Esercizi e problemi tratti dal libro “La chimica di Rippa”
Cap. 13 Energia e velocità delle reazioni chimiche
60. Data la reazione tra BaCl2 e H2SO4 ,completa, scrivi e bilancia l'equazione chimica.
Avendo a disposizione 621 g di cloruro di bario, calcola:
a. quanti grammi di solfato di bario si formano
L'equazione chimica bilanciata è la seguente: BaCl2 + H2SO4 →BaSO4 + 2HCl
Mettiamo in relazione il cloruro di bario con il solfato di bario: BaCl2 + H2SO4 →BaSO4 + 2HCl
↑______________↑
Dall'equazione chimica si deduce che per ogni mole di dicloruro di bario si ottiene 1 mole di
tetraossosolfato di bario. Trasformiamo le moli in grammi:
mBaCl2 = 1 mol * (137.30+35.45*2) g/mol = 208.20 g
mBaSO4 = 1 mol * (137.30+32.07+16.00*4) g/mol = 233.37 g
Proporzione: se con 208.20 g di cloruro di bario si ottengono 233.37 g di solfato di bario, con 621 g
di BaCl2 se ne formeranno x:
208.20:233.37=621:x
→ x = 696.07 g
b. il volume di acido cloridrico prodotto, sapendo che la sua densità è di 0.88 g/cm 3
Mettiamo in relazione il cloruro di bario con l'acido cloridrico:
BaCl2 + H2SO4 →BaSO4 + 2HCl
↑_____________________↑
Dall'equazione chimica si deduce che per ogni mole di dicloruro di bario si ottengono 2 moli di
cloruro di idrogeno. Trasformiamo le 2 moli in grammi:
mHCl = 2 mol * (1.01+35.45) g/mol = 72.92 g
Proporzione: se con 208.20 g di cloruro di bario si ottengono 72.92 g di acido cloridrico, con 621 g
di BaCl2 se ne formeranno x:
208.20:72.92=621:x
→ x = 217.50 g
Si calcola infine il volume dividendo la massa per la densità:V = 217.50g : 0.88 g/cm3 = 247.16 cm3
c. quanti grammi di acido solforico vengono consumati per far reagire tutto il cloruro di bario
Mettiamo in relazione il cloruro di bario con l'acido solforico:
BaCl2 + H2SO4 →BaSO4 + 2HCl
↑_____↑
Dall'equazione chimica si deduce che per far regire 1 mole di cloruro di bario viene consumata 1
mole di acido solforico. Trasformiamo le moli in grammi:
mBaCl2 = 1 mol * (137.30+35.45*2) g/mol = 208.20 g
mH2SO4 = 1 mol * (1.01*2+32.07+16.00*4) g/mol = 98.09 g
Proporzione: se sono necessari 98.09 g di acido solforico per far reagire 208.20 g di cloruro di
bario, ne serviranno x per 621 g di BaCl2:
98.09:208.20=x:621
→ x = 292.57 g
61. Alla pressione di 1.33 bar vengono bruciati completamente 250 g di saccarosio
C12H22O11. Sapendo che la temperatura dell'ambiente è di 37 °C, calcola:
a. quanti dm3 di CO2 vengono prodotti
L'equazione chimica bilanciata è la seguente:
C12H22O11 + 12 O2 →12 CO2 + 11 H2O
Mettiamo in relazione il saccarosio con il diossido di carbonio
C12H22O11 + 12 O2 →12 CO2 + 11 H2O
↑_______________↑
Da 1 mole di saccarosio si ottengono 12 moli di diossido di carbonio. Trasformiamo i 250 g di
saccarosio in moli: nsaccarosio = 250 g : (12.01*12+1.01*22+16.00*11) g/mol = 0.73 mol. Le moli di
diossido di carbonio che si ottengono sono: 0.73*12 = 8.76 mol.
