Fondamenti di chimica
Raymond Chang
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CAPITOLO 6
BILANCI ENERGETICI NELLE REAZIONI CHIMICHE
6.15
Ricorda che il lavoro nella espansione di un gas è uguale al prodotto della pressione esterna, che si
oppone alla espansione, per la variazione di volume.
Per convertire il risultato in joule scriveremo
Per convertire il risultato in joule scriveremo
6.16
(a) Poiché la pressione esterna è zero, non si compie lavoro nell’espansione.
(b) La pressione esterna, che si oppone, è 1.5 atm, perciò
Per convertire il risultato in joule scriveremo:
(c)
La pressione esterna, che si oppone, è 2.8 atm, perciò
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Per convertire il risultato in joule scriveremo:
6.17
Una espansione implica un aumento di volume, perciò w deve essere −325 J (vedi l’equazione che
definisce il lavoro pressione-volume.) Se il sistema assorbe calore, q deve essere +127 J. La variazione di
energia (energia interna) è:
ΔE =q +w =127 J −325 J =−198 J
6.18
Strategia: la compressione è un lavoro compiuto sul gas, quale è allora il segno di w? Il calore è
rilasciato dal gas all’ambiente. Questo è un processo esotermico o endotermico? Quale è il segno di q?
Soluzione: Per calcolare la variazione di energia del gas (ΔE), abbiamo bisogno dell’equazione (6.1) del testo.
Il lavoro di compressione è positivo e poiché il calore è rilasciato dal gas, q è negativo. Abbiamo perciò:
ΔE =q +w =−26 kJ +74 kJ =48 kJ
Di conseguenza, l’energia del gas aumenta di 48 kJ.
6.19
Troviamo dapprima il numero di moli di idrogeno formate nella reazione:
Il passaggio successivo è trovare il volume occupato dall’idrogeno gassoso nelle condizioni date. Questa è la
variazione di volume.
Il lavoro pressione-volume compiuto è quindi:
6.20
Strategia: Il lavoro compiuto nella espansione del gas è uguale al prodotto della pressione esterna per
la variazione di volume.
w =−PΔV
Assumiamo che il volume di acqua liquida sia zero confrontato a quello del vapore. Come calcoliamo il volume
del vapore? Qual è il fattore di conversione fra L.atm e J?
Soluzione: Prima dobbiamo calcolare il volume che occuperà il vapore (Vf).
Usando l’equazione dei gas ideali:
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Viene detto che il volume occupato dall’acqua liquida è trascurabile. Perciò,
Ora, sostituiamo P e ΔV nell’Equazione (6.3) del testo e risolviamo rispetto a w.
Il problema chiede il lavoro compiuto espresso in joule. Il seguente fattore di conversione lo si trova nella
Appendice 1 del testo.
Possiamo così scrivere:
Controllo: Poiché questa è una espansione (il lavoro è compiuto dal sistema sull’ambiente),il lavoro compiuto
ha segno negativo.
6.25
L’equazione mostra che 805.6 kJ di calore viene rilasciato quando reagiscono due moli di CuS.
Vogliamo calcolare la quantità di calore rilasciata quando 1 g di CuS reagisce.
Sia ΔH° la variazione di calore per grammo di CuS arrostito. Scriveremo:
6.26
Strategia: L’equazione termochimica mostra che per ogni due moli di NO2 prodotte si liberano 114.6
kJ di calore (nota il segno negativo). Da questa informazione possiamo scrivere un fattore di conversione.
4
Quante moli di NO2 ci sono in 1.26 ×10 g di NO2? Che fattore di conversione è necessario per convertire i
grammi in moli?
4
Soluzione: Dobbiamo prima calcolare il numero di moli di NO2 in 1.26 ×10 g del composto. Poi possiamo
convertire il numero di kilojoule prodotti dalla reazione esotermica. La sequenza delle conversioni è:
grammi di NO2 → moli di NO2 → kilojoule di calore generato
La variazione di calore è perciò:
4
Questa è una reazione esotermica. La quantità di calore rilasciato è 1.57 × 10 kJ.
6.27
Possiamo calcolare il ΔE usando l’ Equazione (6.10) del testo. ΔE =ΔH − RTΔn
Inizialmente abbiamo 2.0 moli di gas. Siccome i nostri prodotti sono 2.0 moli di H2 ed 1.0 mole di O2, c’è un
aumento netto di 1 mole di gas (2 reagenti →3 prodotti). Quindi, Δn =+1. Guardando l’equazione data nel
problema per decomporre 2.0 moli di acqua (ΔH =483.6 kJ) sono richiesti 483.6 kJ. Sostituendo nella equazione
sopra riportata:
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6.28
Inizialmente abbiamo 6 moli di gas (3 moli di cloro e 3 moli di idrogeno). Poiché il nostro prodotto è
costituito da 6 moli di acido cloridrico non c’è una variazione netta nel numero di moli di gas. Di conseguenza
non c’è variazione di volume; ΔV = 0.
