Lezione IV TERMOCHIMICA

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

2 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

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

4 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 kJ mol-1. ΔcH°= kJ mol-1 ΔcH°= kJ mol-1 ΔfH°= kJ mol-1 ΔrH°= kJ mol-1

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

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

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

8 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°= kJ mol-1 ΔcH°= kJ mol-1

9 Esercizio 7

10 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°= kJ mol-1 (2) ΔrH°= kJ mol-1 (3) La reazione (3) può essere ottenuta sottraendo alla reazione (2) la (1), moltiplicata per un coefficiente 2. ΔrH°(3)= kJ mol-1 -2x( kJ mol-1) = kJ mol-1 ΔrU°(3)= ΔrH°(3) – RTΔn = kJ mol Jmol-1K-1x 298 K x (-1) = kJ mol-1

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

12 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 kJ mol-1.

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

14 Esercizio 9

15 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 kJ mol -1 e quella dell’etilene è -1411 kJ mol-1 . Considerare le capacità termiche costanti nel range di Temperatura considerato. ΔcH°= kJ mol-1 ΔcH°= kJ mol-1 ΔrH°= kJ mol-1 ΔrH°= -175 kJ mol-1

16 Esercizio 10

17 Esercizio 11 Costruire un ciclo termodinamico per determinare l’entalpia 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) kJ mol-1 Entalpia di vaporizzazione Br2(l) kJ mol-1 Entalpia di dissociazione Br2(g) kJ mol-1 Entalpia di cattura elettronicaBr(g) kJ mol-1 Entalpia di soluzione di CaBr2(s) kJ mol-1 Entalpia di formazione di CaBr2(s) kJ mol-1 Entalpia di idratazione di Br-(g) kJ mol-1 Entalpia di idratazione di Ca2+(g) kJ mol-1