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

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Presentazione sul tema: "Lezione IV TERMOCHIMICA Termodinamica chimica a.a. 2005-2005 Termodinamica chimica a.a. 2005-2005."— Transcript della presentazione:

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

2 2 Esercizio 1 Un certo liquido ha Δ vap H°=32 kJ mol -1. Calcolare q, w, ΔH, ΔU quando si vaporizzano 0.75 mol a 260K e 765 Torr. Δ vap H°=32 kJ mol -1 n = 0.75 mol T = 260 K p = 765 Torr

3 3 Esercizio 2 Lentalpia standard di formazione del fenolo è kJ mol -1. Calcolare lentalpia standard di combustione. Δ f H°(C 6 H 6 O) = kJ mol -1 Δ c H°(C 6 H 6 O) = ?

4 4 Esercizio 3 Calcolare lentalpia standard di idrogenazione dell 1-esene a esano, sapendo che lentalpia standard di combustione dell 1-esene è kJ mol -1 e quella dellesano è kJ mol -1. Δ c H°= kJ mol -1 Δ c H°= kJ mol -1 Δ f H°= kJ mol -1 Δ r H°= kJ mol -1

5 5 Esercizio 4 Dai seguenti dati, calcolare il Δ f H° del diborano B 2 H 6 (g) a 298 K. Δ r H°= kJ mol -1 Δ r H°= kJ mol -1 Δ r H°= kJ mol -1 Δ r H°= 1152 kJ mol -1 -3x-1x Δ f H°= kJ mol -1

6 6 Esercizio 5 Calcolare lenergia interna standard di formazione dellurea a partire dalla sua entalpia standard di formazione ( kJ mol -1 ). Δ f H°= kJ mol -1

7 7 Esercizio 6 Sapendo che lentalpia standard di combustione della grafite è kJmol -1 e quella del diamante è kJmol -1, calcolare lentalpia e lenergia interna standard di transizione grafite/diamante. Δ c H°= kJ mol -1 Δ c H°= kJ mol -1 Δ tr H°= 1.9 kJ mol -1

8 8 Esercizio 7 Calcolare lentalpia e lenergia interna standard di combustione del butano liquido sapendo che lentalpia standard di combustione del gas butano è -2878kJ mol -1 e lentalpia di vaporizzazione del butano liquido è 21 kJ mol -1. Δ vap H°= +21 kJ mol -1 Δ c H°= kJ mol -1 Δ c H°= kJ mol -1

9 9 Esercizio 7

10 10 Esercizio 8 Date le reazioni (1) e (2), determinare a) il Δ r H° e il Δ r U° per la reazione (3), b) il Δ f H° di HCl(g) e H 2 O(g) a 298 K. Si assuma che i gas sono ideali. (1) (2) (3) Δ r H°= kJ mol -1 Δ r H°= kJ mol -1 La reazione (3) può essere ottenuta sottraendo alla reazione (2) la (1), moltiplicata per un coefficiente 2. Δ r H°(3)= kJ mol -1 -2x( kJ mol -1 ) = kJ mol -1 Δ r U°(3)= Δ r H°(3) – RTΔn = kJ mol Jmol -1 K -1 x 298 K x (-1) = kJ mol -1

11 11 Esercizio 8 (1)(2) (3) Δ r H°= kJ mol -1 Δ r H°= kJ mol -1 Δ f H°(HCl)= kJ mol -1 : 2 = kJ mol -1 Δ f H°(H 2 O)= kJ mol -1 : 2= kJ mol -1

12 12 Esercizio 9 Calcolare lentalpia standard della reazione a 100°C sapendo che lentalpia standard di formazione dellacqua a 25°C è di kJ mol -1.

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

14 14 Esercizio 9

15 15 Esercizio 10 Calcolare il Δ r H° e il Δ r U° a 298K e il Δ r H° a 348K per la reazione di idrogenazione dellacetilene a etliene, sapendo che lentalpia standard di combustione dellacetilene è kJ mol -1 e quella delletilene è kJ mol -1. Considerare le capacità termiche costanti nel range di Temperatura considerato. Δ c H°= kJ mol -1 Δ c H°= kJ mol -1 Δ r H°= kJ mol -1 Δ r H°= -175 kJ mol -1

16 16 Esercizio 10

17 17 Esercizio 11 Costruire un ciclo termodinamico per determinare lentalpia di idratazione del Ca ++, usando i seguenti dati: Entalpia di sublimazione Ca(s) kJ mol -1 Entalpia di prima ionizzazione Ca(g) kJ mol -1 Entalpia di seconda ionizzazione Ca(g)+1145 kJ mol -1 Entalpia di vaporizzazione Br 2 (l) kJ mol -1 Entalpia di dissociazione Br 2 (g) kJ mol -1 Entalpia di cattura elettronicaBr(g) kJ mol -1 Entalpia di soluzione di CaBr 2 (s) kJ mol -1 Entalpia di formazione di CaBr 2 (s) kJ mol -1 Entalpia di idratazione di Br - (g)-337 kJ mol -1 Entalpia di idratazione di Ca 2+ (g)-1587 kJ mol -1


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