Termodinamica chimica a a 2005 2005 Lezione IV

Termodinamica chimica a. a. 2005 -2005 Lezione IV TERMOCHIMICA 1

Esercizio 1 Un certo liquido ha Δvap. H°=32 k. J mol-1. Calcolare q, w, ΔH, ΔU quando si vaporizzano 0. 75 mol a 260 K e 765 Torr. Δvap. H°=32 k. J mol-1 n = 0. 75 mol T = 260 K p = 765 Torr 2

Esercizio 2 L’entalpia standard di formazione del fenolo è -165. 0 k. J mol-1. Calcolare l’entalpia standard di combustione. Δf. H°(C 6 H 6 O) = -165. 0 k. J mol-1 Δc. H°(C 6 H 6 O) = ? 3

Esercizio 3 Calcolare l’entalpia standard di idrogenazione dell’ 1 -esene a esano, sapendo che l’entalpia standard di combustione dell’ 1 -esene è -4003 k. J mol-1 e quella dell’esano è -4163 k. J mol-1. Δc. H°= -4003 k. J mol-1 Δc. H°= -4163 k. J mol-1 Δf. H°= -285. 83 k. J mol-1 Δr. H°= -125. 83 k. J mol-1 4

Esercizio 4 Dai seguenti dati, calcolare il Δf. H° del diborano B 2 H 6(g) a 298 K. Δr. H°= -1941 k. J mol-1 -1 x Δr. H°= -2368 k. J mol-1 -3 x Δr. H°= -241. 8 k. J mol-1 Δr. H°= 1152 k. J mol-1 Δf. H°= -1152 k. J mol-1 5

Esercizio 5 Calcolare l’energia interna standard di formazione dell’urea a partire dalla sua entalpia standard di formazione (-333. 51 k. J mol-1). Δf. H°= -333. 51 k. J mol-1 6

Esercizio 6 Sapendo che l’entalpia standard di combustione della grafite è -393. 51 k. Jmol-1 e quella del diamante è -395. 41 k. Jmol-1, calcolare l’entalpia e l’energia interna standard di transizione grafite/diamante. Δc. H°= -393. 5 k. J mol-1 Δc. H°= -395. 41 k. J mol-1 Δtr. H°= 1. 9 k. J mol-1 7

Esercizio 7 Calcolare l’entalpia e l’energia interna standard di combustione del butano liquido sapendo che l’entalpia standard di combustione del gas butano è -2878 k. J mol-1 e l’entalpia di vaporizzazione del butano liquido è 21 k. J mol-1. Δvap. H°= +21 k. J mol-1 Δc. H°= -2878 k. J mol-1 Δc. H°= -2857 k. J mol-1 8

Esercizio 7 9

Esercizio 8 Date le reazioni (1) e (2), determinare a) il Δr. H° e il Δr. U° per la reazione (3), b) il Δf. H° di HCl(g) e H 2 O(g) a 298 K. Si assuma che i gas sono ideali. (1) (2) (3) Δr. H°= -184. 62 k. J mol-1 Δr. H°= -483. 64 k. J mol-1 La reazione (3) può essere ottenuta sottraendo alla reazione (2) la (1), moltiplicata per un coefficiente 2. Δr. H°(3)= -483. 64 k. J mol-1 -2 x(-184. 62 k. J mol-1) = -114. 4 k. J mol-1 Δr. U°(3)= Δr. H°(3) – RTΔn = -114. 4 k. J mol-1 - 8. 314 Jmol-1 K-1 x 298 K x (-1) = -111. 9 k. J mol-1 10

Esercizio 8 (1) (2) (3) Δr. H°= -184. 62 k. J mol-1 Δr. H°= -483. 64 k. J mol-1 Δf. H°(HCl)= -184. 62 k. J mol-1 : 2 = -92. 31 k. J mol-1 Δf. H°(H 2 O)= -483. 64 k. J mol-1 : 2= -241. 82 k. J mol-1 11

Esercizio 9 Calcolare l’entalpia standard della reazione a 100°C sapendo che l’entalpia standard di formazione dell’acqua a 25°C è di -285. 83 k. J mol-1. 12

Esercizio 9 La dipendenza della capacità termica a pressione costante dalla temperatura può essere parametrizzata come segue: Da cui 13

Esercizio 9 14

Esercizio 10 Calcolare il Δr. H° e il Δr. U° a 298 K e il Δr. H° a 348 K per la reazione di idrogenazione dell’acetilene a etliene, sapendo che l’entalpia standard di combustione dell’acetilene è -1300 k. J mol -1 e quella dell’etilene è -1411 k. J mol-1. Considerare le capacità termiche costanti nel range di Temperatura considerato. Δc. H°= -1411 k. J mol-1 Δc. H°= -1300 k. J mol-1 Δr. H°= -285. 83 k. J mol-1 Δr. H°= -175 k. J mol-1 15

Esercizio 10 16

Esercizio 11 Costruire un ciclo termodinamico per determinare l’entalpia di idratazione del Ca++, usando i seguenti dati: Entalpia di sublimazione Ca(s) +178. 2 k. J mol-1 Entalpia di prima ionizzazione Ca(g) +589. 7 k. J mol-1 Entalpia di seconda ionizzazione Ca(g) +1145 k. J mol-1 Entalpia di vaporizzazione Br 2(l) +30. 91 k. J mol-1 Entalpia di dissociazione Br 2(g) +192. 9 k. J mol-1 Entalpia di cattura elettronica. Br(g) -331. 0 k. J mol-1 Entalpia di soluzione di Ca. Br 2(s) -103. 1 k. J mol-1 Entalpia di formazione di Ca. Br 2(s) -682. 8 k. J mol-1 Entalpia di idratazione di Br-(g) -337 k. J mol-1 Entalpia di idratazione di Ca 2+(g) -1587 k. J mol-1 17