Per ottenere il volume occupato dalle moli di anidride carbonica bisogna ricorrere all'equazione di
stato dei gas perfetti (vedi pag. 167 e l'esempio di pag.169): p*V=n*R*T ,in cui:
p = valore della pressione in atm, nel nostro caso 1.33 bar= 1.33/1.013=1.31 atm
V = volume, in dm3, del diossido di carbonio. È la nostra incognita
n = numero moli anidride carbonica = 0.73
R = costante = 0.0821 L*atm/mol*K
T = temperatura in gradi Kelvin = 37+273 = 310 K
V = (8.76*0.0821*310) : 1.31 = 170 dm3
b. quanti m3 di aria vengono consumati per l'intera combustione (l'ossigeno è pari al 20.9% in
volume dell'aria)
volume O2 = 20.9% volume aria
→ volume aria = volume O2 * 100/20.9 = 813 dm3 = 0.813 m3
c. quanto calore viene prodotto, sapendo che si liberano 5 645 kJ per ogni mole di saccarosio
calore prodotto da 0.73 mol di saccarosio = 0.73 mol * 5645 kJ/mol = 4121 kJ
62. Un cubetto di zinco, puro al 95%, ha spigolo di 3.75 cm e densità 7.00 g/cm 3. Quanti
grammi di acido cloridrico HCl sono necessari per consumare tutto lo zinco? Quali
sono i prodotti della reazione e qual è il loro peso in grammi?
Si tatta di una reazione di sostituzione semplice la cui equazione bilanciata è la seguente:
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
Vcubetto di zinco = 52.73 cm3;
mcubetto di zinco = 52.73 cm3 * 7.00 g/cm3 = 369.11 g;
mZn=95/100*369.11=350.65g
Mettiamo in relazione lo zinco con l'acido cloridrico: Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
↑_____↑
Per consumare 1 mole di zinco sono necessarie 2 moli di HCl. Trasformiamo le moli in grammi:
mZn = 65.37 g; mHCl = 2 mol * (1.01 + 35.45) g/mol = 72.92 g
Proporzione 72.92g di HCl : 65.37 g di Zn = x g di HCl : 350.65 g di Zn → x = 391.15 g
I prodotti della reazione sono il dicloruro di zinco e idrogeno. Mettiamo in relazione lo zinco con il
dicloruro di zinco: Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
↑_____________↑
Con 1 mole di zinco = 65.37 g si hanno (65.37+35.45*2) g = 136.27 g di dicloruro di zinco, con
350.65 g se ne avranno x →
65.37:136.27=350.65:x
→
x= 730.96 g di ZnCl2
Con lo stesso ragionamento, mettendo in relazione lo zinco con l'idrogeno, si ha:
65.37: (1.02*2)=350.65:x
→
x=10.84 g di H2
63. Trattando il carbonato di calcio con acido cloridrico si ottengono cloruro di calcio,
diossido di carbonio e acqua. Quanto carbonato reagisce con 50.0 mL di soluzione
acida 0.500 M? Quanti grammi di cloruro di formano? Quanti dm 3 di diossido si
liberano alle condizioni normali? Sapendo che occorre fornire 1 207 kJ di calore per
ogni mole di carbonato, quanto calore viene complessivamente consumato?
L'equazione, bilanciata, della reazione chimica è:
CaCO3 + 2 HCl →CaCl2 +CO2 + H2O
•
La molarità, simbolo M, indica quante moli di soluto sono sciolte in 1 dm 3 di soluzione:
[HCl] = 0.500 M = 0.5 mol di HCl in 1 dm 3 = 1000 cm3 = 1000 mL. Proporzione: 0.5 moli
di HCl : 1000 mL di soluzione = x moli di HCl:50 mL di soluzione
→ x = 0.025 mol.
