Blog

Calorimetria. Esercizi svolti-chimicamo

Calorimetria. Esercizi svolti

  |   Chimica, Chimica Generale

La calorimetria è quella parte della chimica che si occupa di determinare il calore specifico, la capacità termica e il calore latente

Uno degli interessi primari della calorimetria consiste nella determinazione del calore di reazione ovvero della quantità di calore scambiato tra un sistema e il suo intorno quando avviene una reazione chimica a pressione e temperatura costante.

Il dispositivo utilizzato dalla calorimetria per ottenere i calori di reazione è il calorimetro. Esso consente di prevedere il calore sviluppato in una reazione esotermica o assorbito nel corso di una reazione endotermica. La calorimetria è impiegata anche in ambito clinico. Essa  consente la misurazione del metabolismo basale, cioè la quantità di energia che l’organismo investe per mantenere le funzioni vitali quando è completamente a riposo.

Sono proposti alcuni tipici esercizi sulle applicazioni della calorimetria.

Esercizi

 1)      Calcolare il calore sviluppato dalla combustione di 4.50 g di metano sapendo che ΔH = – 890 kJ.

La reazione di combustione del metano è rappresentata dalla seguente equazione:
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O   ΔH = – 890 kJ

Un valore negativo di ΔH implica che la reazione è esotermica ovvero avviene con sviluppo di calore. Nello specifico la combustione d 1 mole di metano produce 890 kJ.

Il peso molecolare del metano è pari a 16.04 g/mol; convertiamo quindi i grammi in moli:

moli di metano = 4.50 g ( 1 mol / 16.04 g) = 0.280

Il calore sviluppato dalla combustione di 0.280 moli di CH4 è pari a:

Q = 0.280 mol ( 890 kJ/mol) = 250 kJ

2)      Calcolare il calore sviluppato dalla decomposizione di 5.00 g di H2O2 sapendo che ΔH = – 196 kJ

La reazione di decomposizione del perossido di idrogeno è:
2 H2O2(l) → 2 H2(g) + O2(g)

Pertanto dalla decomposizione di 2 moli di H2Osi ottengono 196 kJ; quindi dalla decomposizione di 1 mole di H2O2 si ottengono 196/2 = 98 kJ

Il peso molecolare di H2O2 è pari a 34.0 g/mol; convertiamo i grammi in moli:

moli di H2O2 = 5.00 g ( 1 mol / 34.0 g) = 0.147

Il calore sviluppato da 0.147 moli di H2O2 è pari a:

Q = 0.147 mol ( 98 kJ/mol) = 14.4 kJ

3)      Se vengono mescolati in un calorimetro 50.0 mL di HCl 1.0 M e 50.0 mL di NaOH 1.0 M la temperatura aumenta da 21.0 a 27.5 °C. Calcolare la variazione di entalpia in kJ/mol di HCl assumendo che il calorimetro perda solo una quantità di calore trascurabile, che la densità della soluzione risultante sia pari a 1.0 g/mL e che il calore specifico sia di 4.18 J/gK. Si assumano i volumi additivi

Il volume totale della soluzione è pari a 50.0 + 50.0 = 100.0 mL

La massa della soluzione è data da m = d ∙ V = 1.0 g/mL ∙ 100 mL = 100.0 g

ΔT = 27.5 – 21.0 = 6.5 °C

Ovvero 6.5 K trattandosi di una differenza tra temperature

Utilizzando la formula Q = m c ΔT

Dove Q è il calore espresso in Joule, c è il calore specifico espresso in J/gK e m è la massa espressa in grammi si ha:

Q = 100.0 g ∙ 4.18 J/gK ∙ 6.5 = 2.7 ∙ 103 J = 2.7 kJ

Il testo dell’esercizio richiede di calcolare la variazione di entalpia in kJ/mol di HCl quindi dobbiamo calcolare le moli di HCl

Moli di HCl = 0.0500 L ∙ 1.0 M = 0.0500

Ciò implica che dalla reazione di 0.0500 moli di HCl si sviluppano 2.7 kJ pertanto da 1 mole di HCl si sviluppano 2.7 kJ x 1 mol/ 0.0500 mol= 54 kJ

Quindi ΔH = – 54 kJ/mol

4)      Quando 50.0 mL di AgNO3 0.100 M e 50.0 mL di HCl 0.100 M vengono mescolati a pressione costante in un calorimetro la temperatura aumenta da 22.30 °C a 23.11 °C in quanto avviene la reazione: AgNO3(aq)  + HCl(aq) AgCl(s) + HNO3(aq).

Calcolare la variazione di entalpia della reazione in kJ/mol di AgNO3 assumendo che la massa della soluzione risultante sia di 100.0 g e che il suo calore specifico è di 4.18 J/g°C

 ΔT = 23.11 – 22.30 = 0.81 °C

Utilizzando la formula Q = m c ΔT si ha:

Q = 100.0 g ∙4.184 J/g°C ∙ 0.81 = 338.9 J

Calcoliamo le moli di AgNO3

moli di AgNO3 = 0.0500 L ∙ 0.100 M = 0.00500

quindi dalla reazione di 0.00500 moli si ottengono 338.9 J. Pertanto dalla reazione di 1 mole di AgNO3 si ottengono 1 mol x 338.9 J/ 0.00500 mol = 6.78 ∙ 104 J = 67.8 kJ

Quindi ΔH = – 67.8 kJ/mol

5)      Nella reazione di  combustione di  4.00 g di metilidrazina la temperatura del calorimetro aumenta da 25.00 a 39.50 °C. Sapendo che l’equivalente in acqua del calorimetro è di 7.794 kJ/°C si calcoli il calore di combustione di una mole di metilidrazina

La reazione di combustione della metilidrazina è:

2 CH3NHNH2(l) + 5 O2(g) → 2 N2(g) + 2 CO2(g) + 6 H2O(l)

ΔT = 39.50 – 25.00 = 14.50 °C

Q = 7.794 kJ/°C ∙ 14.50 °C =  113.0 kJ

Tale calore si sviluppa dalla combustione di 4.00 g di metilidrazina che corrispondono a 4.00 g ( 1 mol/46.1 ) = 0.0868 moli

Dalla combustione di 0.0868 moli si sviluppano 113.0 kJ

Il calore sviluppato dalla combustione di 1 mole è quindi pari a 113.0 kJ ∙ 1 mol / 0.0868 mol = 1.30 ∙ 103 kJ

Condividi


Gentile Lettrice, Gentile Lettore

Abbiamo rilevato che stai utilizzando un AdBlocker che blocca il caricamento completo delle pagine di Chimicamo.org

Questo sito è per te completamente gratuito e fornisce, si spera, un servizio serio, completo ed utile, pertanto speriamo che tu consideri la possibilità di escluderlo dal blocco delle pubblicità che sono la nostra unica fonte di guadagno per portare avanti quello che vedi.

 

Per piacere aggiungi Chimicamo.org alla tua whitelist oppure disabilita il tuo software mentre navighi su queste pagine.

 

Grazie

Lo staff di Chimicamo.org