Calcolare l'effetto termico della reazione a 298 K. Calcolo degli effetti termici delle reazioni chimiche

Il calore di formazione standard (entalpia di formazione) di una sostanza è chiamata entalpia della reazione di formazione di 1 mole di questa sostanza da elementi (sostanze semplici, cioè costituite da atomi dello stesso tipo) che si trovano nello stato standard più stabile. Le entalpie standard di formazione delle sostanze (kJ/mol) sono date nei libri di consultazione. Quando si utilizzano valori di riferimento, è necessario prestare attenzione allo stato di fase delle sostanze che partecipano alla reazione. L'entalpia di formazione delle sostanze semplici più stabili è 0.

Corollario della legge di Hess sul calcolo degli effetti termici delle reazioni chimiche basate sui calori di formazione : standard l'effetto termico di una reazione chimica è pari alla differenza tra i calori di formazione dei prodotti di reazione e i calori di formazione delle sostanze di partenza, tenendo conto dei coefficienti stechiometrici (numero di moli) dei reagenti:

CH 4 +2CO = 3C ( grafite ) + 2 ore 2 O.

televisore a gas. gas

I calori di formazione delle sostanze negli stati di fase indicati sono riportati in tabella. 1.2.

Tabella 1.2

Calori di formazione delle sostanze

Soluzione

Poiché la reazione avviene a P= cost, allora troviamo l’effetto termico standard sotto forma di variazione di entalpia basata sui calori di formazione noti come conseguenza della legge di Hess (formula (1.17):

ΔH O 298 = ( 2 (–241,81) + 3 0) – (–74,85 + 2 (–110,53)) = –187,71 kJ = –187710 J.

ΔH O 298 < 0, реакция является экзотермической, протекает с выделением теплоты.

Troviamo la variazione dell'energia interna in base all'equazione (1.16):

∆U O 298 = ΔH O 298 – Δ νRT.

Per una data reazione, variazioni del numero di moli di sostanze gassose dovute al passaggio di una reazione chimica Δν = 2 – (1 + 2) = –1; T= 298 K, quindi

Δ U O 298 = –187710 – (–1) · 8,314 · 298 = –185232 J.

Calcolo degli effetti termici standard delle reazioni chimiche utilizzando i calori standard di combustione delle sostanze che partecipano alla reazione

Il calore standard di combustione (entalpia di combustione) di una sostanza è l'effetto termico dell'ossidazione completa di 1 mole di una data sostanza (in ossidi superiori o composti appositamente indicati) con ossigeno, a condizione che le sostanze iniziale e finale abbiano una temperatura standard. Entalpie standard di combustione delle sostanze
(kJ/mol) sono riportati nei libri di consultazione. Quando si utilizza un valore di riferimento è necessario prestare attenzione al segno dell'entalpia della reazione di combustione, che è sempre esotermica ( Δ H <0), а в таблицах указаны величины
.L'entalpia di combustione degli ossidi superiori (ad esempio acqua e anidride carbonica) è 0.

Corollario della legge di Hess sul calcolo degli effetti termici delle reazioni chimiche basate sul calore di combustione : l'effetto termico standard di una reazione chimica è pari alla differenza tra i calori di combustione delle sostanze di partenza e i calori di combustione dei prodotti della reazione, tenendo conto dei coefficienti stechiometrici (numero di moli) dei reagenti:

C 2 H 4 + H 2 O=C 2 N 5 LUI.

Qualsiasi reazione chimica è accompagnata dal rilascio o dall'assorbimento di energia sotto forma di calore.

In base al rilascio o all'assorbimento del calore, si distinguono esotermico E Endotermico reazioni.

Esotermico le reazioni sono reazioni durante le quali viene rilasciato calore (+Q).

Le reazioni endotermiche sono reazioni durante le quali viene assorbito calore (-Q).

Effetto termico della reazione (Q) è la quantità di calore che viene rilasciata o assorbita durante l'interazione di una certa quantità di reagenti iniziali.

Un'equazione termochimica è un'equazione che specifica l'effetto termico di una reazione chimica. Quindi, ad esempio, le equazioni termochimiche sono:

Va inoltre notato che le equazioni termochimiche devono necessariamente includere informazioni sugli stati aggregati di reagenti e prodotti, poiché il valore dell'effetto termico dipende da questo.

Calcoli dell'effetto termico della reazione

Un esempio di un tipico problema per trovare l'effetto termico di una reazione:

Quando 45 g di glucosio reagiscono con l'ossigeno in eccesso secondo l'equazione

C 6 H 12 O 6 (solido) + 6O 2 (g) = 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) + Q

Sono stati rilasciati 700 kJ di calore. Determinare l'effetto termico della reazione. (Scrivi il numero arrotondandolo al numero intero più vicino.)

Soluzione:

Calcoliamo la quantità di glucosio:

n(C 6 H 12 O 6) = m(C 6 H 12 O 6) / M(C 6 H 12 O 6) = 45 g / 180 g/mol = 0,25 mol

Quelli. Quando 0,25 mol di glucosio interagiscono con l'ossigeno, vengono rilasciati 700 kJ di calore. Dall'equazione termochimica presentata nella condizione ne consegue che l'interazione di 1 mole di glucosio con l'ossigeno produce una quantità di calore pari a Q (effetto termico della reazione). Allora è corretta la seguente proporzione:

0,25 mol di glucosio - 700 kJ

1 mole di glucosio - Q

Da questa proporzione segue l'equazione corrispondente:

0,25/1 = 700/Q

Risolvendolo troviamo che:

Pertanto, l'effetto termico della reazione è di 2800 kJ.

Calcoli utilizzando equazioni termochimiche

Molto più spesso nei compiti USE in termochimica, il valore dell'effetto termico è già noto, perché la condizione fornisce l'equazione termochimica completa.

In questo caso è necessario calcolare la quantità di calore ceduta/assorbita con una quantità nota di un reagente o di un prodotto oppure, al contrario, da un valore noto di calore è necessario determinare la massa, il volume o la quantità di un reagente o di un prodotto. sostanza di qualsiasi partecipante alla reazione.

Esempio 1

Secondo l'equazione della reazione termochimica

3Fe 3 O 4 (tv.) + 8Al (tv.) = 9Fe (tv.) + 4Al 2 O 3 (tv.) + 3330 kJ

Si sono formati 68 g di ossido di alluminio. Quanto calore è stato rilasciato? (Scrivi il numero arrotondandolo al numero intero più vicino.)

