Esercizi sull’entalpia

Gli esercizi sull’entalpia possono essere risolti considerando alcune relazioni esistenti tra le grandezze termodinamiche

L’entalpia è una funzione di stato usata in termodinamica definita come la somma tra l’energia interna e il prodotto tra pressione e volume

Prima di affrontare la soluzione di alcuni esercizi sull’entalpia ricordiamo alcune relazioni fondamentali.

La variazione di energia libera vale ΔG = ΔH – TΔS e nella stato standard: ΔG = ΔH – TΔS

In una reazione la variazione di energia libera vale ΔG° = Σ n ΔG_f°_prodotti – Σ n ΔG_f°_reagenti

La variazione di entropia è data da: ΔS° = Σ n ΔS°_prodotti – Σ n ΔS°_reagenti

In una reazione la variazione di entalpia vale ΔH° = Σ n ΔH°_prodotti – Σ n ΔH°_reagenti

La variazione di energia libera è correlata al quoziente di reazione : ΔG = ΔG° + RT ln Q

Esercizi sull’entalpia

1) Usando i valori termodinamici tabulati calcolare la variazione di entalpia della reazione di formazione dell’acqua a partire da idrogeno e ossigeno gassosi.

La reazione chimica da prendere in considerazione è:

H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O + calore

Dai valori tabulati ΔH°_(formazione) H₂O_(l) = – 285.83 kJ/mol

Poiché ΔH°_(formazione) degli elementi nel loro stato standard è pari a zero si ha ΔH°_(formazione) H_2(gas)= ΔH°_(formazione)O_2(gas)= 0

ΔH° = Σ n ΔH°_prodotti – Σ n ΔH°_reagenti = – 285.83 kJ

 2) Usando i valori termodinamici tabulati calcolare la variazione di entalpia della reazione di combustione del metano gassoso secondo la reazione:

CH_4(g) + 2 O_2(g) → CO_2(g) + 2 H₂O_(g) + calore

Dai valori tabulati ΔH°_(formazione) si ha:

CH_4(g) = – 74.87 kJ/mol

O_2(g) = 0 kJ/mol

H₂O_(l) = – 285.83 kJ/mol

 CO_2(g) = – 393.51 kJ/mol

Applicando l’equazione ΔH° = Σ n ΔH°_prodotti – Σ n ΔH°_reagenti  si ottiene:

ΔH° = [2 ∙ ( – 285.83) + (- 395.51)] – [ ( 2 ∙ 0 ) + (- 74.87)] = – 890.3 kJ

Calcolo del calore prodotto

Usando i valori termodinamici tabulati calcolare il calore prodotto quando vengono bruciati 0.500 Kg di 2-propanolo sapendo che i prodotti di reazione sono anidride carbonica e acqua. Si assuma un eccesso di ossigeno.

La reazione bilanciata di combustione del 2-propanolo è:

2 C₃H₈O _(l) + 9 O_2(g) →6  CO_2(g) + 8 H₂O_(g) + calore

Calcoliamo le moli di 2-propanolo attraverso il peso molecolare:

0.500 Kg = 500 g

Moli di 2-propanolo = 500 g/ 60.084 g/mol = 8.3

Dai valori tabulati ΔH°_(formazione) si ha:

C₃H₈O = – 318.2 kJ/mol

O_2(g) = 0 kJ/mol

H₂O_(l) = – 285.83 kJ/mol

CO_2(g) = – 393.51 kJ/mol

Applicando l’equazione ΔH° = Σ n ΔH°_prodotti – Σ n ΔH°_reagenti  si ottiene:

ΔH° = [6 ∙ (- 393.51) + 8 ∙ (- 285.83)] – [ 2 ∙ (- 318.2) + 9 ( 0)] = – 4011.3 kJ/mol

Tale valore è riferito alla combustione di 2 moli di 2-propanolo pertanto il calore sviluppato dalla combustione di 8.3 moli di 2-propanolo è pari a: 8.3 ∙ ( – 4011.3) / 2 = 16646 kJ