Il rapporto stechiometrico tra il carbonato e l'acido cloridrico è ½. Quindi il carbonato che
reagisce con 0.025 mol di acido cloridrico è ½ * 0.025 = 0.0125 mol, la cui massa in
grammi è: mCaCO3 = 0.0125 mol * (40.08 + 12.01 + 16.00*3) g/mol = 1.25 g
•
Il rapporto stechiometrico tra carbonato e cloruro è 1:1. Quindi si formano 0.0125 mol di
CaCl2.. mCaCl2 = 0.0125 mol * (40.08+35.45*2) g/mol = 1.39 g
•
Per convenzione si è stabilito di scegliere la temperatura di 0 °C e la pressione di 1.013 bar
= 1 atm, come condizioni di riferimento, che sono state chiamate condizioni normali. In tali
condizioni una mole di qualsiasi gas occupa un volume di 22.4 litri. I coefficienti
stechiometrici ci dicono che si liberano 0.0125 mol di CO 2, che corrispondono a un volume
di 0.0125 mol * 22.4 L/mol = 0.28 dm3
•
0.0125 mol di CaCO3 * 1 207 kJ/mol = 15.09 kJ di calore complessivamente consumato
64. Bisogna riscaldare 0.300 m3 di acqua da 20.0 °C a 80.0 °C. Sapendo che il calore
specifico dell'acqua è 4.18 kJ/kg*°C e che la combustione completa di una mole di
carbonio produce 393 kJ, calcola quanti grammi di carbonio occorrono per riscaldare
tutta l'acqua e quanti dm 3 di ossigeno a 100 °C e 2.20 bar di pressione sono necessari
per bruciare il carbonio
•
Ricordando che la densità dell'acqua è di 1 000 kg/m 3, si ha: mH2O=0.300 m3 * 1 000 kg/m3 =
300 kg. Per riscaldare 300 kg di acqua da 20 °C a 80 °C, cioè di 60 °C, sono necessari (vedi
calore specifico pag.198) 4.18 kJ/kg * 300 kg * 60 °C = 75 240 kJ. Le moli di carbonio che
bisogna utilizzare sono: 75 240 kJ : 393 kJ = 191.45 mol di C, la cui massa in grammi è:
mC = 191.45 mol * 12.01 g/mol = 2299.31 g
•
Utilizzando l'equazione di stato dei gas perfetti (vedi pag. 167 eil problema 61) e ricordando
che la combustione del carbonio è una reazione di sintesi in cui il rapporto stechiometrico
tra C e O2 è 1:1 ed infine che 2.20 bar = 2.17 atm, si ha: V O2 = (191.45 * 0.0821 * 373) /
2.17 = 2701.77 dm3
65. Un cubo di ferro ha lo spigolo di 0.200 m e la densità di 7.87 kg/dm 3. Calcola il volume
di idrogeno, alla temperatura di 25 °C e alla pressione di 250 000 Pa, che deve essere
bruciato per riscaldare il cubo di 25.0 °C, sapendo che il calore specifico del ferro è
0.460 kJ/kg*°C e che dalla combustione di una mole di idrogeno si libera un calore di
242 kJ. Quanti litri di acqua si producono, quando questa viene portata allo stato
liquido? La densità dell'acqua è 1.00 g/mL.
Lo spigolo ci permette di calcolare il volume che, moltiplicato per la densità, consente di ottenere la
massa:
mFe = 8 dm3 * 7.87 kg/dm3 = 62.96 kg.
Per scaldare 62.96 kg di ferro, di 25 °C, sono necessari (vedi calore specifico, pag 198)
0.460 kJ/kg * °C * 62.96 kg * 25 °C = 724.04 kJ.
La quantità di calore richiesta è ottenuta dalla combustione dell'idrogeno da cui si liberano 242 kJ di
calore per mole. Le moli di idrogeno da utilizzare sono quindi:
724.04 : 242 = 2.99 mol di idrogeno
Il volume occupato da 2.99 mol di H 2 si determina ricorrendo all'equazione di stato dei gas perfetti
(vedi punto a problema 61). In questa equazione la temperatura è espressa in gradi Kelvin, la
pressione in atmosfere e il volume in dm3.
