-CALORIMETRIA -TERMOCHIMICA

-CALORIMETRIA -TERMOCHIMICA Prim Principi della Termdinamica: E interna = q + w in un sistema islat E interna = 0 Scaldand un crp aumentiam la sua energia interna, ma anche cmpiend lavr sul sistema aumentiam la sua energia, ad esempi cmprimend un gas. Per cnvenzine, Lavr e Calre sn negativi se diminuiscn l energia del sistema, psitivi se l aumentan Lavr > 0 se e fatt sul sistema < 0 se e fatt dal sistema Calre > 0 se e assrbit dal sistema < 0 se e emess dal sistema unità di misura dell Energia 1 Jule = 1 kg m2/s2 1 calria (cal) = 4,184 J 1

V = cst q = ΔE P= cst q = ΔH H = E + PV ΔH = ΔE + PΔV Funzine di stat Gran parte delle reazini chimiche vengn cndtte in cntatt cn l atmsfera (quindi a pressine cstante), cn pssibilità di cntrazine di espansine vlumetrica. es. 2 C 8 H 18(l) + 25 O 2(g) Lavr = Frza x spstament = (Area x pressine) x spstament 16 CO 2(g) + 18 H 2 O 34 mlecle gassse rispett (g) alle 27 di partenza = i prdtti ccupan un vlume maggire rispett ai reagenti P x ΔV Esprimend il lavr in L x atm e ricrdand la definizine di atm, si ha che: 1L x atm 101.3 J Capacità termica C = q T q = C T q = calre scambiat T = variazine temperatura La Capacità Termica dipende dalla quantità di sstanza (grandezza estensiva) grandezze intensive capacità termica mlare calre specific c c M s C q = = n n T C q = = m m T Calre: q [Jule - calria] (1 cal = 4.184 J) Capacità termica: C [J/K J/ C] Capacità termica mlare: c M [J/ml K J/ml C] Calre specific: c s [J/g K J/g C] 2

ESEMPIO Si è scaldat un blcchett di Cu di 19g a 87.4 C e pi si è intrdtt in un calrimetr cntenente 55.5g di H 2 O a 18.3 C. La temperatura dell H 2 O si innalza fin a 19.6 C. Calclare il calre specific (c s ) del rame. c s = C/m q = C ΔT N.B. La c s dell acqua = 4,184 J/ Cg (definizine di calria) Il Cu e l H 2 O raggiungn nel calrimetr la temperatura di equilibri: L H 2 O acquista calre (+q) cedut dal Cu (-q) Quindi: -q = m Cu (c s ) Cu (ΔT) Cu Uguagliand q: (c s ) Cu = q = m c s ΔT T = 19.6 C m Cu = 19g; ΔT Cu = (19.6-87.4) C = -67.8 C +q = m H2O (c s ) H2O (ΔT) H2O m H2O =55.5g; ΔTCu= (19.6-18.3) C = +1.3 C - (m H2O (c s ) H2O (ΔT) H2O ) m Cu (ΔT) Cu = - (55.5g 4.184J C -1 g -1 1.3 C) = 0.235 J/ Cg 19g -67.5 C ESERCIZIO Una lega di metall (25g) è stata scaldata a 88.6 C e pi intrdtta in un calrimetr cntenente 61.2g di H 2 O a 19.6 C. La temperatura dell H 2 O si è innalzata a 21.3 C. Calclare il calre specific della lega. [R = 0,26 J/ Cg] 3