Soluzione

Calcoliamo la quantità di sostanza ossido di alluminio:

n(Al 2 O 3) = m(Al 2 O 3) / M(Al 2 O 3) = 68 g / 102 g/mol = 0,667 mol

Secondo l'equazione termochimica della reazione, quando si formano 4 moli di ossido di alluminio, vengono rilasciati 3330 kJ. Nel nostro caso si formano 0,6667 moli di ossido di alluminio. Avendo indicato la quantità di calore rilasciata in questo caso con x kJ, creiamo la proporzione:

4 mol Al2O3 - 3330 kJ

0,667 mol Al2O3 - x kJ

Questa proporzione corrisponde all'equazione:

4/0,6667 = 3330/x

Risolvendolo, troviamo che x = 555 kJ

Quelli. quando si formano 68 g di ossido di alluminio secondo l'equazione termochimica nella condizione, vengono rilasciati 555 kJ di calore.

Esempio 2

Come risultato di una reazione, la cui equazione termochimica

4FeS 2 (tv.) + 11O 2 (g) = 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (tv.) + 3310 kJ

Sono stati rilasciati 1655 kJ di calore. Determinare il volume (l) di anidride solforosa rilasciata (n.). (Scrivi il numero arrotondando al numero intero più vicino.)

Soluzione

Secondo l'equazione termochimica della reazione, quando si formano 8 moli di SO 2, vengono rilasciati 3310 kJ di calore. Nel nostro caso sono stati rilasciati 1655 kJ di calore. Sia la quantità di SO 2 formata in questo caso x mol. Allora è giusta la seguente proporzione:

8 molSO2 - 3310 kJ

x mol SO 2 - 1655 kJ

Da cui segue l'equazione:

8/x = 3310/1655

Risolvendolo troviamo che:

Pertanto, la quantità di sostanza SO 2 formata in questo caso è 4 mol. Pertanto il suo volume è pari a:

V(SO 2) = V m ∙ n(SO 2) = 22,4 l/mol ∙ 4 mol = 89,6 l ≈ 90 l(arrotondato a numeri interi, poiché ciò è richiesto nella condizione.)

Si possono trovare problemi più analizzati sull'effetto termico di una reazione chimica.

Compito n.6

Calcolare la capacità termica media della sostanza riportata nella tabella. 6, nell'intervallo di temperature da 298 a T A.

Tabella 6

Soluzione:

Consideriamo il calcolo della capacità termica media dell'ammoniaca nell'intervallo di temperature da 298 a 800 A.

Capacità termicaè il rapporto tra la quantità di calore assorbita da un corpo quando riscaldato e l'aumento di temperatura che accompagna il riscaldamento. Per una sostanza individuale ci sono specifica(un chilogrammo) e molare(una mole) capacità termica.

Vera capacità termica

, (21)

Dove δ Q - una quantità infinitesima di calore necessaria per aumentare la temperatura corporea di una quantità infinitesimale dT .

Capacità termica mediaè il rapporto tra la quantità di calore Q ad un aumento della temperatura ∆ T = T 2 – T 1 ,

.

Poiché il calore non è una funzione di stato e dipende dal percorso del processo, è necessario indicare le condizioni per il processo di riscaldamento. Nelle trasformazioni isocora e isobara per una variazione infinitesimale δ Q V = dU E δ Q P = dH, Ecco perché

E
. (22)

Connessione tra vero isocoro(CON V) E isobarico (C P) capacità termiche sostanze e loro media isocoro
e isobarico
capacità termiche nell'intervallo di temperatura da T 1 Prima T 2 espresso dalle equazioni (23) e (24):

; (23)

. (24)

La dipendenza della vera capacità termica dalla temperatura è espressa dalle seguenti equazioni empiriche:

; (per sostanze inorganiche) (25)

. (per sostanze organiche) (26)

Usiamo un elenco di quantità fisiche e chimiche. Scriviamo i coefficienti (a, b, c) dell'equazione per la dipendenza della capacità termica isobarica dell'ammoniaca dalla temperatura:

Tabella 7

Scriviamo l'equazione per la dipendenza della vera capacità termica dell'ammoniaca dalla temperatura:

.

Sostituiamo questa equazione nella formula (24) e calcoliamo la capacità termica media dell'ammoniaca:

= 1/(800-298)
=

0,002 = 43,5 J/mol K.

Problema n.7

Per la reazione chimica riportata in tabella. 2, tracciare la dipendenza della somma delle capacità termiche dei prodotti di reazione dalla temperatura
e la somma delle capacità termiche delle sostanze di partenza in funzione della temperatura
. Equazioni di dipendenza
prendilo dal libro di consultazione. Calcolare la variazione della capacità termica durante una reazione chimica (
) a temperature 298 K, 400 K e T K (Tabella 6).

Soluzione:

Calcoliamo la variazione della capacità termica a temperature di 298 K, 400 K e 600 K utilizzando l'esempio della reazione di sintesi dell'ammoniaca:

Scriviamo i coefficienti (a, b, c, c /) 1 delle equazioni per la dipendenza della vera capacità termica dell'ammoniaca dalla temperatura per i materiali di partenza e i prodotti di reazione, tenendo conto dei coefficienti stechiometrici . Calcoliamo la somma dei coefficienti. Ad esempio, la somma dei coefficienti UN per le sostanze di partenza è uguale a

= 27,88 + 3·27,28 = 109,72.

Somma delle probabilità UN per i prodotti di reazione è uguale a

= 2·29,8 = 59,6.

=
=59,6 – 109,72 = –50,12.

Tabella 8

Quindi, l'equazione di dipendenza

per i prodotti di reazione ha la seguente forma:

= 59,60 + 50,96·10 –3 T – 3,34·10 5 /T 2.

Rappresentare la dipendenza della somma della capacità termica dei prodotti di reazione dalla temperatura
Calcoliamo la somma delle capacità termiche a diverse temperature:

A T = 298 K

= 59,60 + 50,96 10 –3 298 – 3,34 10 5 /298 2 = 71,03 J/K;

A t = 400K
= 77,89 J/K;

A T = 600 K
= 89,25 J/K.

Equazione di dipendenza
per le sostanze di partenza ha la forma:

= 109,72 + 14,05·10 –3 T + 1,50·10 -5 /T 2 .