25°C = 298 K – 250 000 Pa = 2.47 atm (105 Pa=0.9869 atm)
VH2 = (2.99*0.0821*298) : 2.47 = 29.62 dm3
La reazione tra l'idrogeno e l'ossigeno, 2H2 + O2 →2H2O, è anche una reazione di sintesi in cui il
rapporto stechiometrico tra le sostanze reagenti è 1 : 1. Quindi le moli di acqua prodotte coincidono
con quelle di idrogeno:
nH2O = 2.99 mol → mH2O = 2.99 mol * (1.01*2+16.00) g/mol = 53.88 g di acqua
VH2O = 53.88 g : 1.00 g/mL = 53.88 mL = 0.0539 L
66. Bruciando l'etanolo C2H5OH si liberano alla temperatura di 36.5 °C e alla pressione di
1.00 atm, 1360 kJ/mol. Sapendo che la grappa ha una gradazione alcolica di 40 gradi
(gradazione alcolica = composizione percentuale V/V) e che la densità dell'etanolo è di
0.80 g/mL, calcola quanta energia il nostro organismo potrebbe liberare da un
bicchiere di 25 mL di grappa.
La composizione percentuale volume/volume (simbolo %V/V), indica quanti cm 3 di soluto liquido
sono sciolti in 100 cm3 di soluzione. Nel nostro caso una soluzione al 40% V/V contiene 40 cm 3 di
soluto, l'etanolo, in 100 cm3 di soluzione, la grappa. Il volume del solvente, l'acqua, è : 100 - 40 =
60 cm3. In un bicchiere di 25 mL (cm3) di grappa sono presenti:
40 : 100 = x : 25
→
x = 10 cm3 di etanolo
la cui massa in grammi è: 0.80 g/mL * 10 cm3 = 8 g. Trasformiamo la massa in moli:
netanolo = 8 g : (12.01*2 + 1.01*6 + 16.00) g/mol = 0.174 mol
L'energia liberata è:
0.174 mol * 1360 kJ/mol = 236.64 kJ
67. L'azione delle radiazioni elettromagnetiche permette la formazione dei perossidi.
Sapendo che per trasformare una mole di H 2O in una mole di H2O2 occorrono 0.50
moli di O2 e 98 kJ/mol, determina quanta energia si deve fornire per produrre 1.00 kg
di acqua ossigenata e a quale pressione l'ossigeno necessario occupa un volume di 300
cm3, sapendo che la temperatura è di 30 °C
Trasformiamo 1 mole di H2O2 in grammi: 1 mol * (1.01*2 + 16.00*2) g/mol = 34.02 g
Calcoliamo le moli corrispondenti a 1.00 kg = 1 000 g di H2O2: 1 000 g : 34.02 g/mol = 29.39 mol
Energia che si deve fornire per produrre 1 kg di H2O2 = 29.39 mol * 98.0 kJ/mol = 2 880.22 kJ
Le moli di ossigeno necessarie sono 29.39 * 0.50 = 14.70 mol
Dall'equazione di stato dei gas perfetti, e ricordando che la pressione è in atm, il volume in dm 3 e la
temperatura in gradi Kelvin, si ha:
p = (n * R * T) / V = (14.70 * 0.0821 * 303) / 0.3 = 1218.94 atm
La pressione deve essere moltiplicata per 1.013 (ricorda 1 atm = 1.013 bar) per convertirla in bar:
1218.94 * 1.013 = 1234.79 bar
68. Se si espone un nastro di magnesio all'aria, la superficie del nastro si opacizza in
conseguenza dell'ossidazione del magnesio, secondo la reazione: 2Mg + O 2 →2MgO.
Un nastro di magnesio di massa 2.06 g viene esposto all'aria. Dopo 10 minuti la
superficie del nastro è diventata opaca e la massa che viene misurata è 2.22 g. Qual è la
velocità della reazione espressa in moli al minuto (mol/min)? Dopo altri 10 minuti la
massa è passata a 2.70 g e ancora dopo altri 10 minuti è di 3.02 g. Calcola la velocità di
reazione nei vari momenti e rappresenta graficamente il suo andamento nel tempo.
