Esercitazione con soluzioni n.10 - termochimica - Chimica - a.a.2017/2018 PDF

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ESERCIZI TERMOCHIMICA 1. Calcolare l’entalpia di formazione del metano (CH 4) a partire dagli elementi, sapendo che l’entalpia di combustione del metano è -212,79 kcal/mol e che le entalpie di formazione dell’anidride carbonica e dell’H2O sono rispettivamente -93,69 kcal/mol e -68,3 kcal/mol. Scriviamo la reazione di formazione del CH4: C + 2H2  CH4 Adesso scriviamo la reazione corrispondente ad ogni dato del testo: ∆Hc (CH4) = -212.79 kcal/mol CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O (1) ∆Hf (CO2) = -93.69 kcal/mol C + O2  CO2 (2) ∆Hf (H2O) = -68.3 kcal/mol H2 + 1/2O2  H2O (3) Quindi per ottenere la reazione di formazione del CH4 dobbiamo fare: (2) + 2*(3) – (1) C + O2 + 2H2 + O2 + CO2 + 2H2O  CO2 + 2H2O + CH4 + 2O2 quindi dopo semplificazione: C + 2H2  CH4 E quindi : ∆Hf (CH4) = ∆Hf (CO2) + 2*∆Hf (H2O) - ∆Hc (CH4) ∆Hf (CH4) = -93.69 + 2*(-68.3) –(-212.79) = -17.50 kcal/mol 2. Le entalpie di combustione della formaldeide, CH 2O, e del metanolo, CH3OH, sono rispettivamente: - 136,42 kcal/mol e - 173,64 kcal/mol. Calcolare l’entalpia della reazione: CH2O + H2 → CH3OH Sapendo che l’entalpia di combustione dell’idrogeno è - 68,3 kcal/mol. Scriviamo la reazione corrispondente ad ogni dato del testo: ∆Hc (CH2O) = - 136,42 kcal/mol CH2O + O2  CO2 + H2O (1) ∆Hc (CH3OH) = - 173,64 kcal/mol CH3OH + 3/2O2  CO2 + 2 H2O (2) ∆Hc (H2) = -68.3 kcal/mol H2 + 1/2O2  H2O (3) Quindi per ottenere la reazione CH2O + H2 → CH3OH dobbiamo fare: (1) + (3) – (2) CH2O + O2 + H2 + 1/2O2 + CO2 + 2 H2O  CO2 + H2O + H2O + CH3OH + 3/2O2 quindi dopo semplificazione: CH2O + H2 → CH3OH E quindi : ∆Hf (CH3OH) = ∆Hc (CH2O) + ∆Hc (H2) - ∆Hc (CH3OH) ∆Hf (CH3OH) = - 136,42 + (-68.3) – (- 173,64) = -31.08 kcal/mol 3. Calcolare l’entalpia di formazione dell’etanolo, CH3CH2OH, sapendo che l’entalpia di combustione è -326,68 kcal/mol e che le entalpie di combustione del C e dell’H 2 sono rispettivamente -93,69 kcal/mol e -68,3 kcal/mol. Scriviamo la reazione corrispondente ad ogni dato del testo: ∆Hc (CH3CH2OH) = -326,68 kcal/mol CH3CH2OH + 3O2  2CO2 + 3H2O (1) ∆Hc (C) = -93,69 kcal/mol C + O2  CO2 (2) ∆Hc (H2) = -68.3 kcal/mol H2 + 1/2O2  H2O (3) Quindi per ottenere la reazione dobbiamo fare: 2*(2) + 3*(3) – (1) 2C + 2O2 + 3H2 + 3/2O2 + 2CO2 + 3H2O  2CO2 + 3H2O + CH3CH2OH + 3O2 quindi dopo semplificazione: 2C + 3H2 + 1/2O2  CH3CH2OH E quindi : ∆Hf (CH3CH2OH) = 2*∆Hc (C) + 3*∆Hc (H2) - ∆Hc (CH3CH2OH) ∆Hf (CH3CH2OH) = 2*(-93,69) + 3*(-68.3) – (-326,68) = -65.6 kcal/mol 4. Calcolare la quantità di calore che si ottiene bruciando 1 kg di carbone che contiene il 78% di C, l’8,1% di H2 ; la differenza a 100 sono umidità, ceneri, ossigeno, zolfo, azoto, sapendo che i calori di combustione del C e dell’H2 sono rispettivamente -93,69 kcal/mol e -68,3 kcal/mol. A pressione costante ∆H = Q Nel nostro caso Q = QC + Q H2 = nC*∆Hc (C) + nH2*∆Hc (H2) Bruciando 1kg di carbonio si ottiene mC = 780g e mH2 = 81g, calcoliamo le moli corrispondenti: nC = mC/PA = 780/12 = 65 mol nH2 = mH2/PM = 81/2 = 40.5 mol Quindi Q = 65*(-93.69) + 40.5*(-68.3) = -8856 kcal

5. 500 l di una miscela in condizioni normali costituita (% in volume) dal 35% di etano, C 2H6, dal 25% di isobutano, C 4H10 e dal 40% di H 2 viene bruciata. Calcolare il calore sviluppato nella combustione. Per etano: ΔHC = -372,81 kcal/mol Per isobutano: ΔHC = -683,4 kcal/mol Per idrogeno: ΔHC = -68,3 kcal/mol Quindi in 500l abbiamo 35% di C2H6 ossia VC2H6 = 0.35*500 = 175 l 25% di C4H10 ossia VC4H10 = 0.25*500 = 125 l 40% di H2 ossia VH2 = 0.40*500 = 200 l Condizioni normali, significa che abbiamo p = 1atm e T = 273K Possiamo quindi calcolare le moli di tutti i composti tramite la legge dei gas perfetti: nC2H6 = (p* VC2H6)/RT = (1*175)/(0.08206*273) = 7.81mol nC4H10 = (p* VC4H10)/RT = (1*125)/(0.08206*273) = 5.58mol nH2 = (p* VH2)/RT = (1*200)/(0.08206*273) = 8.92mol Q = nC2H6 * ΔHC(C2H6) + nC4H10 * ΔHC(C4H10) + nH2 * ΔHC(H2) Q = 7.81*(-372.81) + 5.58*(-683.4) + 8.92*(-68.3) = -7334.25 kcal 6. L’aria prelevata da una miniera contiene metano; dopo che è stata innescata la reazione di combustione, a 10 l di aria, (p = 1 atm e T = 273K) si ottiene un calore di combustione di -1635 cal. Calcolare la percentuale di volume di metano nell’aria. ΔHC(metano) = - 212,790 kcal/mol Q = nCH4* ΔHC(CH4) Quindi nCH4 = Q/ ΔHC(CH4) nCH4 = -1.635/(-212.790) = 7.69.10-3 mol Calcoliamo il volume di metano corrispondente tramite la legge dei gas perfetti, sapendo che p = 1 atm e T = 273K. VCH4 = nCH4*R*T/p VCH4 = 7.69.10-3*0.08206*273/1 = 0.172 l E quindi %vCH4 = (VCH4/Varia)*100 %vCH4 = (0.172/10)*100 = 1.72% 7. Calcolare il calore che si svolge quando 4,20 l di H 2 reagiscono con eccesso di N 2 alla p = 200 atm e alla T = 523 K per dare ammoniaca, sapendo che ΔHf (NH3) = - 46,19 kJ/mol. La reazione di formazione di NH3 è 1/2N2 + 3/2H2  NH3 1/2x 3/2x x Calcoliamo le moli di H2 tramite la legge dei gas perfetti