Calcoliamo in modo simile
sostanze di partenza a diverse temperature:

A T=298 K

=109,72 + 14,05 10 –3 298 + 1,50 10 5 /298 2 =115,60 J/K;

A T = 400 K
= 116,28 J/K;

A T = 600 K
= 118,57 J/K.

Successivamente, calcoliamo la variazione della capacità termica isobarica
durante una reazione a diverse temperature:

= –50,12 + 36,91 10 –3 T – 4,84 10 5 /T 2,

= –44,57 JK/K;

= –38,39 J/K;

= –29,32 J/K.

Utilizzando i valori calcolati, costruiamo grafici delle dipendenze della somma delle capacità termiche dei prodotti di reazione e della somma delle capacità termiche delle sostanze di partenza dalla temperatura.

Figura 2. Dipendenza delle capacità termiche totali delle sostanze di partenza e dei prodotti di reazione dalla temperatura per la reazione di sintesi dell'ammoniaca

In questo intervallo di temperature, la capacità termica totale delle sostanze di partenza è superiore alla capacità termica totale dei prodotti, pertanto,
nell'intero intervallo di temperature da 298 K a 600 K.

Problema n.8

Calcolare l'effetto termico della reazione riportata in tabella. 2, a temperatura T K (Tabella 6).

Soluzione:

Calcoliamo l'effetto termico della reazione di sintesi dell'ammoniaca ad una temperatura di 800 A.

Dipendenza dall'effetto termico
descrive le reazioni dalla temperatura Legge di Kirchhoff

, (27)

Dove
- variazione della capacità termica del sistema durante la reazione. Analizziamo l'equazione:

1) Se
> 0, cioè la somma delle capacità termiche dei prodotti di reazione è maggiore della somma delle capacità termiche delle sostanze di partenza, allora > 0,. dipendenza
aumentando, e con l'aumentare della temperatura aumenta l'effetto termico.

2) Se
< 0, то< 0, т.е. зависимость убывающая, и с повышением температуры тепловой эффект уменьшается.

3) Se
= 0, quindi = 0, l'effetto termico non dipende dalla temperatura.

In forma integrale, l'equazione di Kirchhoff ha la seguente forma:

. (28)

a) se la capacità termica non cambia durante il processo, vale a dire la somma delle capacità termiche dei prodotti di reazione è uguale alla somma delle capacità termiche delle sostanze di partenza (
), allora l'effetto termico non dipende dalla temperatura

= cost.

b) per calcolo approssimativo possiamo trascurare la dipendenza delle capacità termiche dalla temperatura e utilizzare i valori delle capacità termiche medie dei partecipanti alla reazione (
). In questo caso, il calcolo viene effettuato utilizzando la formula

c) per calcolo accurato sono necessari dati sulla dipendenza della capacità termica di tutti i partecipanti alla reazione dalla temperatura
. In questo caso, l'effetto termico viene calcolato utilizzando la formula

(30)

Annotiamo i dati di riferimento (Tabella 9) e calcoliamo le modifiche nei valori corrispondenti per ciascuna colonna per analogia con l'attività n. 7). Utilizziamo i dati ottenuti per calcolare:

Circa:

= –91880 + (–31,88)(800 – 298) = –107883,8 J = – 107,88 kJ.

= –91880 + (–50,12)(800 – 298) + 1/2·36,91·10 -3 (800 2 – 298 2) +

– (–4,84·10 5)(1/800 – 1/298) = – 107815 J = – 107,82 kJ.

Per la reazione di sintesi dell'ammoniaca, la variazione della capacità termica durante la reazione
< 0 (см. задачу №7). Следовательно< 0, с повышением температуры тепловой эффект уменьшается.

Tabella 9

6.1. Energia dei processi chimici

6.1.1. Energia interna ed entalpia

In ogni processo si osserva la legge di conservazione dell'energia:

Q = ΔU + A.

Questa uguaglianza significa che se il calore Q viene fornito al sistema, allora viene speso per modificare l’energia interna Δ U e svolgere il lavoro A.

Energia interna Il sistema è la sua riserva totale, inclusa l'energia del movimento traslazionale e rotatorio delle molecole, l'energia del movimento degli elettroni negli atomi, l'energia dell'interazione dei nuclei con gli elettroni, i nuclei con i nuclei, ecc., cioè. tutti i tipi di energia, ad eccezione dell'energia cinetica e potenziale del sistema nel suo insieme.

Il lavoro compiuto dal sistema durante la transizione dallo stato 1, caratterizzato dal volume V 1, allo stato 2 (volume V 2) a pressione costante (lavoro di espansione) è pari a:

A = p(V2 - V1).

A pressione costante (p=const), tenendo conto dell'espressione del lavoro di espansione, la legge di conservazione dell'energia sarà scritta come segue:

Q = (U2 + pV2) – (U1 + pV1).

Si chiama la somma dell'energia interna di un sistema e il prodotto del suo volume e della sua pressione entalpia N:

Poiché non si conosce il valore esatto dell’energia interna del sistema, non è possibile ottenere nemmeno i valori assoluti delle entalpie. Le variazioni di entalpie ΔH hanno significato scientifico e applicazione pratica.

L'energia interna U e l'entalpia H sono funzioni statali sistemi. Le funzioni statali sono quelle caratteristiche del sistema, i cui cambiamenti sono determinati solo dallo stato finale e iniziale del sistema, ad es. non dipendono dal percorso del processo.

6.1.2. Processi eso ed endotermici

Il verificarsi di reazioni chimiche è accompagnato dall'assorbimento o dal rilascio di calore. Esotermico chiamata una reazione che avviene con il rilascio di calore nell'ambiente, e Endotermico– con l’assorbimento di calore dall’ambiente.

Molti processi nell'industria e nella pratica di laboratorio avvengono a pressione e temperatura costanti (T=const, p=const). La caratteristica energetica di questi processi è la variazione di entalpia:

Q P = -ΔN.

Per processi che avvengono a volume e temperatura costanti (T=cost, V=cost) Q V =-Δ U.

Per reazioni esotermiche ΔH< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Ad esempio,

N2(g) + SO2(g) = N2O(g); ΔÍ 298 = +82 kJ,

CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g); ΔÍ 298 = -802 kJ.

Vengono chiamate equazioni chimiche, che indicano inoltre l'effetto termico della reazione (il valore DH del processo), nonché lo stato di aggregazione delle sostanze e la temperatura termochimico equazioni.

Nelle equazioni termochimiche si notano lo stato di fase e le modifiche allotropiche dei reagenti e delle sostanze risultanti: g - gassoso, g - liquido, j - cristallino; S (diamante), S (monocolo), C (grafite), C (diamante), ecc.