, quindi
Dobbiamo moltiplicare ΔHreaz per tre perché la domanda si riferisce a 6 moli di HCl mentre l’equazione come è
scritta genera solo 2 moli di HCl.
6.31
La scelta (d) si verificherà soltanto quando i due metalli vengono messi a contatto. Il calore scorrerà da
Cu ad Al perché Cu è ad una temperatura più alta. La definizione di calore è il trasferimento di energia termica
fra due corpi che si trovano a differenti temperature.
6.32
Il calore specifico di una sostanza è la quantità di calore che serve ad aumentare la temperatura di un
grammo della sostanza di un grado Celsius. Confrontando due sostanze di uguale massa la sostanza con un
calore specifico maggiore richiederà più calore per aumentare la sua temperatura di una certo valore. Sarà
perciò necessario, nelle stesse condizioni di riscaldamento, un tempo maggiore per riscaldare il metallo A ad
una temperatura di 21°C.
6.33
Calore specifico =
6.34
6.35
Vedi Tabella 6.2 del testo per il calore specifico del Hg.
6.36
Strategia: Sappiamo le masse di oro e di ferro così come anche le temperature iniziali di ciascuno.
Possiamo andare a cercare i calori specifici dell’oro e del ferro in Tabella 6.2. Assumendo che non si disperda
calore nell’ambiente possiamo uguagliare il calore ceduto dal ferro e acquistato dall’oro. Con questa
informazione possiamo trovare la temperatura finale dei due metalli messi insieme.
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Soluzione: Trattando il calorimetro come un sistema isolato (non vi è cessione di calore all’ambiente),
possiamo scrivere:
oppure
Il calore acquistato dall’oro è dato da:
dove m ed s sono la massa ed il calore specifico, e Δt = tfinale − tiniziale.
Il calore rilasciato dal ferro è dato da:
Sostituendo nell’equazione derivata sopra, possiamo ricavare tf.
Controllo: La temperatura finale deve trovarsi fra i due valori di partenza?
6.37 Il calore acquistato dal calorimetro è:
La quantità di calore rilasciata dal magnesio, bruciando, in kJ/g è:
La quantità di calore rilasciata dal Mg bruciando in kJ/mol è:
Se la reazione fosse endotermica, cosa succederebbe alla temperatura del calorimetro e dell’acqua?
6.38 Strategia: la reazione di neutralizzazione è esotermica. 56.2 kJ di calore vengono rilasciato quando 1
mole di H+ reagisce con 1 mole di OH- . Assumendo che non ci sia dispersione di calore nell’ambiente possiamo
porre il calore emesso dalla reazione uguale al calore assorbito dalla soluzione che si è formata. Come facciamo
a calcolare il calore rilasciato durante questa reazione? Stiamo facendo reagire 1 mole di H+con 1 mole di OH-?
Come calcoliamo il calore assorbito dalla soluzione che si è formata?
Soluzione: Assumendo che non si disperda calore nell’ambiente possiamo scrivere:
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oppure
Per prima cosa scriviamo come calcoleremmo il calore acquistato dalla soluzione,
dove m e s sono la massa ed il calore specifico della soluzione e Δt = tf − ti.
Assumiamo che il calore specifico della soluzione sia lo stesso dell’acqua e assumiamo che la densità della
soluzione sia quella dell’acqua (1.00 g/mL). Poiché la densità è 1.00 g/mL, la massa di 400 mL di soluzione
(200 mL + 200 mL) è 400 g.
Sostituendo nell’equazione sopra riportata, il calore assorbito dalla soluzione può essere rappresentato da:
Adesso calcoliamo qreaz, il calore rilasciato quando 200 mL di 0.862 M HCl vengono mischiati con 200 mL di
0.431 M Ba(OH)2. L’equazione per la neutralizzazione è:
C’è esattamente la quantità di Ba(OH)2 per neutralizzare tutto l’HCl. Nota che 2 moli di HCl corrispondono ad
1 mole di Ba(OH)2, e che la concentrazione di HCl è il doppio della concentrazione di Ba(OH)2. Il numero di
moli di HCl è:
+
La quantità di calore rilasciata quando 1 mole di H reagisce è data nel problema (−56.2 ×103 J). La quantità di
+
calore liberato quando 0.172 moli di H reagiscono è:
Infine, sapendo che il calore rilasciato dalla reazione eguaglia il calore assorbito dalla soluzione possiamo
ricavare la temperatura finalee della soluzione.
o
6.45
CH4(g) e H(g). Tutte le altre scelte sono elementi nella loro forma stabile ( ΔHf = 0 ). La forma più
stabile dell’idrogeno è H2(g).
6.46
L’entalpia standard di formazione di qualsiasi elemento nella sua forma stabile è zero. Perciò, poiché
o
ΔHf (O2) = 0, a questa temperatura la forma più stabile dell’elemento ossigeno è O2.
