calcolare il calore della reazione

in questo esercizio è corretto procedere con il solo utilizzo della legge di Hess?

ottengo:

dHc=173,64 kcal/mol-(136,42+68,3)Kcal/mol=-31,08 Kcal/mol

secondo esercizio:

calcolare il calore di formazione dHf di As2O3 sapendo che il calore di formazione dHF di AS2O5 è -915 KJ/mol è che nella reazione:

As(2)O(3) +O(2)=As(2)O(5) si sviluppano 259 kJ

svolgimento:

dHreazione= dHprodotti-dHreagenti

259 kJ=-915 kJ/mol-As(2)O(3)

risolvo rispetto a As(2)O(3):

As(2)O(3)=1174 kJ/mol

Grazie!

Sbagli l'applicazione della legge di Hess.

Devi sommare le reazioni di cui conosci il deltaH in modo tale che la reazione somma dia esattamente quella di cui devi calcolare il calore di reazione.

Se si cambia il verso di una reazione, il calore in gioco ha lo stesso valore numerico ma segno algebrico opposto.

salve Luisa,

nel primo esercizio adesso mi è tutto chiaro.

per il secondo esercizio io ho pensato di procedere così:

dHreazione=Hprodotto-Hreagenti

dHreazione=259 KJ

-915 kJ/mol-As2O3

259KJ=-915KJ-As2O3

As2O3=259-915=-656 KJ/mol

È lo stesso procedimento che ho usato io, solo scritto con le reazioni inverse.

Secondo me fai ancora fatica a capire, ma posso sbagliarmi, che se sommi le reazioni, devi sommare anche le varie entalpie. Questo perché, essendo l'entalpia una funzione di stato, ad una data reazione si può arrivare in modo diretto o in modo indiretto attraverso la somma di più reazioni.

Avevo già usato questo procedimento qui: https://www.myttex.net/forum/Thread-calcolo-entalpia-standard--12690

Salve Luisa,

adesso dopo aver fatto vari esercizi ho capito come sommare le varie entalpie.

in questo esercizio trovavo difficoltà nel ricavare la reazione di 2As+2,5O2 --> As2O5 

adesso mi è chiara .

adesso mi sono imbattuto in un'esercizio simile:

sapendo che il calore di combustione del benzene  è 715,3 Kcal/mol, calcolare la quantità di calore che si ottiene bruciando 0,24 L di benzene in condizioni standard.

C6H6(g)+O2(g) -->CO2(g)+H2O(l)

prima di tutto procede a calcolare le moli.

PV=nRT

n=PV/RT=1 atm x 0,24 l/0,0821 x 298,5=0,0097 moli

per trovare il calore:

calore=moli x |dHreazione|

nel considerare la reazione scrivo:

dHreazione=-393,51-285,83-2992=-3671 KJ

2992 deriva dalla conversione di 715,3 Kcal/mol che diventa 2992 Kj/mol

calore=moli x |dHreazione|=0,0097 x|3671|=36 KJ

Grazie!

Questo esercizio non è affatto simile al precedente, non capisco perché ti devi complicare la vita.

Ti viene già fornito il valore dell'entalpia standard di combustione del benzene (che è un liquido a 25°C e non un gas):

ΔH°(combustione) = 715,3 kcal/mol (il suffisso k va scritto minuscolo)

Questo significa che bruciando 1 mol di benzene in condizioni standard si liberano 715,3 kcal di energia sottoforma di calore.

Poiché non hai a disposizione 1 mol di benzene, ma 0,00980 mol, basta moltiplicare il ΔH° per il numero di moli.

salve Luisa,

mi sono accorto che la formula è sbagliata nell'esercizio è stato scritto (g) invece di (l).

adesso guardando la soluzione da me presupposte  mi sono reso conto che avevo risolto in modo giusto l'esercizio quello che mi confondeva era l'avere kcal e kJ.

se in uno stesso esercizio ho la presenza di dH di combustione negativo quando vado a moltiplicare per il numero di moli(per ottenere il calore Q), devo sempre considerare il valore assoluto di dH giusto?

Grazie!

A mio parere anche il valore numerico del calore di combustione del benzene scritto nel testo è sbagliato.

Ecco i calcoli che lo dimostrano:

Per convenzione si ha:

- reazione endotermica, cioè che avviene con assorbimento di calore --> il valore numerico del ΔH° è preceduto da un segno positivo;

- reazione esotermica, cioè che avviene con sviluppo di calore --> il valore numerico del ΔH° è preceduto da un segno negativo. Tutte le reazioni di combustione sono esotermiche.

L'indice "°" significa che sia i reagenti che i prodotti si trovano nei rispettivi stati standard a 25°C.

Nel calcolo del calore assorbito o sviluppato il valore numerico del ΔH° va preso in valore assoluto.