Quali conclusioni puoi trarre?
La massa del magnesio, dopo 10 minuti di esposizione all'aria, è di 2.22 g. L'aumento di massa che
si registra è dovuto alla formazione, in seguito alla reazione chimica descritta nella traccia, di ossido
di magnesio. La differenza di massa, 2.22 – 2.06 = 0.16 g, è dovuta all'ossigeno. Trasformiamo i
grammi di ossigeno in moli: 0.16 g : 16.00 g/mol = 0.01 mol. La velocità con cui è avvenuta la
reazione, espressa in moli al minuto è quindi: 0.01 mol / 10 min = 1 * 10-3 mol/min.
Uguale ragionamento si può fare per i successivi 10 minuti:
2.70 – 2.22 = 0.48 g = 0.03 mol → v = 0.03 mol / 10 min = 3 * 10-3 mol/min
3.02 – 2.70 = 0.32 g = 0.02 mol → v = 0.02 mol / 10 min = 2 * 10-3 mol/min
69. Conoscendo la variazione di entalpia delle seguenti reazioni, determina la variazione di
entalpia per la reazione CH4(g) + 1/2 O2(g) →CH3OH(g):
CH4(g) + 2 O2(g) →CO2(g) + 2 H2O(g)
∆H = – 802.4 kJ/mol
CH3OH(g) + 3/2 O2(g) →CO2(g) + 2 H2O ∆H = – 676 kJ/mol
vedi anche n°70
∆Hreazione = (∑ ∆Hfornazione prodotti) – (∑ ∆Hfornazione reagenti)
∑ ∆Hfornazione prodotti (CH3OH) = + 676 kJ/mol; ∑ ∆Hfornazione reagenti (CH4) = + 802.4 kJ/mol
∆Hreazione = 676 – 802.4 = – 126.4 kJ/mol
70. L'entalpia di formazione dell'ossido di bario BaO solido è – 553 kJ/mol, mentre
l'entalpia di formazione del perossido di bario BaO 2 è – 634 kJ/mol. Ca lcola la
variazione di entalpia per la seguente reazione, indicando anche se essa è endotermica
o esotermica: BaO2(s) →BaO(s) + ½ O2(g)
L'entalpia di formazione (∆Hformazione) di una specie chimica è l'energia termica relativa alla
formazione di tutti i legami che la costituiscono, a partire dagli elementi costitutivi nella loro forma
più stabile e in condizioni standard (1 atm e 25 °C).
N.B. Per gli elementi l'entalpia di formazione è nulla.
Se si conoscono le entalpie di formazione dei composti che partecipano a una reazione, si può
risalire alla variazione ∆H della reazione attraverso il seguente calcolo:
∆Hreazione = (∑ ∆Hfornazione prodotti) – (∑ ∆Hfornazione reagenti)
∆Hreazione = – 553 kJ/mol – (– 634 kJ/mol) = 81 kJ/mol
Essendo ∆Hreazione > 0, la reazione è endotermica
71. La reazione di dissociazione del saccarosio in acqua acidulata necessita di un'energia di
attivazione di 107.9 kJ/mol. Quanta energia è necessario fornire per attivare la
dissociazione di 250 g di saccarosio C12H22O11 in un sufficiente volume di acqua
acidulata?