6.47
H2O(l) → H2O(g) Endotermica
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è più negativa perché
.
Potresti anche risolvere il problema osservando che H2O(l) è la forma stabile dell’acqua a 25°C, e perciò avrà il
o
valore più negativo di ΔHf .
6.48
(a) Br2(l) è la forma più stabile del bromo a 25°C; perciò, ΔHf[Br2(l)] =0. Poiché Br2(g) è meno stabile
di Br2(l), ΔHf[Br2(g)] >0.
(b) I2(s) è la forma più stabile dello iodio a 25°C; perciò, ΔHf2(s)] =0. Poiché I2(g) è meno stabile di I2(s),
ΔHf2(g)] >0.
6.49
o
Perché H2O(l) ha un ΔHf più negativo di H2O2(l).
6.50
Strategia: Qual è la reazione per la formazione di Ag2O dai suoi elementi? Qual è il valore del ΔHf di
un elemento nel suo stato standard?
Soluzione: L’equazione bilanciata che descrive la formazione di Ag2O(s) dai suoi elementi è:
Sapendo che l’entalpia standard di formazione di qualsiasi elemento nella sua forma più stabile è zero, e usando
l’ Equazione (6.18) del testo scriviamo:
In modo simile dovresti essere in grado di mostrare che ΔHf (CaCl2 ) =ΔHreaz per la reazione
6.51
6.52
Strategia: L’entalpia di una reazione è la differenza fra la somma delle entalpie dei prodotti e la
somma delle entalpie dei reagenti. L’entalpia di ciascuna specie (reagente o prodotto) è data dal prodotto dei
o
coefficienti stechiometrici e della entalpia standard di formazione, ΔHf , delle specie.
Soluzione: Usiamo i valori di ΔHf della Appendice 2 e l’Equazione (6.18) del testo.
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(b) La reazione di neutralizzazione è:
E
,
(vedi Appendice 2 del testo.)
6.53
6.54
6.55
Le entalpie fornite sono in kJ/g. Dobbiamo convertirle in kJ/mol. −22.6 kJ
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6.56 ΔHreaz =∑Δ Hf (prodotti) −∑Δ Hf (reagenti)
La reazione è:
e
6.57
Perché il calore standard di formazione dell’ossigeno è zero?
6.58
L’equazione come è scritta mostra che 879 kJ di calore viene rilasciato quando due moli di ZnS
reagiscono. Vogliamo calcolare la quantità di calore rilasciata quando 1 g di ZnS reagisce.
Sia ΔH° la variazione di calore per grammo di ZnS arrostito. Scriviamo:
2 mol ZnS 97.46 g ZnS Questa è una reazione esotermica. La quantità di calore rilasciato per grammo di ZnS
arrostito è 4.51 kJ/g ZnS.
6.59
La quantità di calore rilasciato è: −92.6 kJ
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6.60
ΔHreaz =∑Δ Hf (prodotti) −∑Δ Hf (reagenti)
L’equazione bilanciata della reazione è:
La variazione di entalpia calcolata sopra è la variazione d’entalpia che si ha se si forma 1 mole di CO2. Il
problema chiede la variazione di entalpia se si formano 66.8 g di CO2. Dobbiamo usare la massa molare della
CO2 come fattore di conversione.
6.61
Reazione ΔH°
(kJ/mol)
S(rombico) +O2(g) →SO2(g) −296.06
SO2(g) → S(monoclino) +O2(g) 296.36
S(rombico) → S(monoclino) Δreaz =0.30 kJ/mol
Qual è la forma allotropica più stabile dello zolfo?
6.62
Strategia: Il nostro scopo è di calcolare la variazione di entalpia per la formazione di C2H6 dai suoi
elementi C e H2. Questa reazione, però, non si verifica direttamente e dobbiamo perciò utilizzare un percorso
indiretto usando l’informazione data dalle equazioni che indicheremo come equazioni (a), (b), and (c).
Soluzione: Questa è l’equazione per la formazione di C2H6 dai suoi elementi.
Guardando la reazione, si vede che servono due moli di grafite come reagente. Moltiplichiamo perciò la
Equazione (a) per due e otteniamo:
Poi abbiamo bisogno di tre moli di H2 come reagente. Moltiplichiamo perciò l’Equazione (b) per tre e
otteniamo:
Infine abbiamo bisogno di una mole di C2H6 come prodotto. L’Equazione (c) ha invece due moli di C2H6 come
reagente per cui abbiamo bisogno di rovesciare la reazione e dividerla per due.
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Sommando le Equazioni
(d), (e), ed (f) abbiamo:
6.63
o
Quella che abbiamo calcolato è una entalpia in condizioni standard e la abbreviamo con ΔH reaz . In questo caso
la reazione in questione era la formazione di una mole di CH3OH dai suoi elementi nei loro stati standard. Il
o
o
ΔH che abbiamo calcolato è perciò anch’esso per definizione il calore di formazione standard ΔHf di CH3OH
(−238.7 kJ/mol).