6.1.3. Termochimica; La legge di Hess

Studia i fenomeni energetici che accompagnano i processi fisici e chimici termochimica. La legge fondamentale della termochimica è la legge formulata dallo scienziato russo G.I. Hesse nel 1840.

Legge di Hess: la variazione dell'entalpia di un processo dipende dal tipo e dallo stato dei materiali di partenza e dei prodotti di reazione, ma non dipende dal percorso del processo.

Quando si considerano gli effetti termochimici, invece del concetto di “variazione dell'entalpia di un processo”, viene spesso utilizzata l'espressione “entalpia di un processo”, intendendo con questo concetto il valore Δ H. Non è corretto usare il concetto di “ effetto termico di un processo” nel formulare la legge di Hess, poiché il valore Q nel caso generale non è una funzione di stato . Come già detto, solo a pressione costante Q P = -Δ N (a volume costante Q V = -Δ U).

Pertanto, la formazione di PCl 5 può essere considerata il risultato dell'interazione di sostanze semplici:

P (k, bianco) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (k) ; ΔH1,

o come risultato di un processo che si svolge in più fasi:

P (k, bianco) + 3/2Cl 2 (g) = PCl 3 (g); ΔH2,

PCl3(g) + CI2(g) = PCl5(k); ΔH 3,

o in totale:

P (k, bianco) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (k) ; ΔH1 = ΔH2 + ΔH3.

6.1.4. Entalpie di formazione delle sostanze

L'entalpia di formazione è l'entalpia del processo di formazione di una sostanza in un dato stato di aggregazione da sostanze semplici che si trovano in modificazioni stabili. L'entalpia di formazione del solfato di sodio, ad esempio, è l'entalpia della reazione:

2Na (k) + S (rombo) + 2O 2 (g) = Na 2 SO 4 (k).

L'entalpia di formazione delle sostanze semplici è zero.

Poiché l'effetto termico della reazione dipende dallo stato delle sostanze, dalla temperatura e dalla pressione, durante l'esecuzione dei calcoli termochimici si è deciso di utilizzare entalpie standard di formazione– entalpia di formazione delle sostanze che si trovano ad una data temperatura in condizione standard. Lo stato reale della sostanza ad una data temperatura e pressione di 101,325 kPa (1 atm) è accettato come stato standard per le sostanze allo stato condensato. I libri di consultazione riportano solitamente le entalpie standard di formazione delle sostanze alla temperatura di 25 o C (298 K), riferite a 1 mole di sostanza (Δ H f o 298). Le entalpie standard di formazione di alcune sostanze a T = 298 K sono riportate in tabella. 6.1.

Tabella 6.1.

Entalpie standard di formazione (Δ H f o 298) di alcune sostanze

Le entalpie standard di formazione della maggior parte delle sostanze complesse sono valori negativi. Per un piccolo numero di sostanze instabili, Δ Н f o 298 > 0. Tali sostanze, in particolare, includono l'ossido nitrico (II) e l'ossido nitrico (IV), Tabella 6.1.

6.1.5. Calcolo degli effetti termici delle reazioni chimiche

Per calcolare le entalpie dei processi si utilizza un corollario della legge di Hess: l'entalpia di una reazione è pari alla somma delle entalpie di formazione dei prodotti di reazione meno la somma delle entalpie di formazione delle sostanze di partenza, tenendo conto coefficienti stechiometrici.

Calcoliamo l'entalpia di decomposizione del carbonato di calcio. Il processo è descritto dalla seguente equazione:

CaCO 3 (k) = CaO (k) + CO 2 (g).

L'entalpia di questa reazione sarà uguale alla somma delle entalpie di formazione dell'ossido di calcio e dell'anidride carbonica meno l'entalpia di formazione del carbonato di calcio:

Δ H f o 298 = Δ H f o 298 (CaO (k)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (k)).

Utilizzando i dati nella tabella 6.1. noi abbiamo:

Δ H o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.

Dai dati ottenuti ne consegue che la reazione in esame è endotermica, cioè procede con l'assorbimento del calore.

CaO (k) + CO 2 (k) = CaCO 3 (k)

Accompagnato dal rilascio di calore. La sua entalpia sarà uguale

ΔH·298 = -1206,8 +635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.

6.2. Velocità delle reazioni chimiche

6.2.1. Concetto di velocità di reazione

Viene chiamata la branca della chimica che si occupa della velocità e dei meccanismi delle reazioni chimiche cinetica chimica. Uno dei concetti chiave della cinetica chimica è la velocità di una reazione chimica.

La velocità di una reazione chimica è determinata dalla variazione della concentrazione dei reagenti nell'unità di tempo con un volume costante del sistema.

Considera il seguente processo:

Supponiamo che ad un certo punto nel tempo t 1 la concentrazione della sostanza A sia uguale al valore c 1 , e al momento t 2 – al valore c 2 . Nel periodo di tempo da t 1 a t 2, la variazione di concentrazione sarà Δ c = c 2 – c 1. La velocità media di reazione è:

Il segno meno è posto perché man mano che la reazione procede (Δ t> 0) la concentrazione della sostanza diminuisce (Δ s< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

La velocità di una reazione chimica dipende dalla natura dei reagenti e dalle condizioni di reazione: concentrazione, temperatura, presenza di un catalizzatore, pressione (per le reazioni dei gas) e alcuni altri fattori. In particolare, all’aumentare dell’area di contatto delle sostanze, aumenta la velocità di reazione. La velocità di reazione aumenta anche con l'aumentare della velocità di miscelazione dei reagenti.

Il valore numerico della velocità di reazione dipende anche da quale componente viene calcolata la velocità di reazione. Ad esempio, la velocità del processo

H2 + I2 = 2HI,

calcolato dalla variazione della concentrazione di HI è il doppio della velocità di reazione calcolata dalla variazione della concentrazione dei reagenti H 2 o I 2.

6.2.2. Dipendenza della velocità di reazione dalla concentrazione; ordine e molecolarità della reazione

La legge fondamentale della cinetica chimica è legge dell’azione di massa– stabilisce la dipendenza della velocità di reazione dalla concentrazione dei reagenti.

La velocità di reazione è proporzionale al prodotto delle concentrazioni dei reagenti. Per una reazione scritta in forma generale come

aA + bB = cC + dD,

La dipendenza della velocità di reazione dalla concentrazione ha la forma:

v = k[A]α[B]β .

