Termochimica: entalpia e legge di Hess con esercizi

Fine settembre 2026, quarta liceo scientifico (vale identico per scienze applicate e per il tecnico chimico): dopo il capitolo sulle soluzioni e la concentrazione, il programma di chimica passa alla termochimica, di solito fra inizio e metà ottobre, prima di arrivare a cinetica ed equilibrio. La prima verifica sull’entalpia cade tipicamente fra inizio novembre e inizio dicembre — fra cinque e nove settimane da adesso.

Se non hai ancora ripassato le concentrazioni, che tornano utili quando in un esercizio serve calcolare le moli da una soluzione, trovi il metodo in Concentrazione delle soluzioni: molarità e diluizioni. Qui invece parto dall’entalpia: cos’è, come si calcola con la legge di Hess, e dove si nasconde l’errore che fa perdere più punti in verifica.

Sistema, ambiente e il senso dell’entalpia

In termochimica si distingue sempre il sistema (la reazione chimica che si sta studiando) dall’ambiente (tutto il resto: il recipiente, l’aria, il laboratorio). L’entalpia $H$ è una grandezza che misura il contenuto energetico di un sistema a pressione costante — la condizione più comune in laboratorio, dove le reazioni avvengono a contatto con l’atmosfera. Quello che si misura davvero non è mai $H$ in sé, ma la sua variazione durante una reazione:

Il segno di $\Delta H$ dice se la reazione libera o assorbe energia, e da qui nascono le due categorie fondamentali.

Reazioni esotermiche ed endotermiche

Una reazione esotermica libera calore verso l’ambiente: l’energia dei prodotti è più bassa di quella dei reagenti, quindi $\Delta H<0$. Una reazione endotermica assorbe calore dall’ambiente: i prodotti hanno energia più alta dei reagenti, quindi $\Delta H>0$.

Sul diagramma energetico (energia sull’asse verticale, andamento della reazione sull’asse orizzontale):

• nell’esotermica, la linea dei prodotti sta sotto quella dei reagenti;
• nell’endotermica, la linea dei prodotti sta sopra quella dei reagenti.

Un esempio di reazione esotermica che conosci già dalla vita di tutti i giorni è qualunque combustione (bruciare metano, benzina, legna): l’energia in eccesso si libera come calore, ed è per questo che ti scaldi vicino a un fuoco. Un esempio di reazione endotermica è la dissoluzione del nitrato di ammonio in acqua, che raffredda la soluzione — lo stesso principio delle bustine “ghiaccio istantaneo”.

L’equazione termochimica

Un’equazione termochimica è un’equazione chimica bilanciata a cui si affianca il valore di $\Delta H$, con tanto di stato fisico di ogni specie (perché passare da liquido a gas costa energia, e cambia il bilancio):

Due convenzioni da rispettare sempre:

• $\Delta H$ si riferisce alla reazione così come è scritta, con quei coefficienti: se raddoppi tutti i coefficienti, $\Delta H$ raddoppia.
• L’unità è kJ (o kJ/mol, riferito a una mole della reazione così scritta) — non confondere con l’energia di legame di un singolo legame, che si esprime per mole di legami, non per mole di reazione.

Entalpia standard di formazione

L’entalpia standard di formazione $\Delta H_f^{\circ }$ di una sostanza è la variazione di entalpia della reazione che forma una mole di quella sostanza a partire dagli elementi nel loro stato standard (la forma più stabile a 25 °C e 1 atm: ${\mathrm{O}}_2(\mathrm{g})$, ${\mathrm{H}}_2(\mathrm{g})$, $\mathrm{C}(\mathrm{grafite})$, e così via).

Una convenzione che quasi ogni esercizio sfrutta senza dirlo esplicitamente: l’entalpia di formazione di un elemento nel suo stato standard è, per definizione, zero. $\Delta H_f^{\circ }({\mathrm{O}}_2(\mathrm{g}))=0$, $\Delta H_f^{\circ }({\mathrm{H}}_2(\mathrm{g}))=0$: sono già “nella loro forma di partenza”, non c’è nessuna reazione di formazione da compiere.

La formula per calcolare $\Delta H^{\circ }$ di una reazione

Dalle entalpie di formazione tabulate si calcola l’entalpia standard di una qualunque reazione con questa formula:

dove $n_p$ e $n_r$ sono i coefficienti stechiometrici dell’equazione bilanciata. Il punto su cui inciampa quasi tutta la classe: i coefficienti moltiplicano ogni valore di $\Delta H_f^{\circ }$ prima di sommare o sottrarre — se hai $2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ nella reazione, nella formula compare $2\times \Delta H_f^{\circ }({\mathrm{H}}_2\mathrm{O})$, non $\Delta H_f^{\circ }({\mathrm{H}}_2\mathrm{O})$ una volta sola.

La legge di Hess

La legge di Hess dice che $\Delta H$ di una reazione dipende solo dallo stato iniziale (reagenti) e dallo stato finale (prodotti), non dal percorso seguito per arrivarci — l’entalpia è una funzione di stato. Conseguenza pratica: se una reazione si può ottenere sommando due o più reazioni intermedie, il suo $\Delta H$ è la somma dei $\Delta H$ di quelle reazioni intermedie.