6.64 La seconda e la terza equazione possono essere combinate per dare la prima equazione.
6.65
In una reazione chimica gli stessi elementi e gli stessi numeri di atomi sono sempre su entrambi i lati
dell’equazione. Questo fornisce un riferimento coerente che permette ala variazione di energia di essere
interpretata come funzione delle variazioni chimiche e fisiche che si sono verificate.. In una reazione nucleare
gli stessi elementi non si mantengono a destra e a sinistra dell’equazione e non esiste un punto di riferimento
comune.
6.66
Riorganizza le equazioni in modo che diano l’equazione desiderata.
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6.67
o
La reazione corrispondente all’entalpia standard di formazione, ΔHf , di AgNO2(s) è:
Invece di misurare l’entalpia direttamente possiamo usare l’entalpia di formazione di AgNO3(s) ed il ΔH
fornito.
6.68
(b) Le equazioni bilanciate sono:
La variazione di entalpia standard per l’equazione (1) è
La variazione di entalpia standard per l'equazione (2) è:
Possiamo ora calcolare la variazione di entalpia per chilogrammo di ciascuna sostanza. La ΔHreaz sopra
riportata ha le dimensioni kJ/mol. Dobbiamo convertirla in kJ/kg.
o
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Poiché l’ammoniaca, NH3, rilascia più energia per chilogrammo di sostanza, sarebbe un migliore combustibile..
6.69
Inizialmente abbiamo 8 moli di gas (2 di azoto e 6 di idrogeno). Poiché il nostro prodotto è costituito
da 4 moli di ammoniaca, c’è una perdita netta di 4 moli di gas ( 8 reagente →4 prodotto). La perdita di volume
corrispondente è
Usando ΔH come −185.2 kJ =(2 ×−92.6 kJ), (questo perché il problema parla della formazione di 4 moli di
ammoniaca, non di 2 moli di ammoniaca per le quali l’entalpia standard viene data nel problema) e −PΔV come
9.9 kJ (che abbiamo appena calcolato):
ΔE =−185.2 kJ +9.9 kJ =−175.3 kJ
6.70
La reazione è, 2Na(s) +Cl2(g) →2NaCl(s). Prima calcoliamo il ΔH° per questa reazione usando i
o
valori di ΔHf in Appendice 2.
Questa è la quantità di calore rilasciato quando 1 mole di Cl2 reagisce (vedi equazione bilanciata). Non stiamo
però facendo reagire 1 mole di Cl2. Dal volume e dalla densità di Cl2, possiamo calcolare i grammi di Cl2. Poi
usando la massa molare di Cl2 come fattore di conversione possiamo calcolare le moli di Cl2. Combinando
questi due calcoli in un passaggio troviamo che le moli di Cl2 sono
o
Infine, possiamo usare il ΔH calcolato sopra per trovare la variazione di calore quando reagiscono 0.0530 moli
di Cl2.
Questa reazione è esotermica. La quantità di calore rilasciato è 43.6 kJ.
6.71
o
(a) Sebbene non possiamo misurare il ΔH di questa reazione, il processo inverso è la combustione del
o
glucosio. Potremmo facilmente misurare ΔH di questa combustione in una bomba calorimetrica.
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o
(b) Possiamo calcolare il ΔH usando le entalpie standard di formazione.
14
ha le dimensioni di kJ/1 mol di glucosio. Vogliamo la variazione di ΔH°per 7.0 ×10 kg di glucosio.
14
Abbiamo bisogno di calcolare quante moli di glucosio ci sono in 7.0 ×10 kg di glucosio. Dovresti riuscire a
giungere alla seguente strategia per risolvere il problema
kg glucosio → g glucosio → mol glucosio →kJ (ΔH°)
6.72
Lo stato iniziale e finale di questo sistema sono identici. Poiché l’entalpia è una funzione di stato il suo
valore dipende soltanto dallo stato del sistema. La variazione di entalpia è perciò zero.
6.73
Dalla reazione bilanciata vediamo che c’è un rapporto 1:2 fra l’idrogeno ed il sodio. Il numero di moli
di idrogeno prodotte è:
Usando l’equazione dei gas ideali scriviamo:
6.74
H(g) +Br(g) → HBr(g) Δ reaz =?
Riorganizza le equazioni in modo che sommate possano dare l’equazione desiderata.
6.75
Usando l’equazione bilanciata, possiamo scrivere:
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6.76
qsistema =0 =qmetallo +qacqua +qcalorimetro qmetallo +qacqua +qcalorimetro =0 mmetallosmetallo(tfinale −tiniziale)
+macquasacqua(tfinale −tiniziale) +Ccalorimetro(tfinale −tiniziale) =0
Tutti i valori richiesti sono dati dal problema. Tutto ciò che devi fare è inserire i valori e ricavare smetallo.