L aument di temperatura nn è l unic effett dell assrbiment della cessine di calre da parte di un sistema: Reazini Chimiche Cambiamenti di Fase. Un prcess si dice: Estermic ( H < 0) : se il calre viene emess dal sistema Endtermic ( H > 0) : se il calre viene assrbit dal sistema Reazini Chimiche ENTALPIA STANDARD DI REAZIONE ( H 0 H 0 reaz H 0 r) È la variazine di entalpia assciata ad una reazine. Si riferisce ai reagenti e ai prdtti nei rispettivi stati standard (P = 1 bar e T = 298,15 K) (da nn cnfndere cn le cndizini standard dei gas dve P = 1 atm ma T = 273.16 K) e generalmente alla reazine bilanciata cn i minimi cefficienti interi. ESEMPIO STP Quant calre prduce la cmbustine di 10 g di CH 4 in cndizini standard? CH 4 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O(g) (bilanci la reazine) CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(g) ΔH 0 = 802 kj/ml MM(CH 4 )=16,0426 g/ml n(ch 4 )= 10 g / (16,0426 g/ml) = 0.623 ml q = n ΔH 0 = 0.623 ml ( 802 kj/ml) = -500 kj N.B. C è il segn dunque la reazine è estermica 4

ESERCIZIO 1 Le trce all ssiacetilene sn alimentate dalla cmbustine dell acetilene C 2 H 2 : C 2 H 2 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O (g) Se H 0 reazine= -2511.14 kj/ml, quant calre viene prdtt dalla reazine di a) 1.00 mle di C 2 H 2 b) 0.20 mli di C 2 H 2 c) 10.0 g di C 2 H 2 Per prima csa bisgna BILANCIARE la reazine:(nb: H 0 reazine si riferisce alla reazine bilanciata) 2 C 2 H 2 (g) + 5O 2 (g) 4CO 2 (g) + 2H 2 O (g) A P=cst: q = H a) -2511.14 KJml -1 /1 = - 2511.14 KJ per gni C 2 H 2 b) 0.2 ml (- 2511.14 KJ/ml) = -502.228 KJ c) 10 g/mm C 2 H 2 x (-1255.57 KJ/ml) = -482 KJ ESERCIZIO 2 Calclare la massa di prpan (C 3 H 8 ) che serve per ricavare -350 kj di calre (una quantità di energia pari a quella necessaria per riscaldare 1 L di H 2 O da 20 C alla T di ebllizine). C 3 H 8 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O(l) Per la cmbustine H reazine =-2220 kj/ml C 3 H 8 (g) + 5 O 2 (g) 3CO 2 (g) + 4 H 2 O(l) n = (-350 kj/-2220 kj/ml) = 0.1577 ml m = n x MM = 0.1577 ml x 44.0962 g/ml = 6.95 g 5

ESERCIZIO 3 Calclare la massa di butan (C 4 H 10 ) quand si dissipan 350 KJ di calre. (-350KJ) Per la cmbustine H reazine =-5756 kj/ml C 4 H 10 (l) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O(l) [7.1 g] LEGGE di HESS: frmulazine cn le entalpie di reazine Applicand la legge di Hess è pssibile calclare il calre di reazine per quelle reazini che nn è pssibile cnveniente studiare direttamente. Esempi: calclare l entalpia standard per la reazine CO(g) + ½O 2 (g) CO 2 (g) cnscend le variazini di entalpia standard delle reazini: CH 4 (g)+2o 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(l) CH 4 (g)+2o 2 (g) CO(g) + 2H 2 O(l) + ½O 2 (g) CH 4 (g)+2o 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(l) CO(g) + 2H 2 O(l) + ½O 2 (g) CH 4 (g)+2o 2 (g) H 0 =-890 kj H 0 =-607 kj +1 (-890 kj) -1 (-607 kj)? CH 4 (g)+2o 2 (g) + CO(g) + 2H 2 O(l) + ½O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(l) + CH 4 (g)+2o 2 (g) CO(g)+½O 2 (g) CO 2 (g) H 0 REAZ = +1 (-890 kj) -1 (-607 kj) = -283 kj 6

