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Capitolo 08 – Entropia, Energia Libera e Secondo Principio della Termodinamica
Capitolo 08
Entropia, Energia Libera, e Secondo Principio della Termodinamica
Domande a risposta breve
1. Si consideri la reazione CuS(s) + H2(g)
ΔG°f (CuS) = -53.6 kJ/mol
ΔG°f (H2S) = -33.6 kJ/mol
ΔH°f (CuS) = -53.1 kJ/mol
ΔH°f (H2S) = -20.6 kJ/mol
La reazione è spontanea a 298 K e 1 atm?
2. Si consideri la reazione CuS(s) + H2(g)
ΔG°f (CuS) = -53.6 kJ/mol
ΔG°f (H2S) = -33.6 kJ/mol
ΔH°f (CuS) = -53.1 kJ/mol
ΔH°f (H2S) = -20.6 kJ/mol
Calcolare Kp a 298 K.
H2S(g) + Cu(s),
H2S(g) + Cu(s),
3. Si consideri la reazione CuS(s) + H2(g)
H2S(g) + Cu(s),
ΔG°f (CuS) = -53.6 kJ/mol
ΔG°f (H2S) = -33.6 kJ/mol
ΔH°f (CuS) = -53.1 kJ/mol
ΔH°f (H2S) = -20.6 kJ/mol
Calcolare ΔG a 798 K e 1 atm (si considerino ΔS° e ΔH° indipendenti dalla temperatura).
4. Si consideri la reazione SbCl5(g)
ΔG°f ( SbCl5) = -334.34 kJ/mol
ΔG°f ( SbCl3) = -301.25 kJ/mol
ΔH°f ( SbCl5) = -394.34 kJ/mol
ΔH°f ( SbCl3) = -313.80 kJ/mol
E’ spontanea a 298 K e 1 atm?
SbCl3(g) + Cl2(g),
5. Il calore di vaporizzazione del rubidio è 69.0 kJ/mol al suo punto di ebollizione normale
(686°C). Calcolare ΔS per questo processo, Rb(l) → Rb(g), a 1 atm e 686°C.
6. L’energia libera di formazione dell’ossido di azoto, NO, a 1000 K (più o meno la
temperatura del motore di una automobile in funzione) è circa 78 kJ/mol. Calcolare la
costante di equilibrio Kp per la reazione N2(g) + O2(g)
2NO(g) a questa temperatura.
Chimica generale – Brian B. Laird
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Capitolo 08 – Entropia, Energia Libera e Secondo Principio della Termodinamica
7. Prevedere il segno di ΔS per la reazione O2(g) → 2O(g).
8. Prevedere il segno di ΔS per il processo N2(g, 10 atm) → N2(g, 1 atm).
9. Prevedere il segno di ΔS per la reazione 6CO2(g) + 6H2O(g) → C6H12O6(g) + 6O2(g).
10. Calcolare la variazione di energia libera di Gibbs per la reazione SiO2(s) + Pb(s) →
PbO2(s) + Si(s)?
ΔG°f (PbO2) = -217 kJ/mol
ΔG°f (SiO2) = -856 kJ/mol
11. La seguente reazione è spontanea SiO2(s) + Pb(s) → PbO2(s) + Si(s)?
ΔG°f (PbO2) = -217 kJ/mol
ΔG°f (SiO2) = -856 kJ/mol
12. Calcolare l’energia libera di Gibbs per NaBr(s) date le seguenti informazioni:
NaBr(s) → Na(s) + (1/2)Br2(l), ΔG° = 349 kJ/mol
13. La seguente reazione non è spontanea a 25°C e 1 bar:
Cu2O(s) → 2Cu(s) + (1/2)O2(g), ΔG° = 141 kJ/mol
Se ΔS° = 75.8 J/K·mol, qual è la più bassa temperatura alla quale la reazione diventa
spontanea?
14. Data la reazione 3H2(g) + N2(g)
2NH3(g), Kc = 9.0 at 350°C. Calcolare Kp.
15. Data la reazione 3H2(g) + N2(g)
350°C.
2NH3(g), Kc = 9.0 at 350°C. Calcolare ΔG° a
16. Data la reazione 3H2(g) + N2(g)
2NH3(g), Kc = 9.0 a 350°C. Qual è il valore di ΔG a
questa temperatura quando 1.0 mole di NH3, 5.0 moli di N2, e 5.0 moli di H2 vengono
mescolate in un reattore del volume di 2.5 L?
17. Si consideri la reazione CO(g) + 2H2(g)
ΔG°f ( CO ) = -137.3 kJ/mol
ΔG°f ( CH3OH ) = -166.3 kJ/mol
ΔH°f ( CO ) = -110.5 kJ/mol
ΔH°f ( CH3OH ) = -238.7 kJ/mol
S° ( CO ) = 197.9 J/K·mol
S° ( CH3OH ) = 126.8 J/K·mol
Calcolare ΔG° a 25°C.
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CH3OH(l) a 25°C.
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18 Si consideri la reazione CO(g) + 2H2(g)
ΔG°f ( CO ) = -137.3 kJ/mol
ΔG°f ( CH3OH ) = -166.3 kJ/mol
ΔH°f ( CO ) = -110.5 kJ/mol
ΔH°f ( CH3OH ) = -238.7 kJ/mol
S° ( CO ) = 197.9 J/K·mol
S° ( CH3OH ) = 126.8 J/K·mol
Calcolare Kp a 25°C
CH3OH(l) a 25°C.
19. Si consideri la reazione CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(l) a 25°C.
ΔG°f ( CO ) = -137.3 kJ/mol
ΔG°f ( CH3OH ) = -166.3 kJ/mol
ΔH°f ( CO ) = -110.5 kJ/mol
ΔH°f ( CH3OH ) = -238.7 kJ/mol
S° ( CO ) = 197.9 J/K·mol
S° ( CH3OH ) = 126.8 J/K·mol
Calcolare S°(H2(g)).
20. Si consideri la reazione H2O2(g) → H2O(g) + (1/2)O2(g), ΔH° = -106 kJ/mol e ΔS° = 58
J/K·mol a 25°C. Calcolare ΔG° a 25°C.
21. Si consideri la reazione H2O2(g) → H2O(g) + (1/2)O2(g), ΔH° = -106 kJ/mol e ΔS° = 58
J/K·mol a 25°C. H2O2(g) è stabile rispetto alla decomposizione in acqua e ossigeno a 25°C?
22. Qual è la variazione di entropia quando un solido fonde?
23. Qual è la variazione di entropia quando un liquido evapora?
24. Qual è la variazione di entropia quando una sostanza si scioglie in acqua?
25. Qual è la variazione di entropia quando un gas condensa?
26. ΔHvap dell’etanolo è 38.7 kJ/mol al suo punto di ebollizione normale (78°C). Qual è ΔSamb
quando 1.00 mole di etanolo bolle?
27. Calcolare il punto di ebollizione di HCOOH (acido formico).
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28. A 700 K, la costante di equilibrio della reazione CO(g) + H2O(g)
5.10. Qual è ΔG° nelle stesse condizioni?
CO2(g) + H2(g) è
29. Qual è l’errore su ΔG se ΔH e ΔS sono considerati indipendenti dalla temperatura?
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