a partire dei dati del testo: nH2 = pVH2/RT nH2 = (200*4.20)/(0.08206*523) = 19.57 mol = 3/2x quindi x = 13.047 nNH3 = x = 13.047 mol Q = nNH3* ΔHf (NH3) Q = 13.047*(- 46,19) = -602.6 kJ 8. Calcolare il ΔH° di formazione del CO dagli elementi sapendo che per CO2(g) il ΔH°form = - 393,5 kJ/mol e che per l’ossidazione di CO(g) a CO2(g) il ΔH = - 283,9 kJ/mol. Scriviamo la reazione corrispondente ad ogni dato del testo: ∆Hf (CO2) = - 393.5 kJ/mol C + O2  CO2 (1) ∆Hox (CO) = - 283,9 kJ/mol CO + 1/2O2  CO2 (2) Quindi per ottenere la reazione di formazione del CO dobbiamo fare: (1) - (2) C + O2 + CO2  CO2 + CO + 1/2O2 quindi dopo semplificazione:

C + 1/2O2  CO2 E quindi : ∆Hf (CO) = ∆Hf (CO2) -∆Hox (CO) ∆Hf (CO) = -393.5 - (-283.9) = -109.6 kJ/mol 9. Calcolare il ΔH° per la decomposizione di CaCO3(s) a CaO(s) e CO2(g) sapendo che: ΔH°form di CO2(g) = - 393,5 kJ/mol ΔH°form di CaO(s) = - 635,5 kJ/mol ΔH°form di CaCO3(s) = - 1206,9 kJ/mol Scriviamo la reazione corrispondente ad ogni dato del testo: ∆Hform (CO2) = -393.5 kJ/mol C + O2  CO2 (1) ΔH°form di CaO(s) = - 635,5 kJ/mol Ca + 1/2O2  CaO (2) ΔH°form di CaCO3(s) = - 1206,9 kJ/mol Ca + C + 3/2O2  CaCO3 (3) Quindi per ottenere la reazione di decomposizione di CaCO3(s) a CaO(s) e CO2(g) dobbiamo fare: (1) + (2) – (3) C + O2 + Ca + 1/2O2 + CaCO3  CO2 + CaO + Ca + C + 3/2O2 quindi dopo semplificazione: CaCO3  CO2 + CaO E quindi : ∆Hdec (CaCO3) = ΔH°form(CO2) + ΔH°form(CaO) - ΔH°form(CaCO3) ∆Hdec (CaCO3) = -393.5 + (-635.5) – (-1206.9) = 177.9 kJ/mol 10. Calcolare ΔH° per la reazione: H2 O Na(s)    Na idr  e  Disponendo dei seguenti dati: ΔH°subl. Na = 104,6 kJ/mol ΔH°ion.Na(g) = 493,7 kJ/mol ΔH°idr Na+ = - 397,5 kJ/mol Scriviamo la reazione corrispondente ad ogni dato del testo: ΔH°subl. Na = 104,6 kJ/mol Na(s)  Na(g) (1) ΔH°ion.Na(g) = 493,7 kJ/mol Na(g)  Na+(g) + e- (2) ΔH°idr Na+ = - 397,5 kJ/mol Na+(g)  H2O  Na+idr (3) 2O  Na idr  e  dobbiamo fare: (1) + (2) + (3) Quindi per ottenere la reazione Na(s)  H Na(s) + Na(g) + Na+(g)  H2O  Na(g) + Na+(g) + e- + Na+idr quindi dopo semplificazione: Na(s)  H2O  Na+idr + eE quindi : ∆H° = ΔH°subl. Na + ΔH°ion.Na(g) + ΔH°idr Na+ ∆H° = 104,6 + 493,7 + (-397,5) = 200.8 kJ/mol 11. Calcolare il ΔH°form del glucosio C6H12O6 sapendo che per: CO2(g) ΔH°form = - 393,5 kJ/mol H2O(l) ΔH°form = - 285,8 kJ/mol C6H12O6(s) ΔH°comb = - 2815,8 kJ/mol Scriviamo la reazione corrispondente ad ogni dato del testo: ΔH°form(CO2) = - 393,5 kJ/mol C + O2  CO2 (1) ΔH°form(H2O) = - 285,8 kJ/mol H2 + 1/2O2  