Un tale che si nasconde dietro lo pseudonimo (per altro del tuttto
appropriato) di "Il gaglioffo" ha scritto numerosi post dedicati al
sottoscritto, e che suppongo siano stati inviati a questo NG, e
giustamente respinti dal moderatore. Di conseguenza costui si e' avvalso
della piena liberta' concessa dal NG it.scienza per pubblicare li' le
sue ... [riempire a piacere].
Contribuendo con cio' al ruolo di "spazzatura" che quel NG adempie
purtroppo in larga misura :-<
Tralasciando tutto cio' che il suddetto ha scritto di personale nei miei
confronti, ritengo opportuno non lasciare senza risposta le
argomentazioni ... diciamo scientifiche, che possono essere di qualche
interesse anche per i frequentatori di questo NG. Per questo motivo, in
via eccezionale quanto scrivo e' in crosspost con it.scienza.
Tutto e' nato dalla discussione nel thread "Acqua come benzina?" nel
quale si sono poste due questioni:
a) l'acqua si decompone in idrogeno e ossigeno in quali condizioni?
b) e' vero che solidi e liquidi non possono bruciare?
Alla seconda questione dedichero' un intervento separato, quando avro'
tempo; qui mi occupo della prima.
Su questo punto avevo scritto:
> Com'e' noto, io non sono un chimico, e non pretendo di sapere la
> chimica, pero' a questo livello...
> ...
> Secondo: dire che l'acqua si decompone a una certa temperatura mi
> pare improprio. Certamente l'equilibrio 2H20 <--> 2H2 + O2 dipende
> fortemente dalla temperatura (e anche dalla pressione).
Intendevo dire che non esiste *una* temperatura al disopra della quale
l'acqua si decompone (come esiste invece una temperatura di
ebollizione): in linea di principio la reazione avviene a qualsiasi
temperatura, ma la costante di equilibrio cambia parecchio, e il
risultato e' che il grado di dissociazione varia fortemente (anche se
con continuita') in funzione della temperatura. Piu' avanti vedremo i
numeri.
Ma questo al gaglioffo non va bene:
> tempo fa scrisse:
> "dire che l'acqua si decompone a una certa temperatura mi pare
> improprio."
> oggi invece scrive:
> ' In queste condizioni dici che l'acqua "si decompone".'
> A quanto sembra e' facile cambiare idea.
> Ottimo, se la notizia e' accompagnata da altrettanza capacita' di
> assimilazione culturale. Vedremo.
Questo perche' in un altro post avevo scritto:
> A temperatura e pressione ambienti, l'acqua non si decompone in
> idrogeno e ossigeno, prima di tutto perche' l'equilibrio e' tutto
> spostato a favore di H2O.
> Aumentando la temperatura e magari dimunuando la pressione,
> l'equilibrio si sposta; quindi se parti da H2O pura, all'equilibrio
> ti troverai poca H2O e molto H2 + O2.
> In queste condizioni dici che l'acqua "si decompone".
Il nostro (soi-disant) gaglioffo cosi' risponde (su it.scienza):
> Quel gaglioffo a festa di Fabri dice a parole di non sapere nulla di
> chimica.
Che non e' esattamente cio' che ho detto: ho detto che "non pretendo di
sapere la chimica, pero'..."
Quanto a chi poi sappia la chimica e chi no, ora vedremo.
Aggiunge il gaglioffo:
> Un EQUILIBRIO chimico indica sempre la coesistenza tra reagenti e
> prodotti.
> Se durante la reazione chimica i prodotti vengono allontanati, allora
> non si parla piu' di equilibrio.
Il Nostro sembra ignorare che qualunque testo di chimica parla di
equilibrio che si sposta al variare di alcuni parametri, intendendo che
se la reazione procedesse all'equilibrio, si otterrebero rapporti
diversi fra reagenti e prodotti, a seconda di come variano temperatura,
pressione, ecc.
E' esattamente questo che io intendevo.
> Mi pare che tu non tenga minimamemnte in conto il concetto di
> velocita' di reazione.
La velocita' di reazione non c'entra un bel niente. Vedremo fra poco chi
e' che confonde...
> La velocita' di reazione in questione e' talmente bassa che tu non
> vedi nulla dei prodotti (idrogeno e ossigeno), ma questo NON vuol
> dire che l'acqua NON si decompone in idrogeno e ossigeno. Non lo puoi
> dire neppure a T e P ambiente.
Da un lato, con cio' il gaglioffo sta dicendo proprio cio' che ha
criticato quanto l'ho detto io; dall'altro pero' aggiunge uno
strafalcione colossale. Secondo lui a temperatura ambiente non vediamo
la decomposizione solo perche' la reazione e' estremamente lenta.