ESEMPIO Calclare l entalpia di frmazine del prpan dalla reazine: 3C (s) + 4H 2(g) C 3 H 8(g) Dispnend di: 1) C 3 H 8(g) + 5 O 2(g) 3CO 2(g) + 4H 2 O (l) ΔH = -2220 KJ 2) C (s) + O 2(g) CO 2(g) ΔH = -394 KJ 3) H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (l) ΔH = -286 KJ 3CO 2 + 4H 2 O C 3 H 8 + 5 O 2 ΔH = +2220 KJ Mltiplic la reazine 2) per 3: 3C + 3O 2 3CO 2 ΔH = 3 x(-394 KJ) = -1182 KJ Mltiplic la reazine 3) per 4: 4H 2 + 2 O 2 4H 2 O ΔH = 4 x(-286kj) = -1144 KJ Smmand le 3 reazini: 3CO / 2 + 4H/ 2 O C 3 H 8 + / 5 O 2 ΔH = 2220 KJ 3C + 3O / 2 3CO / 2 ΔH = -1182 KJ 4H 2 + 2 / O 2 4H / 2 O ΔH =-1144 KJ 3C + 4H 2 C 3 H 8 ΔH = -106 KJ 7

ESERCIZIO 4 Utilizzate i dati relativi alle reazini parziali per determinare l entalpia standard per la reazine iptetica (nn avviene direttamente nella realtà) 2N 2 (g) + 5O 2 (g) 2 N 2 O 5 reazini parziali N 2 (g) + 3O 2 (g) + H 2 (g) 2HNO 3 (aq) H 0 reazine= -414.7 kj/ml (1) N 2 O 5 (g) + H 2 O(l) 2HNO 3 (aq) H 0 reazine= -140.24 kj/ml (2) 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) H 0 reazine= -571.7 kj/ml (3) 2 2 (N 2 (g) + 3O 2 (g) + H 2 (g) 2HNO 3 (aq) ) (2HNO 3 (aq) N 2 O 5 (g) + H 2 O(l)) 2H 2 O(l) 2H 2 (g) + O 2 (g) 2N 2 (g) + 6O / 2 (g) + 2H/ 2 (g) 4HNO / 3 (aq) 4HNO / 3 (aq) 2N 2 O 5 (g) + 2H / 2 O(l)) 2H/ 2 O(l) 2H / 2 (g) + / O 2 (g) 2N 2 (g) + 5O 2 (g) 2 N 2 O 5 [ H reaz0 = 22.8 kj/ml] ENTALPIA (MOLARE) STANDARD DI FORMAZIONE (ΔH f0 ) È l entalpia standard della reazine relativa alla frmazine di una mle di sstanza a partire dai sui elementi cnsiderati nella frma termdinamicamente più stabile a cndizini standard. Per definizine l entalpia di frmazine degli elementi nella fase stabile nelle cndizini standard è 0. Cndizini standard: pressine 1 bar I valri sn tabulati mlt spess cme entalpia di frmazine standard alla temperatura di 298,15K e sn espressi in KJ/ml. Vedi tabelle riprtate in fnd Esempi: Sapend che l entalpia di reazine per la reazine H 2(g) + Cl 2(g) = 2HCl (g) vale H 0 REAZ= -184 kj/ml L entalpia di frmazine di HCl (g) vale -92 kj/ml perché dev cnsiderare la reazine in cui si frma HCl a partire dalle fasi stabili degli elementi ad 1 bar (e 25 C) ½H 2(g) + ½Cl 2(g) = HCl (g) H 0 F(HCl)= -92 kj/ml 8