Per usare la legge di Hess servono due regole di manipolazione delle equazioni:

1. Se inverti una reazione (scambi reagenti e prodotti), il segno di $\Delta H$ cambia: quello che prima liberava energia, ora la assorbe nella stessa quantità.
2. Se moltiplichi tutti i coefficienti di una reazione per un fattore $k$, $\Delta H$ si moltiplica per lo stesso fattore $k$.

La formula con le entalpie di formazione vista sopra è, in realtà, un caso particolare della legge di Hess: la reazione di interesse si scompone nel percorso “reagenti → elementi → prodotti”, passando per la formazione di ciascuna specie dai suoi elementi.

Un cenno alle energie di legame

Un metodo alternativo, meno preciso ma utile quando non hai le entalpie di formazione, stima $\Delta H$ dalle energie di legame (l’energia necessaria per rompere un singolo tipo di legame in fase gassosa):

Qui il segno è invertito rispetto alla formula delle entalpie di formazione, perché rompere legami costa energia (è sempre positivo) mentre formarli libera energia. A questo livello basta riconoscere il metodo, senza approfondirlo oltre.

Il calore da massa o moli

Una volta noto $\Delta H$ (in kJ/mol, riferito alla reazione bilanciata), il calore scambiato da una quantità qualsiasi di reagente si trova con una proporzione diretta:

dove $n$ sono le moli del reagente su cui è riferita la reazione (attenzione al coefficiente: se $\Delta H$ è dato per la reazione con 2 mol di un reagente, il valore per mole di quel reagente è $\Delta H/2$). Se hai una massa invece delle moli, converti prima con $n=m/M$ — lo stesso passaggio che si usa in stechiometria (ne parlo in Mole e stechiometria: il metodo in terza superiore).

Errori tipici

Tre esercizi svolti

1. Calcolare $\Delta H_r^{\circ }$ dalle entalpie di formazione. Calcola l’entalpia standard di combustione del metano:

sapendo che $\Delta H_f^{\circ }(\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4)=-74,8$ kJ/mol, $\Delta H_f^{\circ }(\mathrm{C}{\mathrm{O}}_2)=-393,5$ kJ/mol, $\Delta H_f^{\circ }({\mathrm{H}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l}))=-285,8$ kJ/mol e $\Delta H_f^{\circ }({\mathrm{O}}_2)=0$ (elemento nel suo stato standard).

Applico la formula, moltiplicando ciascun valore per il proprio coefficiente:

Il segno negativo conferma che la combustione del metano è esotermica, come ci si aspetta da qualunque combustione.

Su questo argomento non esiste ancora una simulazione dedicata sul sito: trovi comunque tutte quelle disponibili sulle altre materie in /simulazioni/liceo/, con la risposta corretta gratis e la soluzione guidata che si sblocca con la prima lezione.

2. Legge di Hess con reazioni intermedie. Conoscendo le due reazioni:

trova $\Delta H_3$ per la reazione complessiva $\mathrm{C}(\mathrm{grafite})+{\mathrm{O}}_2(\mathrm{g})\to \mathrm{C}{\mathrm{O}}_2(\mathrm{g})$.

Sommando le due equazioni intermedie riga per riga, il $\mathrm{CO}(\mathrm{g})$ compare come prodotto nella prima e come reagente nella seconda: si elimina, esattamente come in un sistema di equazioni. Sommando anche i due $\frac{1}{2}{\mathrm{O}}_2$ si ottiene ${\mathrm{O}}_2$ intero, e il risultato netto è proprio la reazione richiesta. Per la legge di Hess, $\Delta H_3$ è la somma dei due valori:

Il valore trovato coincide, non a caso, con $\Delta H_f^{\circ }(\mathrm{C}{\mathrm{O}}_2)$ usato nell’esercizio 1: la reazione “carbonio più ossigeno dà anidride carbonica” è esattamente la reazione di formazione della $\mathrm{C}{\mathrm{O}}_2$ dai suoi elementi, e la legge di Hess garantisce che il risultato sia identico indipendentemente dal percorso (diretto, o passando per il monossido di carbonio).

3. Calore liberato da una massa data. Usando il $\Delta H_r^{\circ }=-890,3$ kJ/mol trovato nell’esercizio 1, quanto calore si libera bruciando completamente $8,0$ g di metano (massa molare $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4=16$ g/mol)?

Converto la massa in moli:

Il $\Delta H_r^{\circ }$ dato è riferito a 1 mol di $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$ (il coefficiente nella reazione bilanciata), quindi il calore liberato da $0,5$ mol è:

Bruciando $8,0$ g di metano si liberano circa $445$ kJ di calore verso l’ambiente (il segno è omesso perché la domanda chiede “quanto calore si libera”, già implicitamente positivo per una reazione esotermica).

Prima della verifica

Per questo argomento non esiste ancora una simulazione dedicata di chimica sul sito: trovi test cronometrati su altre materie in /simulazioni/liceo/. Per il resto del programma di scienze, e per i capitoli che seguono la termochimica (cinetica ed equilibrio), trovi il quadro completo in /materie/scienze/; ne parlo nello specifico in Cinetica chimica: velocità di reazione ed esercizi e in Equilibrio chimico e Le Châtelier in quarta.

Se l’entalpia e la legge di Hess ti stanno creando più dubbi che certezze, la prima chiamata conoscitiva è gratuita e dura mezz’ora.