Trasformiamo i 250 g di saccarosio in moli: 250 g : (12.01*12+1.01*22+16.00*4) g/mol = 0.73 mol
Energia di attivazione necessaria = 0.73 mol *107.9 kJ/mol = 78.77 kJ
72. Si esegue in cinque esperimenti successivi la reazione di decomposizione dell'acido
fluoridrico in fluoro e idrogeno gassosi. Vengono rilevati, a 360 °C, valori di velocità di
reazione v, in mol/s, e di concentrazione del reagente [HF], in mol/dm 3, come indicato
nella tabella in basso. Determina il valore della costante di velocità e rappresenta i dati
riportati nella tabella attraverso un grafico
V (mol/s)
[HF] (mol/dm3)
1.16 * 10-9
2 * 10-3
4.64 * 10-9
4 * 10-3
10.44 * 10-9
6 * 10-3
41.76 * 10-9
1.2 * 10-2
65.25 * 10-9
1.5 * 10-2
L'equazione chimica è la seguente: 2 HF →H2 + F2
La costante di velocità è data dalla seguente espressione:
k = v / [HF]2
k = [1.16 * 10-9 mol/s] / [2 * 10-9 mol/dm3]2 = 2.9 * 10-4 dm3 * mol-1 * s-1
Il valore della costante k non cambia anche se la calcoliamo con gli altri valori presenti nella
tabella. Infatti la velocità è direttamente proporzionale al quadrato della concentrazione: se la
concentrazione dell'acido fluoridrico diventa il doppio, il triplo, il sestuplo, 7.5 volte maggiore, la
velocità di decomposizione diventa 22 = 4 volte maggiore, 32 = 9 volte maggiore, 62 = 36 volte
maggiore, 7.52 = 56.25 volte maggiore.
73. Prendi in considerazione la reazione di doppio scambio tra idrogenocarbonato
rameoso e solfuro di calcio. Dopo aver indicato i prodotti e aver scritto e bilanciato
l'equazione chimica, scrivi la relazione che permette di determinare la velocità di
reazione, sapendo che la reazione è del terzo ordine. Indica inoltre come cambia la
velocità se:
• la concentrazione del solfuro viene raddoppiata
• la concentrazione dell'idrogenocarbonato viene quadruplicata
• la concentrazione del solfuro viene ridotta a 2/3 e quella del carbonato a 1/3
I prodotti della reazione sono l'idrogenocarbonato di calcio e il solfuro rameoso. L'equazione
chimica, bilanciata, è:
2 CuHCO3 + CaS → Ca(HCO3)2 + Cu2S
La relazione che permette di determinare la velocità di reazione sapendo che è del terzo ordine è:
v = K * [CuHCO3]2 * [CaS]
•
•
•
Se la concentrazione del solfuro viene raddoppiata, la velocità raddoppia
Se la concentrazione dell'idrogenocarbonato viene quadruplicata, la velocità diventa 4 2 = 16
volte maggiore
Se la concentrazione del solfuro viene ridotta a 2/3 e quella del carbonato a 1/3, la velocità si
riduce di 2/27. Infatti (1/3)2 * (2/3) = 2/27
74. Per far avvenire la trasformazione del ciclopropano C3H6 in propene è necessaria
un'energia di attivazione pari a 272 kJ/mol. Quanto ciclopropano viene trasformato, se
la quantità di energia destinata alla attivazione è 2.00 * 105 kJ?
Moli di ciclopropano che vengono trasformate con l'energia disponibile:
2.00*105kJ / 272 kJ*mol-1 = 735.29 mol
Trasformiamo le moli in grammi, moltiplicando la massa per la massa molare:
mciclopropano = 735.29 mol * (12.01*3 + 1.01*6) g/mol = 30 948 g = 30.95 kg
75. Lo ioduro di potassio KI reagisce con l'ipoclorito di potassio KClO per dare ipoiodito
di potassio KIO e cloruro di potassio KCl. Si mescolano in un reattore 2.5*10 -3 mol di
KI e altrettante di KClO. Dopo 10 minuti rimangono nel recipiente 2.3*10 -3 mol di
ciascun reagente. Calcola la costante di velocità della reazione. Il volume del reattore è
2.00 L e la reazione è del secondo ordine.
Per calcolare la costante di velocità bisogna prima calcolare la velocità della reazione.