LEGGE di HESS: frmulazine cn le entalpie di frmazine αa + βb γc + δd L entalpia di reazine alle cndizini standard è la differenza fra l entalpia standard di frmazine dei prdtti e quella dei reagenti (ciascuna mltiplicata per il rispettiv cefficiente di reazine). ΔH 0 =ΔH f 0 (prdtti)- ΔH f 0 (reagenti)=[γδh f 0 (C) + δδh f 0 (D)]-[αΔH f 0 (A)+ βδh f 0 (B)] Ad esempi: l entalpia di cmbustine del metan è: CH 4(g) + O 2(g) CO 2(g) + H 2 O (g) Bilanci la reazine: CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2 H 2 O (g) H reaz = 2 H f (H 2 O) + 1 H f (CO 2 ) (1 H f (CH 4 ) + 2 H f (O 2 )) = = 2 (-241.5) + 1 (-393.5) - 1 (-74.5) = - 802 kj/ml La reazine è estermica. ( H f (O 2 ) = 0, cme per tutte le sstanze elementari nella lr frma stabile a 298 K e 1 bar). ESEMPIO LEGGE DI HESS In base ai seguenti dati H 0 F PCl 3 (l)= -319.7 kj/ml H F0 Cl 2 (g) = 0 PCl 3 (l) + Cl 2 (g) PCl 5 (s) H 0 reazine= -124 kj/ml calclare l entalpia standard di frmazine di PCl 5. H reaz. = H prdtti- H reagenti -124 kj/ml = H F0 PCl 5(s) - [ H F0 PCl 3(l) + H F0 Cl 2(g) ] -124 kj/ml = H F0 PCl 5(s) - [-319.7 + 0] kj/ml H F0 PCl 5(s) = -443.7 kj/ml [ H F0 PCl 5 = - 443.7 kj/ml] 9

ESERCIZIO 5 Trvare l entalpia standard di cmbustine (reazine) per il benzene C 6 H 6. 2 C 6 H 6(l) + 15 O 2(g) 12 CO 2(g) +6 H 2 O (l) ΔH f CO 2(g) = - 393.51 kj/ml CO2 ΔH f H 2 O (l) = - 285.83 kj/ml H2O ΔH f C 6 H 6(l) = 49 kj/ml C6H6 ΔH f O 2(g) = 0 ΔH reaz.= [12x(-393.51) + 6x(-285.83)]-[2x49] = -6437.1-98 = -6535.1 kj/ml Il ΔH reaz è prdtt da 2 mli di C 6 H 6, quindi il ΔH di cmbustine di C 6 H 6 sarà: -6535.1 kj ml -1 / 2 = -3267.6 kj/ml C6H6 [ H F (C 6 H 6 )= -3267.6 kj/ml] ESERCIZIO 6 Data la reazine C (s) + H 2 O (g) CO (g) + H 2(g) e sapend che H F0 (H 2 O)=-241.82 kj/ml, H F0 (CO)=-110.53 kj/ml a) determinare se la reazine è estermica endtermica b) Calclare il ΔH relativ alla prduzine di 200 L di H 2 ( a 500 trr e 65 C) a) ΔH reaz. = (-110.53 + 0) (-241.82 + 0) = 131.29 KJ/ml ΔH reaz >0 endtermica b) PV = nrt n = ((500/760) atm x 200 L)/0.08206 LatmK -1 ml -1 x 338 K = 4.76 ml ΔH = 131.29 KJ/ml x 4.76ml = 624,94 KJ 10