(44.0 g)(smetallo)(28.4 −99.0)°C + (80.0 g)(4.184 J/g⋅ °C)(28.4 −24.0)°C +(12.4 J/°C)(28.4 −24.0)°C =0
3
3
(−3.11 ×10 )smetallo (g⋅ °C) =−1.53 ×10 J smetallo = 0.492 J/g⋅ °C
6.77
Il volume originale dell’ammoniaca è:
6.78
Un buon punto di partenza sarebbe di calcolare l’entalpia standard per entrambe le reazioni:
Calcola l’entalpia standard per la reazione:
Questa reazione corrisponde all’entalpia standard di formazione della CO, perciò usiamo il valore di −110.5
kJ/mol (vedi Appendice 2 del testo).
Calcola l’entalpia standard per la reazione: C(s) +H2O(g) → CO(g) +H2(g)
La prima reazione, che è esotermica, può essere usata per promuovere la seconda reazione, che è endotermica.
In questo modo si producono alternativamente i due gas.
6.79 Come consumatori di energia ci interessa la disponibilità di energia utilizzabile.
6.80
Prima, calcola l’energia prodotta da 1 mole di ottano,
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Il problema chiede l’energia prodotta dalla combustione di 3.785 L di ottano. La ΔHreaz sopra riportata è in
kJ/mol di ottano. Il calore di combustione per 3.785 L di ottano è:
La combustione dell’idrogeno corrisponde invece al calore standard di formazione dell’ acqua:
o
Così, ΔHreaz è lo stesso di ΔHf per H2O(l), ed ha il valore di −285.8 kJ/mol. Il numero di moli di idrogeno
5
richiesto per produrre 1.274 ×10 kJ di calore è:
Infine usiamo la legge dei gas ideali per calcolare il volume del gas corrispondente a 445.8 moli di H2 a 25°C e
1 atm.
Vale a dire che il volume di idrogeno che è energeticamente equivalente a 3.785 L di ottano è oltre 10,000 litri
a 1 atm e 25°C!
7
6.81 La reazione di combustione è : C2H6(l) + O2(g) → 2CO2(g) +3H2O(l)
Il calore rilasciato durante la combustione di una mole di etano è:
Il calore necessario per elevare la temperatura dell’acqua a 98°C è:
La combustione di 1 mole di etano produce 1560 kJ; il numero di moli richieste per produrre 261 kJ è: 1 mol
etano 261 kJ × 1/1560 kJ =0.167 mol etano
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Il volume di etano è:
6.82
Il calore acquisito dall’azoto liquido deve essere uguale al calore rilasciato dall’acqua.
Se possiamo calcolare il calore perso dall’acqua, possiamo calcolare il calore acquistato da 60.0 g di azoto.
Calore perso dall’acqua =
Il calore acquistato da 60.0 g di azoto ha il segno opposto del calore perso dall’acqua.
Il problema chiede del calore molare di vaporizzazione dell’azoto liquido. Sopra abbiamo calcolato la quantità
di calore necessaria per vaporizzare 60.0 g di azoto liquido. Dobbiamo ora convertire da J/60.0 g N2 a J/mol N2.
6.83
Usando il fattore di conversione 1 L.atm =101.3 J:
0.16 J di lavoro sono compiuti dall’acqua quando si espande congelando.
o
6.84
Ricorda che l’entalpia standard di formazione ( ΔHf ) è definita come la variazione di calore che ha
luogo quando 1 mole di composto si forma dai suoi elementi ad una pressione di 1 atm. Solo nella scelta (a)
ΔHreaz =Δ Hf. Nella scelta (b), il C(diamante) non è la forma più stabile del carbonio elementare in condizioni
standard; il C(grafite) è la forma più stabile.
6.85
(a) Non si ha lavoro quando un gas si espande nel vuoto perché la pressione esercitata dal gas è zero.
(b)
Convertendo in joule:
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(c)
Il gas si espanderà finché la pressione è la stessa di quella applicata di 0.20 atm. Possiamo calcolare il
volume finale usando l’equazione dei gas ideali.
La quantità di lavoro compiuto è:
Convertendo in joule:
6.86
(a) Tanto più è bene impacchettato tanto maggiore è la massa di cibo. La capacità termica dipende sia
dalla massa che dal calore specifico.
C =ms
La capacità termica del cibo è maggiore della capacità termica dell’aria per cui il freddo nel freezer sarà
mantenuto più a lungo.
(b)
Il tè ed il caffè sono costituiti principalmente da acqua; un brodo può contenere invece verdure e carne.
L’acqua ha una capacità termica maggiore degli altri ingredienti contenuti nel brodo per cui il caffè ed il tè
mantengono il calore più a lungo del brodo.