Riassumiamo i dati nella seguente tabella:
Moli iniziali di KI e KClO (mol)
Moli dei reagenti dopo 10 minuti (mol)
2.5*10-3
2.3*10-3
Concentrazione iniziale (M in mol/L)
Concentrazione dopo 10 minuti (M in mol/L)
[KI] = [KClO] = 1.25*10-3
[KI] = [KClO] = 1.15*10-3
N.B. Ricorda che la molarità (M) esprime il numero delle moli per litro.
v = ∆ [] / ∆ t
∆ [] = 1*10-4 mol/L
∆ t = 10 min
v = 1*10-5 mol*L-1*min-1
K = v / {[KI]*[KClO]} = 6.4 L*mol-1*min-1
76. La velocità di reazione, relativa alla combinazione in fase gassosa di due generiche
sostanze A e B, è data dalla relazione matematica: v = 1.2*10 -3 * [A]5 * [B]mol/(L*s).
Sapendo che inizialmente vi sono 0.50 mol/L di A e 0.70 mol/L di B e che per ogni mole
di A reagiscono 0.20 moli di B, determina:
• Il valore di v quando si è dimezzata la concentrazione iniziale di A
• Il valore di v quando la concentrazione di B è diminuita di 1/10 rispetto al suo
valore iniziale
Per ogni mole di A reagiscono 0.20 moli di B. Ciò significa che che le moli di B che reagiscono
sono 1/5 di quelle di A. Se la [A] diventa la metà, la [B] diminuisce di 1/5 di 25, cioè di 0.05 moli.
Quindi [B] = 0.65 mol/L
v = 1.2*10-3 * [0.25]5 * [0.65] = 7.6*10-7 mol/(L*s)
Se la [B] diminuisce di 1/10 rispetto al suo valore iniziale, e diventa quindi 0.7 – (1/10 * 0.7) =0.63
mol/L, [A] passa da un valore di 0.5 mol/L a 0.5 – (1/10*0.7*5) = 0.15 mol/L
v = 1.2*10-3 * [0.15]5 * [0.63] = 5.7*10-8 mol/(L*s)
77. Scrivi e bilancia l'equazione chimica relativa alle seguenti equazioni:
•
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acido ipocloroso + idrossido di calcio →
cloruro di berillio + ioduro di sodio →
solfato di alluminio + fluoruro di litio →
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Si tratta di una reazione di neutralizzazione i cui prodotti sono un sale, l'ipoclorito di calcio,
e acqua:
2 HClO + Ca(OH)2 →Ca(ClO)2 + 2 H2O
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È una reazione di doppio scambio i cui prodotti sono dei sali: il cloruro di sodio e lo ioduro
di berillio:
BeCl2 + 2 NaI →2 NaCl + BeI2
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È una reazione di doppio scambio i cui prodotti sono dei sali: il solfato di litio e il fluoruro
di alluminio:
Al2 (SO4)3 + 6 LiF →3 Li2SO4 + 2 AlF3
78. Il monossido di azoto, una sostanza che prende parte in numerosi processi biologici,
reagisce con l'ossigeno per dare NO2 gassoso, una sostanza dal color bruno, secondo la
seguente reazione: 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) ∆Hreazione = - 114 kJ/mol. La reazione è
esotermica o endotermica? Se 2.00 g di NO vengono completamente convertiti a NO 2,
quale quantità di calore viene assorbita o rilasciata?
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La reazione è esotermica (∆Hreazione < 0)
Trasformiamo i grammi di NO in moli: 2.00 g : (14.01+16.00) g/mol = 0.07 mol. La
quantità di calore rilasciata è: 0.07 mol * 114 kJ/mol = 7.98 kJ
79. L'acido acetico CH3COOH viene preparato industrialmente attraverso la reazione del
metanolo con monossido di carbonio. CH3OH(l) + CO(g) → CH3COOH(l)
∆Hreazione =
- 356 kJ/mol. Quale quantità di calore viene sviluppata, quando vengono prodotti 2.00
L di acido acetico, la cui densità è 1.044 g/mL?
Macido acetico = 2 000 mL * 1.044 g/mL = 2 088 g
Trasformiamo la massa in moli: 2 088 g / (12.01*2 + 1.01*4 + 16.00*2) g/mol = 34.77 mol
Quantità di calore rilasciata = 356 kJ/mol * 34.77 mol = 12 378.12 kJ