In questa equazione cinetica, k è il coefficiente di proporzionalità, chiamato tasso costante; [A] e [B] sono le concentrazioni delle sostanze A e B. La costante di velocità di reazione k dipende dalla natura dei reagenti e dalla temperatura, ma non dipende dalla loro concentrazione. I coefficienti α e β si ricavano dai dati sperimentali.

La somma degli esponenti nelle equazioni cinetiche è chiamata totale al fine reazioni. Viene inoltre distinto il particolare ordine di reazione di uno dei componenti. Ad esempio, per la reazione

H2 + C12 = 2HC1

L'equazione cinetica è simile alla seguente:

v = k 1/2,

quelli. l'ordine complessivo è 1,5 e gli ordini di reazione per i componenti H 2 e C1 2 sono 1 e 0,5, rispettivamente.

Molecolarità la reazione è determinata dal numero di particelle la cui collisione simultanea realizza un atto elementare di interazione chimica. Atto elementare (fase elementare)– un singolo atto di interazione o trasformazione di particelle (molecole, ioni, radicali) in altre particelle. Per le reazioni elementari, la molecolarità e l'ordine della reazione sono gli stessi. Se il processo è multistadio e quindi scrivere l'equazione di reazione non rivela il meccanismo del processo, l'ordine della reazione non coincide con la sua molecolarità.

Le reazioni chimiche sono divise in semplici (a stadio singolo) e complesse, che si verificano in più fasi.

Reazione monomolecolareè una reazione in cui l'atto elementare è una trasformazione chimica di una molecola. Per esempio:

CH 3 CHO (g) = CH 4 (g) + CO (g).

Reazione bimolecolare– una reazione in cui l'atto elementare avviene quando due particelle si scontrano. Per esempio:

H 2 (g) + I 2 (g) = 2 HI (g).

Reazione trimolecolare- una reazione semplice, il cui atto elementare avviene durante la collisione simultanea di tre molecole. Per esempio:

2NO(g) + O2(g) = 2NO2 (g).

È stato stabilito che la collisione simultanea di più di tre molecole, che porta alla formazione di prodotti di reazione, è praticamente impossibile.

La legge dell'azione di massa non si applica alle reazioni che coinvolgono i solidi, poiché la loro concentrazione è costante e reagiscono solo in superficie. La velocità di tali reazioni dipende dalla dimensione della superficie di contatto tra le sostanze reagenti.

6.2.3. Dipendenza della velocità di reazione dalla temperatura

La velocità delle reazioni chimiche aumenta con l'aumentare della temperatura. Questo aumento è causato da un aumento dell'energia cinetica delle molecole. Nel 1884 il chimico olandese Van't Hoff formulò la regola: Con ogni aumento di 10 gradi della temperatura, la velocità delle reazioni chimiche aumenta di 2-4 volte.

La regola di Van't Hoff è scritta come:

,

dove V t 1 e V t 2 sono le velocità di reazione alle temperature t 1 e t 2; γ è il coefficiente di temperatura della velocità, pari a 2 - 4.

La regola di Van't Hoff viene utilizzata per approssimare l'effetto della temperatura sulla velocità di reazione. Un'equazione più accurata che descrive la dipendenza della costante di velocità di reazione dalla temperatura fu proposta nel 1889 dallo scienziato svedese S. Arrhenius:

.

Nell'equazione di Arrhenius, A è una costante, E è l'energia di attivazione (J/mol); T – temperatura, K.

Secondo Arrhenius non tutte le collisioni tra molecole portano a trasformazioni chimiche. Solo le molecole con un eccesso di energia sono in grado di reagire. Viene chiamata questa energia in eccesso che le particelle in collisione devono avere affinché avvenga una reazione tra di loro energia di attivazione.

6.3. Concetto di catalisi e catalizzatori

Un catalizzatore è una sostanza che modifica la velocità di una reazione chimica, ma rimane chimicamente invariata una volta completata la reazione.

Alcuni catalizzatori accelerano la reazione, altri la chiamano inibitori, rallentarne l'avanzamento. Ad esempio, l'aggiunta di una piccola quantità di MnO 2 al perossido di idrogeno H2O2 come catalizzatore provoca una rapida decomposizione:

2 H 2 O 2 –(MnO 2) 2 H 2 O + O 2.

In presenza di piccole quantità di acido solforico si osserva una diminuzione della velocità di decomposizione di H 2 O 2. In questa reazione, l'acido solforico funge da inibitore.

A seconda che il catalizzatore si trovi nella stessa fase dei reagenti o formi una fase indipendente, questi si distinguono omogeneo E catalisi eterogenea.

Catalisi omogenea

Nella catalisi omogenea i reagenti e il catalizzatore si trovano nella stessa fase, ad esempio gassosa. Il meccanismo d'azione del catalizzatore si basa sul fatto che interagisce con le sostanze reagenti per formare composti intermedi.

Consideriamo il meccanismo d'azione del catalizzatore. In assenza di un catalizzatore, la reazione

Procede molto lentamente. Il catalizzatore forma un prodotto intermedio reattivo con le sostanze di partenza (ad esempio con la sostanza B):

che reagisce vigorosamente con un altro materiale di partenza per formare il prodotto di reazione finale:

VK + A = AB + K.

La catalisi omogenea si verifica, ad esempio, nel processo di ossidazione dell'ossido di zolfo (IV) in ossido di zolfo (VI), che avviene in presenza di ossidi di azoto.

Reazione omogenea

2SO2 + O2 = 2SO3

in assenza di catalizzatore procede molto lentamente. Ma quando viene introdotto un catalizzatore (NO), si forma un composto intermedio (NO2):

O2 + 2NO = 2NO2,

che ossida facilmente la SO 2:

NO2 + SO2 = SO3 + NO.

L'energia di attivazione di quest'ultimo processo è molto bassa, quindi la reazione procede ad alta velocità. Pertanto, l'effetto dei catalizzatori si riduce alla riduzione dell'energia di attivazione della reazione.

Catalisi eterogenea

Nella catalisi eterogenea, il catalizzatore e i reagenti si trovano in fasi diverse. Il catalizzatore è solitamente allo stato solido e i reagenti sono allo stato liquido o gassoso. Nella catalisi eterogenea, l'accelerazione del processo è solitamente associata all'effetto catalitico della superficie del catalizzatore.