6.87 L’equazione bilanciata è:
Questa equazione rappresenta l’entalpia standard di
6.88
formazione di Fe2O3.
Dall’Appendice 2, l’entalpia standard di formazione di Fe2O3 =−822.2 kJ/mol. Perciò, ΔH° per la reazione è:
Guardando la equazione bilanciata, questa à la quantità di calore rilasciato quando reagiscono 4 moli di Fe. Ma
noi stiamo facendo reagire 250 g di Fe, non 4 moli. Possiamo convertire i grammi di Fe in moli, poi usare
ΔH°come fattore di conversione per avere i kJ.
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6.89
Un fattore di conversione di cui abbiamo bisogno per risolvere questo problema è la massa molare
dlel’acqua. L’altro è dato dal problema. Ci vogliono 44.0 kJ di energia per vaporizzare 1 mole di acqua.
Dovresti giungere a questa strategia per risolvere il problema.
6.90
Il calore necessario per aumentare la temperatura di 1 litro di acqua di 1°C è:
Poi convertiamo il volume dell’Oceano Pacifico in litri.
20
La quantità di calore necessario per aumentare la temperatura di 7.2 ×10
L di acqua è:
Infine possiamo calcolare il numero di bombe atomiche necessarie per sviluppare questo calore.
6.91
Dapprima calcoliamo il volume finale della CO2 gassosa:
Il lavoro di espansione compiuto è 1.06 kJ.
6.92
Strategia: Il calore rilasciato durante la reazione viene assorbito sia dall’acqua che dal calorimetro.
Come calcoliamo il calore assorbito dall’acqua? Come calcoliamo il calore assorbito dal calorimetro? Quanto
calore è rilasciato quando si fanno reagire 1.9862 g di acido benzoico? Il problema dà le quantità di calore
rilasciato quando viene fatta reagire 1 mole di acido benzoico. (−3226.7 kJ/mol).
Soluzione: Il calore di reazione (combustione) viene assorbito sia dall’acqua che dal calorimetro.
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qreaz =−(qacqua +qcal)
Se possiamo calcolare sia il qacqua che il qreaz, possiamo allora calcolare il qcal. Prima calcoliamo il calore
assorbito dall’acqua.
qacqua =macquasacquaΔt
4
qacqua = (2000 g)(4.184 J/g⋅ °C)(25.67 −21.84)°C =3.20 ×10 J =32.0 kJ
Poi calcoliamo il calore rilasciato (qreaz) quando vengono bruciati 1.9862 g di acido benzoico. Il ΔHreaz è dato
in kJ/mol. Convertiamo ora qreaz in kJ.
E,
qcal =−qreaz −qacqua
Per calcolare la capacità temrica del calorimetro, possiamo usare la seguente equazione:
6.93
(a) In tutto questo calcolo teniamo una cifra significativa in più per evitare errori di arrotondamento. Il
numero di moli di acqua presenti in 500 g è:
Dall’equazione per la produzione di Ca(OH)2, abbiamo che 1 mol H2O = 1 mol, CaO = 1 mol Ca(OH)2. Il
calore generato dalla reazione è perciò:
Conoscendo il calore specifico ed il numero di moli di Ca(OH)2 prodotte, possiamo calcolare l’aumento di
temperatura usando l’Equazione (6.12) del testo. Prima dobbiamo trovare la massa di Ca(OH)2 in 27.75 moli.
Dall’Equazione (6.12) del testo scriviamo:
q =msΔt
Riarrangiandola otteniamo:
e la temperatura finale è:
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Una temperatura di 758°C è sufficientemente alta da incendiare il legno.
(b)
La reazione è:
o
è data nel problema (−65.2 kJ/mol). Inoltre anche i valori di ΔHf per il CaO e l’H2O sono dati.
o
Possiamo quindi risolvere rispetto a ΔHf di Ca(OH)2.
6.94 Dapprima, calcoliamo l’entalpia standard di reazione.
Questa è la variazione di entalpia per ogni 2 moli di SO2 che viene rimossa. Il problema chiede di calcolare la
5
variazione di entalpia per questo processo de vengono rimosse 6.6 ×10 g di SO2.
6.95
Prima dobbiamo calcolare il volume del pallone. 4 3 1000 L
(a) Possiamo calcolare la massa dell’elio usando l’equazione dei gas ideali
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(b) Lavoro compiuto =
8
Lavoro compiuto =−2.0 ×10 J
6.96
(a) Il calore necessario per aumentare la temperatura dell’acqua da 3°C s 37°C può essere ottenuto
usando l’equazione:
Prima dobbiamo calcolare la massa dell’acqua (=water).
4 bicchieri d’acqua
3
Il calore necessario per innalzare la temperatura di 1.0 ×10 g di acqua è:
(b)
Dobbiamo calcolare sia il calore necessario per fondere la neve sia il calore necessario per scaldare
l’acqua da 0°C a 37°C (normale temperatura del corpo).
