel recipiente un altro gas, per es. N2, che
e' pochissimo solubile in H2O liquida e interagisce pochissimo, in
quelle condizioni, col vapore.
Allora questo gas non influisce sull'equilibrio, ma contribuisce alla
pressione interna, che puo' essere anche molto maggiore di prima.
Da qui vedi che per studiare l'equilibrio acqua<->vapore ti devi
occupare solo della pressione *parziale*, ossia di quella dovuta al
solo vapore di H2O, ignorando la presenza di altri gas "inerti".
Se adesso applichi il ragionamento al caso che avevi in mente, ossia
H2O(l) in presenza di aria (umida) a pressione atmosferica, capisci
che non ha alcuna importanza la pressione totale dell'atmosfera, ma
conta solo la pressione parziale del vapore di H2O.
Questa e' molto minore di 1 atm, e percio' devi ricalcolare il dG per
quella pressione, prima di decidere in che verso andra' il processo.
 
-- 
Elio Fabri

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Grazie per le delucidazioni, credo di aver capito ci rifletto un po' su e se 
ho ulteriori problemi batto un colpo....
Ciao,
fadeh