Come mostrero' fra poco, questo e' del tutto falso. Caso mai, e' la
reazione inversa che e' "congelata": se mescoliamo idrogeno e ossigeno
in un pallone, non succede niente, anche se l'equilibrio richiederebbe
(come mostrero' tra poco) la completa combinazione a formare H2O.
A questo punto il gaglioffo e' cosi' gentile da fornirmi i dati per fare
il calcolo:
> il delta g zero della reazione e' pari a 237, 3 kJ/mol, mentre il
> delta acca zero e' 241.84 kJ/mol
> da questi dati si puo' facilemte calcolare il valore della costante
> di equilibrio alle varie temperature.
> Prova a farlo: imparerai qualcosa di utile e cosi' non dirai piu'
> sciocchezze sull'acqua che a temperatura ambiente non si decompone.
Grazie, ma non ne avevo bisogno: sono in grado di provcurarmi questi
dati, semplicemente prendendo un manuale dallo scaffale che ho qui
accanto. E cosi' trovo che tra l'altro il gaglioffo ha fatto un po' di
confusione: mentre il DG0 che mi da' si riferisce alla reazione di
formazione di H2O *liquida*, il DH0 si riferisce alla formazione in fase
gassosa.
Dice poi che con quei dati posso calcolare la costante di equilibrio
alle varie temperature, il che e' vero solo in modo grossolano.
Spiego per chi non abbia sulla punta delle dita tutta la questione.
DG0 e DH0 indicano le variazioni dell'energia libera (di Gibbs) e
dell'entalpia per la reazione H2 + (1/2) O2 --> H2O, a condizioni
standard (T = 298.15 K, P = 10^5 Pa). La dipendenza dalla temperatura di
DG0 e' data dall'eq. di Gibbs-Helmholtz:
d(DG0/T)/dT = - DH0/T^2 (d/dT va inteso come derivata parziale a
pressione costante).
Percio' per calcolare DG0 a un'altra temperatura, ho bisogno di DH0 *a
tutte le temperature intermedie*. Posso supporre grossolanamente che
resti costante, ma cosi' facendo commetto un errore non trascurabile se
voglio arrivare alle temperature interessanti. Ma lasciamo andare...
Restiamo a temperatura 298.15 K, ossia 25^C, e calcoliamo la costante di
equilibrio, per l'acqua liquida. Si trova Kp = 3.5e41 (quarantuno).
Spiegazione: Kp e' la costante di equilibrio per le pressioni parziali,
legata a DG0 da: DG0 = -RT ln Kp.
Nel nostro caso (prodotto di reazione in fase liquida, reagenti in fase
gassosa) la legge di azione di massa si scrive
1/[PH*sqrt(PO)] = Kp, dove ho indicato con PH, PO le pressioni parziali
di idrogeno e ossigeno.
In termini sperimentali, si dovrebbe procedere cosi': al disopra
dell'acqua liquida, formare una camera contenente solo il vapore saturo;
aspettare che si raggiunga l'equilibrio, e misurare le pressioni
parziali di H2 e O2. Naturalmente l'equilibrio non si raggiungera' mai,
a meno di usare qualche catalizzatore o altri espedienti (qui stanno i
miei limiti: non essendo un chimico, non so bene come si potrebbe
fare...).
Ma non importa: si possono calcolare le pressioni di equilibrio, e
vedremo che basta per capire quello che succede.
Serve solo un altro dato: vista la reazione, PO e' sempre uguale a PH/2.
Ed ecco il risultato: PH = 3.7e-23 Pa, da confrontare la pressione del
vapore saturo di H2O: Psat = 3.2e3 Pa, ossia *26 ordini di grandezza
inferiore*.
Cio' significa che a meno di non usare volumi spropositati, nel gas
*all'equilibrio* non troveremmo *neppure una molecola* di idrogeno e di
ossigeno!
Per avere un'apprezzabile dissociazione dell'acqua la temperatura deve
salire parecchio: ancora a 2300 K (e a pressione atmosferica) siamo
intorno all'1%.
Non aggiungo commenti. Avverto solo che non rispondero' a eventuali
repliche del gaglioffo, perche' non lo ritengo degno di discutere con
me: ne' dal punto di vista scientifico, ne' da quello della normale
educazione.
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Elio Fabri
Dip. di Fisica "Enrico Fermi" - Univ. di Pisa
Sez. Astronomia e Astrofisica
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Received on Mon Jan 28 2002 - 11:54:58 CET