I catalizzatori si distinguono per la loro selettività d'azione. Quindi, ad esempio, in presenza di un catalizzatore di ossido di alluminio Al 2 O 3 a 300 o C, dall'alcol etilico si ottengono acqua ed etilene:

C2H5OH – (Al2O3) C2H4 + H2O.

Alla stessa temperatura, ma in presenza di rame Cu come catalizzatore, avviene la deidrogenazione dell'alcol etilico:

C 2 H 5 OH – (Cu) CH 3 CHO + H 2 .

Piccole quantità di alcune sostanze riducono o addirittura distruggono completamente l'attività dei catalizzatori (avvelenamento del catalizzatore). Tali sostanze sono chiamate veleni catalitici. Ad esempio, l'ossigeno provoca un avvelenamento reversibile del catalizzatore di ferro durante la sintesi di NH 3. L'attività del catalizzatore può essere ripristinata facendo passare una miscela fresca di azoto e idrogeno purificata dall'ossigeno. Lo zolfo provoca un avvelenamento irreversibile del catalizzatore durante la sintesi di NH 3. La sua attività non può essere ripristinata passando una miscela fresca di N 2 + H 2.

Vengono chiamate sostanze che migliorano l'azione dei catalizzatori di reazione promotori, O attivatori(i catalizzatori al platino vengono promossi, ad esempio, aggiungendo ferro o alluminio).

Il meccanismo della catalisi eterogenea è più complesso. Per spiegarlo viene utilizzata la teoria dell'adsorbimento della catalisi. La superficie del catalizzatore è eterogenea, quindi su di essa sono presenti i cosiddetti centri attivi. L'adsorbimento delle sostanze reagenti avviene nei centri attivi. Quest'ultimo processo avvicina le molecole reagenti e aumenta la loro attività chimica, poiché i legami tra gli atomi nelle molecole adsorbite si indeboliscono e la distanza tra gli atomi aumenta.

D'altra parte, si ritiene che l'effetto accelerante del catalizzatore nella catalisi eterogenea sia dovuto al fatto che i reagenti formano composti intermedi (come nel caso della catalisi omogenea), il che porta ad una diminuzione dell'energia di attivazione.

6.4. Equilibrio chimico

Reazioni irreversibili e reversibili

Le reazioni che procedono in una sola direzione e terminano con la completa conversione delle sostanze iniziali in sostanze finali sono dette irreversibili.

Irreversibile, cioè procedendo fino al completamento sono reazioni in cui

Le reazioni chimiche che possono andare in direzioni opposte sono chiamate reversibili. Le tipiche reazioni reversibili sono la sintesi dell'ammoniaca e l'ossidazione dell'ossido di zolfo (IV) in ossido di zolfo (VI):

N2+3H22NH3,

2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .

Quando scrivi equazioni per reazioni reversibili, invece del segno uguale, usa due frecce che puntano in direzioni opposte.

Nelle reazioni reversibili, la velocità della reazione diretta nell'istante iniziale ha un valore massimo, che diminuisce al diminuire della concentrazione dei reagenti iniziali. Al contrario, la reazione inversa ha inizialmente una velocità minima, crescente all'aumentare della concentrazione dei prodotti. Di conseguenza, arriva un momento in cui le velocità delle reazioni dirette e inverse diventano uguali e nel sistema viene stabilito l'equilibrio chimico.

Equilibrio chimico

Lo stato di un sistema di sostanze reagenti in cui la velocità della reazione diretta diventa uguale alla velocità della reazione inversa è chiamato equilibrio chimico.

L’equilibrio chimico è anche chiamato vero equilibrio. Oltre all'uguaglianza delle velocità delle reazioni dirette e inverse, il vero equilibrio (chimico) è caratterizzato dalle seguenti caratteristiche:

l'invariabilità dello stato del sistema è causata dal verificarsi di reazioni dirette e inverse, cioè lo stato di equilibrio è dinamico;

lo stato del sistema rimane invariato nel tempo se non vi sono influenze esterne sul sistema;

qualsiasi influenza esterna provoca uno spostamento nell'equilibrio del sistema; tuttavia, se l'influenza esterna viene rimossa, il sistema ritorna al suo stato originale;

• lo stato del sistema è lo stesso indipendentemente da quale lato il sistema si avvicina all'equilibrio: dal lato delle sostanze di partenza o dal lato dei prodotti di reazione.

Dovrebbe essere distinto dal vero equilibrio apparente. Ad esempio, una miscela di ossigeno e idrogeno in un recipiente chiuso a temperatura ambiente può essere conservata per un tempo indefinitamente lungo. Tuttavia, l'innesco della reazione (scarica elettrica, irradiazione ultravioletta, aumento della temperatura) provoca la reazione irreversibile della formazione di acqua.

6.5. Principio di Le Chatelier

Viene determinata l'influenza dei cambiamenti nelle condizioni esterne sulla posizione di equilibrio Principio di Le Châtel e (Francia, 1884): se qualsiasi influenza esterna viene applicata a un sistema in uno stato di equilibrio, allora l'equilibrio nel sistema si sposterà verso l'indebolimento di questa influenza.

Il principio di Le Chatelier si applica non solo ai processi chimici, ma anche a quelli fisici, come l'ebollizione, la cristallizzazione, la dissoluzione, ecc.

Consideriamo l'influenza di vari fattori sull'equilibrio chimico usando l'esempio della reazione di sintesi dell'ammoniaca:

N2+3H22NH3; ∆H = -91,8 kJ.

Effetto della concentrazione sull'equilibrio chimico.

Secondo il principio di Le Chatelier, un aumento della concentrazione delle sostanze di partenza sposta l'equilibrio verso la formazione dei prodotti di reazione. Un aumento della concentrazione dei prodotti di reazione sposta l'equilibrio verso la formazione delle sostanze di partenza.

Nel processo di sintesi dell'ammoniaca discusso sopra, l'introduzione di quantità aggiuntive di N 2 o H 2 nel sistema di equilibrio provoca uno spostamento dell'equilibrio nella direzione in cui diminuisce la concentrazione di queste sostanze, quindi l'equilibrio si sposta verso la formazione; di NH3. Un aumento della concentrazione di ammoniaca sposta l'equilibrio verso le sostanze madri.

Il catalizzatore accelera quindi allo stesso modo sia la reazione diretta che quella inversa l'introduzione di un catalizzatore non altera l'equilibrio chimico.

