Stato standard e entalpia molare di formazione

Un’altra importante applicazione della legge di Hess è quella di poter calcolare il ΔH° relativo a qualsiasi reazione facendo uso dei valori tabulati delle entalpie standard di formazione delle sostanze.

Ad esempio consideriamo la reazione

CH4(g) + 2 O2(g) = CO2(g) + 2 H2O(l)

Detta ΔH° la variazione di entalpia  possiamo scrivere :

ΔH° = ∑H°prodotti – ∑H°reagenti

Quindi  ΔH° = [H°CO2 – 2 H°H2O] – [H°CH4 -2 H°O2]

Poiché dai dati tabulati risulta :
CO2 = – 94.05 kcal/mol

H2O = – 68.32 kcal/mol

O2 = 0.00 ( per convenzione)

CH4 = – 17.89 kcal/mol

Sostituendo si ha : – 94.05 + [2 x ( – 68.32)] – [(- 17.89) + 0.00] = -212.8 kcal/mol

Tale risultato indica che per ogni mole di metano che reagisce ( p = 1 atm) con due moli di ossigeno (p = 1 atm) , formando una mole di anidride carbonica ( p = 1 atm) e due moli di acqua liquida sotto il vincolo della pressione costante nella reazione vengono liberate 212,8 kcal ovvero la variazione di entalpia standard ΔH° della reazione è pari a – 212.8 kcal.

ΔH° = – 212.8 kcal

 

 

 

 

 

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Author: Chimicamo

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