ESERCIZIO 7 In base ai seguenti dati H F0 NO (g) =+90.25 kj/ml 2NO (g) + O 2(g) 2NO 2(g) 4NO 2(g) + O 2(g) 2N 2 O 5(g) H 0 reazine=- 114.1 kj/ml H 0 reazine=-110.2 kj/ml calclare l entalpia standard di frmazine di N 2 O 5 (g) Due mdi per rislvere l esercizi: 2x(2NO (g) + O 2(g) 2NO 2(g) ) = 4NO (g) +2O 2(g) 4NO / 2(g) 4 NO / 2(g) + O 2(g) 2N 2 O 5(g) 4 NO (g) + 3 O 2(g) 2N 2 O 5(g) H 0 = - 228.2 kj/ml H 0 = - 110.2 kj/ml H 0 = - 338.4 kj/ml -338.4 kj/ml = 2x H F0 N 2 O 5(g) - [4 H F0 NO (g) + 3 H F0 O 2(g) ] -338.4 kj/ml = 2x H F0 N 2 O 5(g) - [4 x (90.25) + 0] kj/ml H F0 N 2 O 5(g) = 11.3 kj/ml [ H F0 N 2 O 5 = +11.3 KJ/ml] Oppure: Dalla prima reazine calcl il H F0 NO 2(g) : H 0 reazine = 2 x H F0 NO 2(g) - [2 x H F0 NO (g) + H F0 O 2(g) ] H F0 NO 2(g) = ( H 0 reazine + 2 x H F0 NO (g) )/2 H F0 NO 2(g) = (-114.1 KJ/ml + 2 x 90.25 KJ/ml)/2 = 33.2 KJ/ml Ora calcl il H F0 N 2 O 5(g) : H 0 reazine = 2 x H F0 N 2 O 5(g) - [4 x H F0 NO 2(g) + H F0 O 2(g) ] H F0 N 2 O 5(g) = ( H 0 reazine + 4 x H F0 NO 2(g) )/2 H F0 NO 2(g) = (-110.2 KJ/ml + 4 x 33.2 KJ/ml)/2 = 11.3 KJ/ml 11

LEGGE di HESS (1840): La variazine di entalpia di una reazine dipende sltant dalla natura e dalla quantità delle specie di partenza e di quelle frmate, e nn dalla via termdinamica seguita dalla reazine LEGGE di HESS: frmulazine cn le entalpie di legame Esempi: determinare l entalpia di reazine per la reazine H 2(g) + Cl 2(g) 2HCl (g) 435 kj/ml 243 kj/ml 2H+ 2Cl H 2(g) + Cl 2(g) -431 kj/ml -431 kj/ml 2HCl (g) H 0 REAZ = H 0 (ROTTURA LEGAMI REAGENTI) + H 0 (FORMAZIONE LEGAMI PRODOTTI) = = 1 (435 kj/ml)+1 (243 kj/ml) + 2(-431 kj/ml)= -184 kj/ml ESERCIZIO 8 Calclare il valre apprssimat di ΔH per la seguente reazine: HBr + Cl 2 HCl + Br 2 Bilanci la reazine: 2 HBr + Cl 2 2HCl + Br 2 Energie di legame: H-Br: 364 kj/ml Cl-Cl: 239 kj/ml H-Cl: 431 kj/ml Br-Br: 190 kj/ml Reagenti: (2 x 364 + 239) KJ/ml = 967 kj /ml Prdtti: (2 x -431 +(-190) KJ/ml = -1052 kj/ml (frmazine dei legami) H 0 REAZ = H 0 (ROTTURA LEGAMI REAGENTI) + H 0 (FORMAZIONE LEGAMI PRODOTTI) = = 967 KJ/ml + ( 1052 KJ/ml) = -85 kj/ml 12

Cambiamenti di Fase. Durante un cambiament di fase, la temperatura rimane cstante, il calre frnit nn innalza la temperatura, ma serve a rmpere i legami mleclari. Esempi: Acqua q/ T= c s(vap. ACQUEO) m = c M(VAP. ACQUEO) n Temperatura T / C 100 0 q vap = c LAT_vap m = H vap n q/ T= c s(acqua) m = c M(ACQUA) n q/ T= c s(ghiaccio) m = c M(GHIACCIO) n q fus = c LAT_fus m = H fus n gas liquid slid Calre, q / J Esercizi sul trasferiment di calre Ambiente Sistema Blcc A Blcc B Temperatura Finale 20 g (40 C) 20 g (20 C) 30 C Al m = 20 g T = 40 C Al m = 20 g T = 20 C ( 20 g)( 40 C) + ( 20 g)( 20 C) = 30 C (20 g + 20 g) Quale sarà la temperatura finale del sistema quand i due blcchi sn messi in cntatt tra lr? Si assuma che nn ci sian perdite di calre nell ambiente estern al sistema 13