Effetto della temperatura sull'equilibrio chimico

All’aumentare della temperatura l’equilibrio si sposta verso la reazione endotermica, mentre al diminuire della temperatura verso la reazione esotermica.

Il grado di spostamento dell'equilibrio è determinato dal valore assoluto dell'effetto termico: maggiore è il valore ΔH della reazione, maggiore è l'influenza della temperatura.

Nella reazione di sintesi dell'ammoniaca in esame, un aumento della temperatura sposterà l'equilibrio verso le sostanze di partenza.

Effetto della pressione sull'equilibrio chimico

Le variazioni di pressione influenzano l'equilibrio chimico che coinvolge le sostanze gassose. Secondo il principio di Le Chatelier, un aumento della pressione sposta l'equilibrio verso la reazione che avviene con una diminuzione del volume delle sostanze gassose, e una diminuzione della pressione sposta l'equilibrio nella direzione opposta. La reazione di sintesi dell'ammoniaca procede con una diminuzione del volume del sistema (ci sono quattro volumi sul lato sinistro dell'equazione, due su quello destro). Pertanto un aumento della pressione sposta l’equilibrio verso la formazione di ammoniaca. Ridurre la pressione sposterà l’equilibrio nella direzione opposta. Se nell'equazione di una reazione reversibile il numero di molecole di sostanze gassose sui lati destro e sinistro è uguale (la reazione procede senza modificare il volume delle sostanze gassose), la pressione non influisce sulla posizione di equilibrio in questo sistema.

La termochimica studia gli effetti termici delle reazioni chimiche. In molti casi, queste reazioni avvengono a volume costante o a pressione costante. Dal primo principio della termodinamica segue che in queste condizioni il calore è una funzione di stato. A volume costante, il calore è uguale alla variazione di energia interna:

e a pressione costante - la variazione di entalpia:

Queste uguaglianze, quando applicate alle reazioni chimiche, costituiscono l'essenza La legge di Hess:

L'effetto termico di una reazione chimica che avviene a pressione costante o a volume costante non dipende dal percorso di reazione, ma è determinato solo dallo stato dei reagenti e dei prodotti di reazione.

In altre parole, l'effetto termico di una reazione chimica è uguale al cambiamento della funzione di stato.
In termochimica, a differenza di altre applicazioni della termodinamica, il calore è considerato positivo se viene rilasciato nell'ambiente, cioè Se H < 0 или U < 0. Под тепловым эффектом химической реакции понимают значение H(che è semplicemente chiamata "entalpia di reazione") o U reazioni.

Se la reazione avviene in soluzione o in fase solida, dove la variazione di volume è trascurabile, allora

H = U + (PV) U. (3.3)

Se i gas ideali partecipano alla reazione, quindi a temperatura costante

H = U + (PV) = U+n. RT, (3.4)

dove n è la variazione del numero di moli di gas nella reazione.

Per facilitare il confronto delle entalpie di diverse reazioni, viene utilizzato il concetto di “stato standard”. Lo stato standard è lo stato di una sostanza pura ad una pressione di 1 bar (= 10 5 Pa) e ad una data temperatura. Per i gas si tratta di uno stato ipotetico alla pressione di 1 bar, avente le proprietà di un gas infinitamente rarefatto. Entalpia di reazione tra sostanze negli stati standard a temperatura T, denota ( R significa "reazione"). Le equazioni termochimiche indicano non solo le formule delle sostanze, ma anche i loro stati aggregati o modificazioni cristalline.

Dalla legge di Hess derivano importanti conseguenze che permettono di calcolare le entalpie delle reazioni chimiche.

Corollario 1.

pari alla differenza tra le entalpie standard di formazione dei prodotti di reazione e dei reagenti (tenendo conto dei coefficienti stechiometrici):

Entalpia standard (calore) di formazione di una sostanza (F significa "formazione") ad una data temperatura è l'entalpia della reazione di formazione di una mole di questa sostanza dagli elementi, che si trovano nello stato standard più stabile. Secondo questa definizione, l'entalpia di formazione delle sostanze semplici più stabili nello stato standard è pari a 0 a qualsiasi temperatura. Le entalpie standard di formazione di sostanze a una temperatura di 298 K sono riportate nei libri di consultazione.

Il concetto di “entalpia di formazione” viene utilizzato non solo per le sostanze ordinarie, ma anche per gli ioni in soluzione. In questo caso si prende come punto di riferimento lo ione H+, per il quale si assume pari a zero l'entalpia standard di formazione in una soluzione acquosa:

Corollario 2. Entalpia standard di una reazione chimica

pari alla differenza tra le entalpie di combustione dei reagenti e dei prodotti di reazione (tenendo conto dei coefficienti stechiometrici):

(C significa "combustione"). L'entalpia standard (calore) di combustione di una sostanza è l'entalpia della reazione di ossidazione completa di una mole di sostanza. Questa conseguenza viene solitamente utilizzata per calcolare gli effetti termici delle reazioni organiche.

Corollario 3. L'entalpia di una reazione chimica è pari alla differenza di energia tra i legami chimici che si rompono e quelli che si formano.

Energia della comunicazione A-B indica l'energia necessaria per rompere un legame e separare le particelle risultanti su una distanza infinita:

AB (g) A (g) + B (g) .

L’energia della comunicazione è sempre positiva.

La maggior parte dei dati termochimici nei libri di consultazione sono forniti ad una temperatura di 298 K. Per calcolare gli effetti termici ad altre temperature, utilizzare Equazione di Kirchhoff:

(forma differenziale) (3.7)

(forma integrale) (3.8)

Dove C pag- la differenza tra le capacità termiche isobariche dei prodotti di reazione e delle sostanze di partenza. Se la differenza T 2 - T 1 è piccolo, quindi puoi accettare C pag= cost. Se c'è una grande differenza di temperatura, è necessario utilizzare la dipendenza dalla temperatura C pag(T) tipo:

dove sono i coefficienti UN, B, C eccetera. per le singole sostanze sono presi dal libro di consultazione e il segno indica la differenza tra i prodotti e i reagenti (tenendo conto dei coefficienti).

ESEMPI

Esempio 3-1. Le entalpie standard di formazione dell'acqua liquida e gassosa a 298 K sono rispettivamente -285,8 e -241,8 kJ/mol. Calcolare l'entalpia di vaporizzazione dell'acqua a questa temperatura.

Soluzione. Le entalpie di formazione corrispondono alle seguenti reazioni:

H2(g) + SO2(g) = H2O(l), H 1 0 = -285.8;

H2(g) + SO2(g) = H2O(g), H 2 0 = -241.8.