Il calore necessario per fondere la neve è:
Il calore necessario per innalzare la temperatura dell’acqua da 0°C a 37°C è:
Il calore complessivo perso dal corpo è:
6.97 La reazione che ci interessa è la formazione dell’etanolo dai suoi elementi.
Con la reazione di combustione dell’etanolo, possiamo sommare altre reazioni in modo da ottenere la reazione
sopra scritta.
Rovesciando la reazione che rappresenta la combustione dell’etanolo si ha:
Dobbiamo aggiungere equazioni in modo da aggiungere C (grafite) e togliere H2O dai reagenti. Scriviamo:
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6.98
Il calore acquistato dal ghiaccio = calore perso dalla bevanda
6.99
Il calore richiesto per scaldare 200 g di acqua (assumi d = 1 g/mL) da 20°C a 100°C è: q = msΔt q =
4
(200 g)(4.184 J/g⋅ °C)(100 − 20)°C = 6.7 × 10 J
Poiché il 50% del calore che proviene dalla combustione del metano si perde nell’ambiente serve il doppio del
4
5
2
calore necessario: 2(6.7 × 10 J) = 1.3 × 10 J = 1.3 × 10 kJ.
Usa le entalpie standard di formazione (vedi Appendice 2) per calcolare il calore di combustione del metano.
2
Il numero di moli di metano necessarie per produrre 1.3 × 10 kJ di calore è:
Il volume di 0.15 moli di CH4 a 1 atm e 20°C è:
Poiché abbiamo il volume di metano necessario espresso in litri, convertiamo prima il costo del gas naturale
3
convertiamo il costo del gas naturale per 0.42 m3 al costo al litro.
Il costo di 3.6 L di metano è:
6.100 Dal Capitolo 5 abbiamo visto che l’energia cinetica (o energia interna) di 1 mole di gas è 3/2RT. Per 1
mole di un gas ideale, PV = RT. Possiamo scrivere:
energia interna = 3/2 RT = 3/2 PV
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8
Perciò l’energia interna è 9.9 ×10 J.
Si può così calcolare la temperatura finale del rame metallico.
6.101 Per rompere un legame chimico bisogna fornire energia. Per lo stesso motivo quando un legame si
forma viene rilasciata dell’energia.
6.102 (a)
(b) La reazione per la combustione dell’acetilene è:
Possiamo calcolare la variazione di entalpia per questa reazione dai valori di entalpia standard di formazione
dati in Appendice 2 del testo.
Guardando l’equazione bilanciata, questa è la quantità di calore rilasciata quando vengono fatte reagire 2 moli
di C2H2. Il problema chiede la quantità di calore che si può ottenere partendo da 74.6 g di CaC2. Da questa
quantità di CaC2 possiamo calcolare le moli di C2H2 che si formano.
o
Possiamo ora usare il ΔH reaz calcolato sopra come fattore di conversione per determinare la quantità di calore
ottenuta quando si bruciano 1.16 moli di C2H2.
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6.103 Quando si bruciano 1.034 g di naftalene si formano 41.56 kJ di calore. Convertiamo questo nella
quantità di calore che si sviluppa per ogni mole. La massa molare del naftalene è 128.2 g/mol.
q ha segno negativo perché è una reazione esotermica.
Questa reazione viene condotta a volume costante (ΔV =0) e quindi non si compie alcun lavoro, w =−PΔV =0.
Dall’Equazione (6.4) del testo ne segue che la variazione di energia è uguale alla variazione di calore.
ΔE =q +w
=qv =−5153 kJ/mol
Per calcolare il ΔH, riorganiziamo l’Equazione (6.10) del testo.
ΔE =ΔH −RTΔn
ΔH =ΔE +RTΔn
Per calcolare il ΔH, bisogna determinare il Δn, che è la differenza fra le moli dei gas prodotti e quelle dei gas
reagenti gas reagenti. Guardando la reazione bilanciata della combustione del naftalene:
C10H8(s) +12O2(g) →
In questo caso il ΔH è uguale al qp?
6.104 (a)
Se non si verifica alcuno scambio di calore fra il sistema e l’ambiente allora q = 0 (Si dice che
il processo è adiabatico).
ΔE =q +w =w
Poiché il sistema compie lavoro sull’ambiente, w è una quantità negativa e c’è una diminuzione della energia
del sistema. Nella Sezione 5.6 del testo vediamo che l’energia cinetica media di un gas è direttamente
proporzionale alla temperatura assoluta [Equazione (5.15) del testo]. Ne segue che con il diminuire dell’ energia
del sistema, diminuisce anche la temperatura. è questo effetto di raffreddamento (o la diminuzione della energia
cinetica delle molecole di acqua ) che è responsabile della formazione della neve.