H2O (2) ΔH°comb(C6H12O6) = - 2815,8 kJ/mol C6H12O6 + 6O2  6CO2 + 6H2O (3) Quindi per ottenere la reazione di formazione del glucosio dobbiamo fare: 6*(1) + 6*(2) - (3) 6C + 6O2 + 6H2 + 3O2 +6CO2 + 6H2O  6CO2 + 6H2O + C6H12O6 + 6O2 quindi dopo semplificazione: 6C + 6H2 + 3O2  C6H12O6 E quindi : ΔH°form(C6H12O6) = 6*ΔH°form(CO2) + 6*ΔH°form(H2O) - ΔH°comb(C6H12O6) ΔH°form(C6H12O6) = 6*(-393.5) + 6*(-285.8) – (-2815.8) = -1260 kJ/mol

12. Calcolare ΔH°comb di CH4 sapendo che: ΔH°form CO2(g) = - 393,5 kJ/mol; ΔH°form H2O(l) = - 285,8 kJ/mol; ΔH°form CH4 = - 74,85 kJ/mol Scriviamo la reazione corrispondente ad ogni dato del testo: ΔH°form(CO2) = - 393,5 kJ/mol C + O2  CO2 (1) ΔH°form(H2O) = - 285,8 kJ/mol H2 + 1/2O2  H2O (2) ΔH°form(CH4) = - 74,85 kJ/mol C + 2H2  CH4 (3) Quindi per ottenere la reazione di combustione di CH4 dobbiamo fare: (1) + 2*(2) - (3) C + O2 + 2H2 + O2 + CH4  CO2 + 2H2O + C + 2H2 quindi dopo semplificazione: CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O E quindi : ΔH°comb (CH4) = ΔH°form(CO2) + 2*ΔH°form(H2O) - ΔH°form(CH4) ΔH°comb (CH4) = - 393,5 + 2*(-285.8) – (-74,85) = -890.25 kJ/mol 13. Calcolare il calore sviluppato a p = 1 atm e T = 25°C nella combustione di 1,2 m 3 di una miscela di composizione percentuale in volume 70% CH 4 e 30% H 2 con formazione di H 2O liquida, sapendo che le entalpie di combustione del CH4 e dell’H2 sono rispettivamente -212,7 kcal/mol e -68,4 kcal/mol. Q = nCH4*ΔHcomb(CH4) + nH2*ΔHcomb(H2) Abbiamo la pressione totale e la temperatura, quindi calcoliamo, tramite la legge dei gas perfetti, il numero totale di moli: nTOT = pV/RT e V = 1,2 m3 = 1200 dm3 = 1200 l nTOT = (1*1200)/(0.08206*298) = 49.07 mol In modo generale sappiamo che %vi = Xi*100 Quindi %vCH4 = (nCH4/nTOT)*100 nCH4 = 0.70*nTOT nCH4 = 0.70*49.07 = 34.349 mol %vH2 = (nH2/nTOT)*100 nH2 = 0.30*nTOT nH2 = 0.30*49.07 = 14.721 mol Q = 34.349*(-212.7) + 14.721*(-68.4) = -8313 kcal 14. Considerare 1 m3 di una miscela in condizioni standard (p = 1 atm, T = 25°C) con composizione in volume pari a 10% N 2, 30% H2, 60% CO. Sapendo le entalpie standard delle reazioni: 2CO(g) + O2 → 2 CO2(g) ΔH = - 135 kcal 2H2(g) + O2 (g) → 2H2O(l) ΔH = - 136,6 kcal calcolare l’entalpia della reazione di combustione della miscela. A pressione costante sappiamo che ΔH = Q, inoltre N2 è inerte, ciò significa che non prende parte alla reazione, quindi ΔH = Q = nH2* ΔH°(H2) + nCO*ΔH°(CO) Vediamo che le reazioni date e le entalpie corrispondenti non sono molari, cioè entrambi le