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

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

Esercizio 2 L’entalpia standard di formazione del fenolo è -165.0 kJ mol-1. Calcolare l’entalpia standard di combustione. ΔfH°(C6H6O) = -165.0 kJ mol-1 ΔcH°(C6H6O) = ?

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 kJ mol-1 e quella dell’esano è -4163 kJ mol-1. ΔcH°= -4003 kJ mol-1 ΔcH°= -4163 kJ mol-1 ΔfH°= -285.83 kJ mol-1 ΔrH°= -125.83 kJ mol-1

Esercizio 4 Dai seguenti dati, calcolare il ΔfH° del diborano B2H6(g) a 298 K. ΔrH°= -1941 kJ mol-1 ΔrH°= -2368 kJ mol-1 ΔrH°= -241.8 kJ mol-1 -3x -1x ΔrH°= 1152 kJ mol-1 ΔfH°= -1152 kJ mol-1

Esercizio 5 Calcolare l’energia interna standard di formazione dell’urea a partire dalla sua entalpia standard di formazione (-333.51 kJ mol-1). ΔfH°= -333.51 kJ mol-1

Esercizio 6 Sapendo che l’entalpia standard di combustione della grafite è -393.51 kJmol-1 e quella del diamante è -395.41 kJmol-1, calcolare l’entalpia e l’energia interna standard di transizione grafite/diamante. ΔcH°= -393.5 kJ mol-1 ΔcH°= -395.41 kJ mol-1 ΔtrH°= 1.9 kJ mol-1

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 -2878kJ mol-1 e l’entalpia di vaporizzazione del butano liquido è 21 kJ mol-1. ΔvapH°= +21 kJ mol-1 ΔcH°= -2878 kJ mol-1 ΔcH°= -2857 kJ mol-1

Esercizio 7

Esercizio 8 Date le reazioni (1) e (2), determinare a) il ΔrH° e il ΔrU° per la reazione (3), b) il ΔfH° di HCl(g) e H2O(g) a 298 K. Si assuma che i gas sono ideali. (1) ΔrH°= -184.62 kJ mol-1 (2) ΔrH°= -483.64 kJ mol-1 (3) La reazione (3) può essere ottenuta sottraendo alla reazione (2) la (1), moltiplicata per un coefficiente 2. ΔrH°(3)= -483.64 kJ mol-1 -2x(-184.62 kJ mol-1) = -114.4 kJ mol-1 ΔrU°(3)= ΔrH°(3) – RTΔn = -114.4 kJ mol-1 - 8.314Jmol-1K-1x 298 K x (-1) = -111.9 kJ mol-1

Esercizio 8 (1) (2) (3) ΔrH°= -184.62 kJ mol-1 ΔrH°= -483.64 kJ mol-1 ΔfH°(HCl)= -184.62 kJ mol-1 : 2 = -92.31 kJ mol-1 ΔfH°(H2O)= -483.64 kJ mol-1 : 2= -241.82 kJ mol-1

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 kJ mol-1.

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

Esercizio 9

Esercizio 10 Calcolare il ΔrH° e il ΔrU° a 298K e il ΔrH° a 348K per la reazione di idrogenazione dell’acetilene a etliene, sapendo che l’entalpia standard di combustione dell’acetilene è -1300 kJ mol -1 e quella dell’etilene è -1411 kJ mol-1 . Considerare le capacità termiche costanti nel range di Temperatura considerato. ΔcH°= -1411 kJ mol-1 ΔcH°= -1300 kJ mol-1 ΔrH°= -285.83 kJ mol-1 ΔrH°= -175 kJ mol-1

Esercizio 10

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 kJ mol-1 Entalpia di prima ionizzazione Ca(g) +589.7 kJ mol-1 Entalpia di seconda ionizzazione Ca(g) +1145 kJ mol-1 Entalpia di vaporizzazione Br2(l) +30.91 kJ mol-1 Entalpia di dissociazione Br2(g) +192.9 kJ mol-1 Entalpia di cattura elettronicaBr(g) -331.0 kJ mol-1 Entalpia di soluzione di CaBr2(s) -103.1 kJ mol-1 Entalpia di formazione di CaBr2(s) -682.8 kJ mol-1 Entalpia di idratazione di Br-(g) -337 kJ mol-1 Entalpia di idratazione di Ca2+(g) -1587 kJ mol-1