Esercizi sul trasferiment di calre Ambiente Sistema Blcc A Blcc B Temperatura Finale 20 g (40 C) 20 g (20 C) 30.0 C 20 g (40 C) 10 g (20 C) 33.3 C Al m = 20 g T = 40 C Al m = 10 g T = 20 C ( 20 g)( 40 C) + ( 10 g)( 20 C) = 33.3 C T finale? (20 g + 10 g) Si assuma che nn ci sian perdite di calre nell ambiente estern al sistema Esercizi sul trasferiment di calre Al m = 20 g T = 20 C Ambiente Sistema Al m = 10 g T = 40 C Temperatur Blcc A Blcc B a 20 g (40 C) 20 g (20 C) 30.0 Finale C 20 g (40 C) 10 g (20 C) 33.3 C 20 g (20 C) 10 g (40 C) 26.7 C ( 20 g)( 20 C) + ( 10 g)( 40 C) = 26.7 C T finale? (20 g + 10 g) 14

ESERCIZIO 11 Esercizi sul trasferiment di calre Temperatura misurata = 26.6 C Ambiente ( 75 g)( 25 C) + ( 30 g)( 100 C) = 46 C (75 g + 30 g) H 2 O m = 75 g T = 25 C Sistema Ag m = 30 g T = 100 C q [ C ] [ ] s m T = Cs m T [ C m ( T T )] [ C m ( T T )] s finale iniziale = s f i Sstituend i dati nell' equazine. [( 0.235 J g C)( 30 g)( x - 100 C) ] = ( 4.184 J g C)( 75 g)( x - 25 C) da cui : = q Ag H2O 705 7.05x = 313.8x 7845 320.8x = 8550 x = 26.6 C T finale? ESERCIZIO 12 240 g di H 2 O (inizialmente a 20 C) sn messi in cntatt cn una certa quantità di Fe che si trva ad una temperatura iniziale di 500 C. All equilibri termic, il sistema ha una temperatura di 42 C. Ricavare la massa del Ferr. Fe T = 500 C massa =? grammi -Calre cedut = Calre acquisit T = 20 C massa = 240 g - [(C s,fe) (massa) (ΔT)] = (C s,h 2 O) (massa) (ΔT) - [(0.4495 J/g C) (X g) (42 C 500 C)] = (4.184 J/g C) (240 g) (42 C 20 C)] - [(0.4495) J/g C (X g) (-458 C)] = (4.184) J/g C (240 g) 22 C 205.9 X = 22091.5 X = 107.3 g Fe 15

ESERCIZIO 13 97 g di Au a 785 C sn immersi in 323 g di acqua, che ha una T iniziale di 15 C. Se Au ha un calre specific di 0.129 J/g C, quale è la T finale del sistema? Au T = 785 C massa = 97 g - [(C s,au) (massa) (ΔT)] = (C s,h 2 O) (massa) (ΔT) - [(0.129 J/g C) (97 g) (T f - 785 C)] = (4.184 J/g C) (323 g) (T f - 15 C)] T = 15 C massa = 323 g - [(12.5) (T f - 785 C)] = (1.35x 10 3 )(T f - 15 C)] -12.5 T f + 9.82 x 10 3 = 1.35 x 10 3 T f - 2.02 x 10 4 3 x 10 4 = 1.36 x 10 3 T f T f = 22.1 C ESERCIZIO 14 38 g di ghiacci alla temperatura iniziale di -11 C vengn immersi in 214 g di H 2 O alla temperatura iniziale di 56 C. Trvare la temperatura finale del sistema. Calre latente di fusine = C f = 333 J/g T = -11 C massa = 38 g T = 56 C massa = 214 g C s (ghiacci) = 2.077J/g C A B - Calre perdut = Calre guadagnat - [(C s,h 2 O) (massa) (ΔT)] = (C s,ghiacci) (massa) (ΔT) + (C f ) (massa) + (C s,h 2 O) (massa) (ΔT) -[(4.184J/g C)(214g)(T f -56 C)]=(2.077J/g C)(38g)(0-(-11)) C + (333J/g)(38g) + (4.184 J/g C)(38g)(T f -0 C) - [(895) (T f - 56 C)] = 868 + 12654 + (159) (T f )] - 895 T f + 50141 = 868 + 12654 + 159 T f - 895 T f + 50141 = 13522 + 159 T f 36619 = 1054 T f T f D C Temperatura ( C) = 34.7 C 140 120 100 80 60 40 20 0-20 -40-60 -80-100 ΔH = ml x Δ H fus q = massa x Δ t x C p, (s) Δ H = ml x Δ H vap q = massa x Δ t x C p, (l) Temp q = massa x Δ t x C p, (g) 16