reazioni sono multiplicate per due quindi: ΔH°(CO) = -135/2 = -67.5 kcal/mol ΔH°(H2) = -136.6/2 = -68.3 kcal/mol Calcoliamo le moli di CO e H2: prima calcoliamo, tramite la legge dei gas perfetti, il numero totale di moli: nTOT = pV/RT e V = 1 m3 = 1000 dm3 = 1000 l nTOT = (1*1000)/(0.08206*298) = 40.89 mol In modo generale sappiamo che %vi = Xi*100 Quindi %vCO = (nCO/nTOT)*100 nCO = 0.60*nTOT nCO = 0.60*40.89 = 24.534 mol %vH2 = (nH2/nTOT)*100

nH2 = 0.30*nTOT nH2 = 0.30*40.89 = 12.267 mol ΔH = 24.534*(-67.5) + 12.267*(-68.3) = -2494 kcal 15. La combustione di 1 mole di glucosio, C 6H12O6 alla p = cost di 1 atm e T = 20°C, porta alla liberazione di -673 kcal. Calcolare ΔU per questo processo. ΔU = ΔH – pΔV Ma sappiamo, dalla legge dei gas perfetti, che pΔV = ΔnRT La reazione di combustione del glucosio è C6H12O6 + 6O2(g)  6CO2(g) + 6H2O quindi 6 moli di ossigeno (gas) danno 6 moli di anidride carbonica (gas): Δn = 6 – 6 = 0 Quindi ΔnRT = pΔV = 0 E quindi ΔU = ΔH = -673 kcal 16. Calcolare ΔU per la combustione totale di 1 mole di acido stearico, C 18H36O2 , a p = 1 atm, T = 293,2 K, sapendo che ΔH = - 2711,8 kcal. ΔU = ΔH – pΔV Ma sappiamo, dalla legge dei gas perfetti, che pΔV = ΔnRT La reazione di combustione dell’acido stearico è C18H36O2 + 26O2(g)  18CO2(g) + 18H2O quindi 26 moli di ossigeno (gas) danno 18 moli di anidride carbonica (gas): Δn = 18 – 26 = -8 Quindi ΔnRT = -8*1.987*293.2 = -4661 cal ATTENZIONE SI DEVE USARE IL VALORE DI R CHE COINVOLGE LE CALORIE R = 1.987 cal/(mol.K) Quindi pΔV = -4.661 kcal E quindi ΔU = -2711.8 – (-4.661) = -2707.1 kcal

17. Sapendo che per la combustione di una mole di glucosio C6H12O6 ΔU = - 673 kcal e che per la combustione di una mole di acido stearico C 18H36O2 ΔU = - 2707,1 kcal, calcolare i valori di ΔH per la combustione del glucosio e dell’acido stearico a T = 293,2 K e p = 1 atm. ΔH = ΔU + pΔV Ma sappiamo, dalla legge dei gas perfetti, che pΔV = ΔnRT La reazione di combustione del glucosio è C6H12O6 + 6O2(g)  6CO2(g) + 6H2O quindi 6 moli di ossigeno (gas) danno 6 moli di anidride carbonica (gas): Δn = 6 – 6 = 0 Quindi ΔnRT = pΔV = 0 E quindi ΔH = ΔU = -673 kcal ΔH = ΔU + pΔV Ma sappiamo, dalla legge dei gas perfetti, che pΔV = ΔnRT La reazione di combustione del glucosio è C18H36O2 + 26O2(g)  18CO2(g) + 18H 2O quindi 26 moli di ossigeno (gas) danno 18 moli di anidride carbonica (gas): Δn = 18 – 26 = -8 Quindi ΔnRT = -8*1.987*293.2 = -4661 cal Quindi pΔV = -4.661 kcal E quindi ΔH = -2707.1 + (-4.661) = -2712.4 kcal...