Chimica - Esercizi di stechiometria

+

pH = -Log [H ]= -Log (0,1) = 1 quindi la soluzione è acida

10 10

Esercizi di TERMODINAMICA

Ricorda: Funzioni di stato: sono grandezze termodinamiche che subiscono una variazione

durante una trasformazione che dipende solo dallo stato iniziale e finale del sistema e non

dipende dal modo in cui tale stato è stato raggiunto. Esempi di funzioni di stato sono l’energia

interna (ΔE), l’entalpia (ΔH°), l’entropia (ΔS°) e l’energia libera (ΔG°).

1° Principio della Termodinamica: l’energia non può essere creata né distrutta, ma

soltanto trasformata da una forma all’altra oppure trasferita da un sistema ad un altro.

ΔG° = energia libera di Gibbs = ΔH° - T ΔS°

ΔH° < 0 reazione esotermica (cede calore) , ΔH° > 0 reazione endotermica (assorbe calore)

ΔG° < 0 reazione spontanea , ΔG° = 0 reazione all’equilibrio , ΔG° > 0 reazione non spontanea

Data una generica reazione aA + bB = cC + dD:

ΔH° = [(c x entalpia di C) + (d x entalpia di D)] – [(a x entalpia di A) + (b x entalpia di B)]

ΔS° = [(c x entropia di C) + (d x entropia di D)] – [(a x entropia di A) + (b x entropia di B)]

ΔG° = [(c x en.libera di C) + (d x en.libera di D)] – [(a x en.libera di A) + (b x en.libera di B)]

nota bene: G°, H°, S° di un singolo elemento sono uguali a 0.

1. La reazione A + B = C ha ΔH°=5000 J/mol e ΔS°=15 J/mol K. Dire, motivando la risposta, per quale

temperatura la reazione è spontanea.

ΔH° - T ΔS°< 0 , quindi T > , quindi la reazione è spontanea se T > 333K

2. Calcolare la variazione di entropia a 25°C per la reazione: C H +3O =2CO +2H O sapendo che le

2 4 2 2 2

entropie di formazione di C H ,O ,CO ,H O sono rispettivamente 229.5, 205, 213.6 e 188.7 J/°K mol.

2 4 2 2 2

ΔS° = (2x213,6 + 2x188,7) – (229,5 + 3x205) = -39,9 J/°K mol

3. Calcolare la variazione di energia libera della reazione: 3H O + H S SO + 4H O sapendo che le

2 2 2 2 2

O , H S , SO , H O sono rispettivamente -120.4 , -33 , -300.3 e

energie libere di formazione di H

2 2 2 2 2

-228.6 kJ/mole.

ΔG° = [(-300,3) + 4(-228,6)] – [3(-120,4) + (-33)] = -820,5 kJ/mole

4. Calcolare la variazione di entalpia per la reazione: 2N H + N O = 3N + 4H O sapendo che il ΔH° di

2 4 2 4 2 2

formazione di N H è di 50.6 kJ/mole, di N O è di 9.2 kJ/mole e di H O è -285.8 kJ/mole.

2 4 2 4 2

=0 quindi ΔH° = [0 + 4(-285,8)] – [2x50,6 + 9,2] = -1253,6 kJ/mole

H° di 3N

2

Esercizi di ELETTROCHIMICA

Ricorda: + x Log

Equazione di Nerst: E = E°

MZ+/M 10

Forza elettromotrice: f.e.m = E - E

catodo anodo

1. Calcolare il potenziale di un elettrodo di piombo immerso in una soluzione di PbCl 0.5 M sapendo

2

++

/Pb è -0.13 V.

che il potenziale normale della coppia Pb

E = 0,13 + x Log (0,05) = - 0,138 V

10 2+ 2+

2. Calcolare la forza elettromotrice della pila: Cu/Cu (0.01 M) // Pd /Pd(0.1 M), sapendo che

E° = 0.34 V e E° = 0.987 V.

Cu2+/Cu Pd2+/Pd

E = 0,987 + x Log (0,1) = 0,957 V

Pd 10

E = 0,34 + x Log (0,01) = 0,281 V

Cu 10

f.e.m (forza elettromotrice) = 0,957 – 0,281 = 0,676 V 2+ 3+

e 0.02 M di Fe ,

3. Calcolare il potenziale di un elettrodo di Pt immerso in una soluzione 0.1 M di Fe

cioè Pt / , sapendo che il potenziale standard E° vale 0.77 V.

Fe3+/Fe2+

E = 0,77 + x Log = 0,728

10

Esercizi sull’ EQUILIBRIO CHIMICO

Ricorda:

data una reazione aA + bB = cC + dD in X litri di volume, la costante di equilibrio (Kc) è:

Kc = e 3 moli di I ; sapendo che la costante di

1. In un recipiente chiuso vengono introdotte 2 moli di H

2 2

equilibrio per la reazione H + I = 2HI vale 0.2 stabilire la composizione all’equilibrio.

2 2

+ I = 2HI

H

2 2

moli inizio: 2 3 0

moli equilibrio: 2-X 3-X 2X

Kc = = 0,2 svolgendo i calcoli ricavo x = -0,7 (non accettabile xkè è negativa) e x = 0,44

1 2

Ora sostituisco la X trovata e ricavo:

I = 3 – X = 3 – 0,44 = 2,56 moli

2 = 2 –X = 2 – 0,44 = 1,56 moli

H

2

HI = 2X = 2x0,44 = 0,88 moli

2. Per la reazione A + 2B = C si raggiunge l’equilibrio, in tali condizioni da 1 mole di A e 1 mole di B si

sono formate 0.4 moli di C. Calcolare la Kc sapendo che il volume è 1 litro.

A + 2B = C

moli inizio: 1 1 0

moli equilibrio: 1-0,4 1-(0,4x2) 0,4

= 16,6

Kc =

Relazione tra energia libera (ΔG°) e costante di equilibrio (K ): ΔG° = -8,31 x T x ln(K

eq eq)

Esempio: Una reazione chimica ha una costante di equilibrio a 800°C pari a 0.71. Calcolare la variazione

dell’energia libera.

ΔG°= -8,31 x 1073 x ln(0,71) =