ESERCIZIO 15 7 L di H 2 O a 20 C vengn mesclati cn 3 L di H 2 O a 50 C. Quale temperatura raggiunge il sistema all equilibri ammettend che la densità dell acqua sia sempre 1 g/cm 3? [R: 32.5 C] ESERCIZIO 16 Per scigliere 23 g di ghiacci a T=0 C sn necessari 7.68 kj. Quale è il calre latente di fusine e l entalpia di fusine mlare dell H 2 O? 7.68 kj/23g = 0.33 kj/g 23g/18g/ml = 1.28 ml 7.68 kj/1.28 ml = 6 kj/ml [0.33 kj/g ; 6.00 kj/ml] H 0 f G 0 f S 0 c M [kj/ml] [kj/ml] [J/K ml] [J/K ml] H 0 f G 0 f S 0 c M [kj/ml] [kj/ml] [J/K ml] [J/K ml] 17

H 0 f G 0 f S 0 c M [kj/ml] [kj/ml] [J/K ml] [J/K ml] H 0 f G 0 f S 0 c M [kj/ml] [kj/ml] [J/K ml] [J/K ml] H 0 f G 0 f S 0 c M [kj/ml] [kj/ml] [J/K ml] [J/K ml] 18

ESERCIZIO 14 322 g di Pb (calre specific= 0.138 J/g C) sn immersi in 264 g di acqua a 25 C. Se la T finale del sistema è 46 C, quale era la T iniziale del Pb? - [(C s,pb) (massa) (ΔT)] = (C s,h 2 O) (massa) (ΔT) - [(0.138 J/g C) (322 g) (46 C - T i )] = (4.184 J/g C) (264 g) (46 C- 25 C)] - [(44.44) (46 C - T i )] = (1104.6) (21 C)] - 2044 + 44.44 T i = 23197 44.44 T i = 25241 T i = 568 C ESERCIZIO 18 Calclare la quantità di calre necessaria per trasfrmare 12.0 g di ghiacci che si trvan a T=265 K in acqua, alla temperatura di 295.0 K c s (ghiacci)=37.78 J/ml K c s (acqua)=75.50 J/ml K H fusine =1.40 kj/ml Nulla è specificat riguard alla pressine, quindi pssiam cnsiderare il prcess a p=cst. Quindi il calre scambiat crrispnderà alla variazine di entalpia: q p = H. Il prcess si può dividere in 3 fasi: 1. Riscaldament del ghiacci: da T= 265 a 273 K ( T = 8 K) 2. Fusine del ghiacci: T nn cambia. NB: cnsciam il H fusine per 1 mle di ghiacci, quindi bisgnerà calclare il H fusine delle mli cntenute in 12.0 g 3. Riscaldament dell acqua: da 273 a 295 K ( T = 22 K) La quantità di calre necessaria crrispnderà alla smma delle quantità di calre di ciascuna fase 1) q 1 = mc s T = 3,6 kj 2) q 2 = n H fusine = 932 J 3) q 3 = m(c s ) H2O T = 19,9kJ Q tt = (q 1 + q 2 + q 3 ) J = 24.4kJ [R Qtt= 24.43 kj] 19