Esercitazioni.

Presentazione sul tema: "Esercitazioni."— Transcript della presentazione:

1 Esercitazioni

2 Energia interna Capacità termica Entalpia

3 2.14 Il calore richiesto per fondere 100 g di ghiaccio è: Il calore richiesto per aumentare la temperatura dell’acqua da 0°C a 100°C è: q2 = 100 g × 4.18 J K–1 g–1 × 100 K = 4.18 ×104 J = 41.8 kJ Il calore richiesto per vaporizzare l’acqua: q3 = 5.55 mol × 40.7 kJ mol–1 = 226 kJ Il calore totale: q = q1 + q2 + q3 = 33.4 kJ kJ kJ = 301 kJ NOTA: la lunghezza del tratto liquido + gas è maggiore Del tratto solido + liquido in proporzione ai loro valori ΔtrsH

4 2.16 q = P × t dove P è la potenza del termosifone e t il tempo durante il quale funziona, NOTA: In realtà si scaldano anche le pareti e l’arredamento

5 2.18 ΔH = q = kJ (pressione costante )

6 2.22

7 q = IVt = 3.20 A × 12.0 V × 27 s = 1.04 × 103 J 1 A s = 1 C, 1 C V = 1 J 2.26 2.28 dove M = g mol–1 è la massa molare del glucosio ed m la massa del campione. La combustione è esotermica: (b) La reazione di combustione è: C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l) ∆ng = 0 Quindi: (c) The somma delle 3 equazioni è: 6 C(s) + 6 H2(g) + 3 O2(g) → C6H12O6(s)

8 2.29 AgBr(s) → Ag+(aq) + Br–(aq)

9 2.33 Saccarosio (C12H22O11) M = gmol-1 Il lavoro effettivo disponibile è ≈ 25 kJ × 0.20 = 5.0 kJ w = mgh, m ≈ 68 kg Il saccarosio è composto da glucosio-fruttosio

10 2.34 (b) ∆νg = –2 [5 O2(g) sostituite con 3 CO2(g)]

11 2.37 N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) +180.5 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) –114.1

12 2.38 ∆rCp = ∑ νCp,m (prod) – ∑ νCp,m (reag) = (77.28 – 2 × 37.20) J K–1 mol–1 = J K–1 mol–1

13 2.39 (a) diminuisce (b) diminuisce (c) aumenta NOTA: In una molecola biatomica la distanza tra i due atomi è più grande delle dimensione del nucleo  il momento di inerzia della molecola rispetto a quest'asse è piccolo  l'energia cinetica immagazzinata nel moto di rotazione attorno a quest’asse è piccola NOTA: Un gas poliatomico ha tre gradi di libertà del moto di traslazione e, se gli atomi non sono allineati nella molecola, ha tre gradi di libertà del moto di rotazione

14 Entropia

15 3.3 q = nCp,m ∆T

16 3.4 Fusione di 100 g di ghiaccio: Riscaldamento dell’acqua: Vaporizzazione: Per un liquido: ∆Stotal = ( ) J K–1 = 858 J K–1

17 3.6 Per un gas perfetto: Quindi, Vi = 15.0 L e Vf = 2.91 L

18 3.7 Poiché l’entropia dipende solo dagli stati iniziale e finale, sarà data dalla somma delle entropie del processo di compressione e di riscaldamento: ΔStotal = (– ) J K–1 = –7.9 J K–1

19 3.10 Occorre trovare la comune temperatura finale, Tf , notando che il calore ceduto dal campione a temperatura maggiore viene assorbito dal campione a temperatura minore: -[n1Cp,m (Tf – Til)] = n2Cp,m (Tf – Ti2) Risolvendo per Tf : Tf = 1/2(353 K K) = 318 K Il cambiamento totale di entropia è quindi:

20 3.11 (b) Poiché il processo di vaporizzazione si può eseguire reversibilmente, ∆Stotal = 0; Quindi: ∆Sambiente = –87.8 J K–1 mol–1

21 3.12

22 3.13 per ciascun componente della reazione, quindi (a) (b)

23 3.14

24 3.22

25 Energia libera Costanti di equilibrio

26 3.15

27 3.17 3.21 n = 1

28 3.23

29 3.25 Poiché: 3.26 Poiché:

30 3.28 Equazione di van’t Hoff Affinché K2 sia >1:

31 3.33

32 3.35

33 3.39 3.40

34 Formule

35 } Lavoro e Calore DU = w + q forniti al sistema (>0)
Potenza (watt= J s-1) DU = w + q forniti al sistema (>0) espansione isoterma reversibile (w < 0) espansione a pressione esterna costante (w < 0) riscaldamento elettrico calore fornito (Joule) = I (Ampère)  V (Volt)  t (secondi) C, costante del calorimetro = calore fornito/DTcal Calore emesso = C  DT Variazione di temperatura a volume costante (w = 0) } CDT = q Capacità termica (J K-1) Relazione di Mayer Capacità termica specifica o calore specifico (J K-1 g-1) Trasformazione adiabatica: Cs = q/(DTm) Capacità termica molare (J K-1 mol-1) Cm = q/(DTn)

36 Entalpia a pressione costante Reazione endotermica Reazione esotermica
Entalpia standard di formazione Si esprime in kJ mol-1 Legge di Kirchhoff

37 DStotale = DSsistema+DSambiente = 0 Cambiamenti reversibili
Entropia DStotale = DSsistema+DSambiente = 0 Cambiamenti reversibili DStotale = DSsistema+DSambiente > 0 Cambiamenti spontanei (irreversibili) dS=dqrev/T Disuguaglianza di Clausius } DS=nRln(Vf/Vi) Espansione isoterma di un gas perfetto DSamb=-nRln(Vf/Vi) Processo reversibile DSamb=-pex(Vf-Vi)/T Processo irreversibile DS=DHtrs/Ttrs Transizione di fase (pressione costante) Variazione di temperatura o di pressione (n=1) Entropia assoluta Teorema di Carnot

38 Energia di Helmholtz ed energia di Gibbs
Variazione con la temperatura } Equazione fondamentale Equazione di Gibbs-Helmholtz Variazione con la pressione Per un gas Equazione di stato termodinamica Per un solido o un liquido

39 Potenziale chimico e costante di equilibrio
Equazione di Clapeyron Equazione fondamentale della termodinamica chimica Equazione di Gibbs-Duhem Q = quoziente di reazione K = costante di equilibrio Equazione di van’t Hoff