(b)
Questo processo è approssimativamente adiabatico, perciò q =0 e ΔE =w. Il lavoro è compiuto sul gas
(sistema) ed è perciò positivo e si ha un aumento dell’energia del sistema. Come discusso nella parte (a)
l’energia cinetica di un gas è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta. La temperatura del sistema
perciò aumenta, e lo notiamo come un effetto di riscaldamento alla base della valvola.
(c)
Assumiamo che quando l’auto si ferma la sua energia cinetica viene completamente convertita in
calore (attrito fra freni e ruote ed attrito fra ruote e asfalto). Perciò,
In questo modo la quantità di calore generato deve essere proporzionale alla distanza di frenata,
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2
Con l’aumentare di u, pertanto, aumenta a 2u, d aumenta a (2u) =4u che è proporzionale a 4d.
6.105 L’acqua ha un calore specifico maggiore dell’aria. Per questo motivo aria umida e fredda assorbe più
calore dal copro di aria fredda ma secca. Per lo stesso principio l’aria calda e umida dà più calore al corpo.
6.106 Poiché nei deserti l’umidità è molto bassa, c’è poco vapor d’acqua nell’aria per catturare il calore
irradiato dal suolo durante il giorno. Una volta che il sole tramonta la temperatura cala rapidamente. Nei climi
desertici una escursione termica fra il giorno e la notte di 70°C è abbastanza comune. Le regioni costiere hanno
livelli di umidità molto più alti rispetto ai deserti. La presenza di vapore acqueo nell’aria trattiene il calore e
rende le notti più miti. Inoltre la sabbia e le rocce del deserto hanno bassi calori specifici confrontati con quelli
dell’acqua nell’oceano. L’acqua assorbe molto più calore durante il giorno rispetto alla sabbia e alle rocce e
tiene una temperatura più calda di notte.
6.107 Scriviamo le equazioni bilanciate per le reazioni fra Mg e CO2, e Mg e H2O. Possiamo dunque
calcolare il ΔH°reaz di ciascuna reazione dai valori di ΔH°f .
Per la reazione (1),
è:
Per la reazione (2),
è:
Entrambe queste reazioni sono fortemente esotermiche, e questo fomenterà l’incendio invece di estinguerlo.
6.108 Dapprima calcoliamo il ΔH per la combustione di una mole di glucosio usando i dati dell’Appendice 2
del testo. Possiamo pi calcolare il calore prodotto nel calorimetro. Usando il calore prodotto dalla combustione
di 1 mole di glucosio ci permetterà di calcolare la massa di glucosio nel campione. Infine si può calcolare la %
o
in massa di glucosio nel campione. C6H12O6(s) +6O2(g) →6CO2(g) +6H2O(l) H
Il calore prodotto nel calorimetro è: (3.134°C)(19.65 kJ/°C) =61.58 kJ
Se x è la massa di glucosio nel campione:
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6.109
In (b) l’energia interna di un gas ideale dipende soltanto dalla temperatura. Siccome la temperatura è tenuta
costante, ΔE = 0. E anche, ΔH = 0 perché ΔH =ΔE + Δ(PV) =ΔE + Δ(nRT) = 0.
6.110 (a)
Dalla massa di CO2 prodotta, possiamo calcolare le moli di carbonio nel composto.Dalla
massa di H2O prodotta, possiamo calcolare le moli di idrogeno nel composto.
Il rapporto molare fra C e H è 1:1, e la formula empirica è CH.
(b) La massa molare empirica di CH è 13.02 g/mol.
Perciò la formula molecolare è C6H6, e l’idrocarburo è il benzene. La reazione di combustione è:
2C6H6(l) + 15O2(g) → 12CO2(g) + 6H2O(l)
17.55 kJ di calore vengono rilasciati quando 0.4196 g dell’idrocarburo viene bruciato. Possiamo ora calcolare
l’entalpia di combustione ( ΔH ) della reazione in kJ/mol. Poi dalla entalpia di combustione possiamo calcolare
l’entalpia di formazione di C6H6.
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6.111 Se il corpo assorbe tutto il calore rilasciato ed è un sistema isolato l’aumento di temperatura è, Δt, è:
Se la temperatura del corpo deve rimanere costante, il calore rilasciato dalla attività metabolica deve essere
usato per l’evaporazione dell’acqua come sudorazione, perciò,
Assumendo che la densità del sudore sia 1 g/mL, questa massa corrisponde ad un volume di 4.1 L. La quantità
reale di sudore è un po’ meno perché parte del calore corporeo è disperso nell’ambiente per convezione o
radiazione.
6.112
Lavoro compiuto totale = (−2 L⋅ atm) + (1 L⋅ atm) =−1 L⋅ atm
Convertendo in joule,
In un processo ciclico la variazione di una funzione di stato deve essere zero. Concludiamo dunque che il lavoro
non è una funzione di stato. Osserva che il lavoro totale compiuto coincide con l’area inclusa nella curva.