La seconda reazione può essere effettuata in due fasi: in primo luogo, bruciare idrogeno per formare acqua liquida secondo la prima reazione, quindi evaporare l'acqua:

H2O(l) = H2O(g), H 0 isp = ?

Quindi, secondo la legge di Hess,

H 1 0 + H 0 isp = H 2 0 ,

Dove H 0 isp = -241,8 - (-285,8) = 44,0 kJ/mol.

Risposta. 44,0 kJ/mol.

Esempio 3-2. Calcolare l'entalpia di reazione

6C(g) + 6H(g) = C6H6 (g)

a) dalle entalpie di formazione; b) mediante energie di legame, presupponendo che i doppi legami nella molecola C 6 H 6 siano fissi.

Soluzione. a) Le entalpie di formazione (in kJ/mol) si trovano nel libro di consultazione (ad esempio, P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5a edizione, pp. C9-C15): fH 0 (C6H6(g)) = 82,93, fH 0 (C(g)) = 716,68, fH 0 (H(g)) = 217,97. L'entalpia della reazione è:

rh 0 = 82,93 - 6.716,68 - 6.217,97 = -5525 kJ/mol.

b) In questa reazione, i legami chimici non vengono rotti, ma solo formati. Nell'approssimazione dei doppi legami fissi, la molecola C 6 H 6 contiene 6 legami C-H, 3 legami C-C e 3 legami C=C. Energie di legame (in kJ/mol) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5a edizione, p. C7): E(CH) = 412, E(CC) = 348, E(C=C) = 612. L'entalpia della reazione è:

rh 0 = -(6.412 + 3.348 + 3.612) = -5352 kJ/mol.

La differenza con il risultato esatto -5525 kJ/mol è dovuta al fatto che nella molecola del benzene non sono presenti legami C-C singoli e legami C=C doppi, ma sono presenti 6 legami C C aromatici.

Risposta. a) -5525 kJ/mol; b) -5352 kJ/mol.

Esempio 3-3. Utilizzando i dati di riferimento, calcolare l'entalpia della reazione

3Cu (tv) + 8HNO3(aq) = 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO (g) + 4H2O (l)

Soluzione. L'equazione ionica abbreviata per la reazione è:

3Cu (s) + 8H + (aq) + 2NO 3 - (aq) = 3Cu 2+ (aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l).

Secondo la legge di Hess l'entalpia della reazione è pari a:

rh 0 = 4fH 0 (H2O(l)) + 2 fH 0 (NO (g)) + 3 fH 0 (Cu2+ (aq)) - 2 fH 0 (NO 3 - (aq))

(le entalpie di formazione del rame e dello ione H+ sono uguali, per definizione, 0). Sostituendo i valori delle entalpie di formazione (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5a edizione, pp. C9-C15), troviamo:

rh 0 = 4 (-285,8) + 2 90,25 + 3 64,77 - 2 (-205,0) = -358,4 kJ

(basato su tre moli di rame).

Risposta. -358,4 kJ.

Esempio 3-4. Calcolare l'entalpia di combustione del metano a 1000 K, se è data l'entalpia di formazione a 298 K: fH 0 (CH 4) = -17,9 kcal/mol, fH 0 (CO2) = -94,1 kcal/mol, fH 0 (H 2 O (g)) = -57,8 kcal/mol. Le capacità termiche dei gas (in cal/(mol. K)) nell'intervallo da 298 a 1000 K sono pari a:

Cp(CH4) = 3,422 + 0,0178. T, C pag(O2) = 6,095 + 0,0033. T,

Cp(CO2) = 6,396 + 0,0102. T, C pag(H2O(g)) = 7,188 + 0,0024. T.

Soluzione. Entalpia della reazione di combustione del metano

CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

a 298 K è pari a:

94,1 + 2 (-57,8) - (-17,9) = -191,8 kcal/mol.

Troviamo la differenza delle capacità termiche in funzione della temperatura:

C pag = C pag(CO2)+2 C pag(H2O(g)) - C pag(Canale 4) - 2 C pag(O2) =
= 5.16 - 0.0094T(cal/(mol K)).

L'entalpia della reazione a 1000 K si calcola utilizzando l'equazione di Kirchhoff:

= + = -191800 + 5.16
(1000-298) - 0,0094 (1000 2 -298 2)/2 = -192500 cal/mol.

Risposta. -192,5 kcal/mol.

COMPITI

3-1. Quanto calore è necessario per trasferire 500 g di Al (pf 658 o C, H 0 pl = 92,4 cal/g), prelevato a temperatura ambiente, allo stato fuso, se C pag(AlTV) = 0,183 + 1,096 10 -4 T cal/(g·K)?

3-2. L'entalpia standard della reazione CaCO 3 (s) = CaO (s) + CO 2 (g) che avviene in un recipiente aperto alla temperatura di 1000 K è 169 kJ/mol. Qual è il calore di questa reazione, che avviene alla stessa temperatura, ma in un recipiente chiuso?

3-3. Calcolare l'energia interna standard di formazione del benzene liquido a 298 K se l'entalpia standard della sua formazione è 49,0 kJ/mol.

3-4. Calcolare l'entalpia di formazione di N 2 O 5 (g) a T= 298 K in base ai seguenti dati:

2NO(g) + O2(g) = 2NO2 (g), H 1 0 = -114,2 kJ/mol,

4NO2(g) + O2(g) = 2N2O5 (g), H 2 0 = -110,2 kJ/mol,

N2(g) + O2(g) = 2NO(g), H 3 0 = 182,6 kJ/mol.

3-5. Le entalpie di combustione di -glucosio, -fruttosio e saccarosio a 25 o C sono pari a -2802,
-2810 e -5644 kJ/mol, rispettivamente. Calcolare il calore di idrolisi del saccarosio.

3-6. Determinare l'entalpia di formazione del diborano B 2 H 6 (g) a T= 298 K dai seguenti dati:

B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) = B 2 O 3 (tv) + 3H 2 O (g), H 1 0 = -2035,6 kJ/mol,

2B(tv) + 3/2 O 2 (g) = B 2 O 3 (tv), H 2 0 = -1273,5 kJ/mol,

H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O (g), H 3 0 = -241,8 kJ/mol.

3-7. Calcolare il calore di formazione del solfato di zinco da sostanze semplici a T= 298 K in base ai seguenti dati.