Soluzioni capitolo 15 - Zanichelli online per la scuola

SUL LIBRO DA PAG 306 A PAG 310
Capitolo
ESERCIZI
15 La termodinamica e la cinetica
Quesiti e problemi
1 Le reazioni producono energia
1 Qual è il fattore più importante per stabilire se una
reazione è esotermica o endotermica?
Per stabilire se una reazione è eso- o endotermica
occorre innanzitutto misurare il calore trasferito
o assorbito dal sistema.
2 Quando si mangia una caramella che contiene xyli
tolo al posto del saccarosio, si avverte inizialmente
una sensazione di fresco sulla lingua che è legata
alla dissoluzione di questa molecola nella bocca.
Si tratta di un processo esotermico oppure endotermico?
endotermico
3 Vero o falso?
a) Le reazioni esotermiche comportano
il passaggio di calore dal sistema verso
l’ambiente.
b) Sciogliendo un sale in acqua, si ha
una diminuzione di temperatura;
la trasformazione è endotermica.
c) L’ebollizione dell’acqua avviene con
assorbimento continuo di energia;
è una trasformazione esotermica.
d) Una trasformazione chimica in cui
si formano legami più forti comporterà
la cessione di calore all’ambiente.
e) Una reazione endotermica comporta la
diminuzione dell’energia del sistema.
vf
vf
v
f
vf
v
f
4 Qual è la differenza tra un sistema chiuso e un si
stema isolato? Riporta almeno due esempi.
Il sistema chiuso scambia con l’ambiente solo energia,
ma non materia. Un sistema isolato non scambia né energia
né materia. Esempi: lattina di aranciata e thermos.
5 Nei casi seguenti, indica che cosa si può considerare «sistema» e che cosa «ambiente». Confronta
le tue risposte con quelle della classe.
a) un ragazzo che nuota nella piscina di un impianto sportivo
b) la pentola in cui stanno cuocendo gli spaghetti
c) un boccale di birra alla spina appena spillata
d) la cottura di un arrosto in forno
6 Indica quali dei seguenti sistemi sono da considerare aperti, quali sono chiusi e quali sono isolati.
Motiva la tua risposta.
a) la caffettiera in cui sta salendo il caffè
aperto
b) un leone che mangia la sua preda nella savana
c) il cosmo a noi conosciuto
d) un orso in letargo
aperto
isolato
aperto
7 Come puoi giustificare la liberazione di calore in
una reazione chimica? Rispondi in sette righe.
8 Confronta i 1550 kJ di energia contenuti in 100 g
di prosciutto crudo con la quantità di energia che
è contenuta in 100 g di patatine fritte (consulta
l’etichetta sulla confezione).
Quale dei due alimenti è più ricco di energia?
Il risultato era prevedibile?
2 Il primo principio della termodinamica
9 Se una reazione chimica avviene in un sistema isolato, qual è la variazione di energia ΔU?
zero
10 Qual è la variazione di energia ΔU di un sistema
che acquista 100 J dal contatto con un corpo più
caldo e svolge 60 J di lavoro su un corpo esterno?
40 J
11 Calcola il calore ceduto da un sistema che assorbe
un lavoro meccanico di 30 kJ e incrementa la sua
energia interna di 16 kJ.
–14 kJ
12 La reazione di decomposizione dell’acqua in idrogeno e ossigeno è un processo che richiede un apporto energetico dall’esterno (per esempio, attraverso l’elettricità).
Il valore di ΔU è positivo o negativo?
positivo
13 Un sistema che produce calore può anche incrementare la sua energia interna? Spiega la tua risposta.
sì
14 Quali sono i processi che consentono un aumento
o una diminuzione di energia di un sistema?
sistema
ambiente
a) ragazzo che nuota
a) piscina
b) spaghetti che cuociono
b) pentola
c) birra
c) boccale
L’aumento dell’energia di un sistema si ha quando
su di esso viene svolto lavoro dall’ambiente
o viene fornito calore. La diminuzione dell’energia
di un sistema si ha quando esso cede energia
o svolge lavoro sull’ambiente.
15 È possibile una trasformazione in cui il lavoro fatto su un sistema uguaglia il calore dissipato nell’ambiente? Spiega la tua risposta.
sì
d) arrosto
1
d) forno
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ESERCIZI
Capitolo
3 La combustione produce calore
16 Il legno ha un potere calorifico di 12 000 kJ/kg.
Quanti kilojoule ottieni bruciando 10 kg di legna?
1,2 105 kJ
17 Bruciando 1,00 g di carbonio con un eccesso di ossigeno, si ottengono 32 770 J.
Calcola il calore liberato dalla combustione di
1 mol di C secondo la reazione C O2 → CO2.
393 kJ/mol
18 Il calore di combustione del benzene, C6H6, è pari
a 3270 kJ/mol.
Quanti kilojoule vengono liberati facendo bruciare 100 g di questo composto?
4,19 103 kJ
19 Calcola l’energia necessaria per scaldare 100 g di
rame da 10 °C a 100 °C. Immagina poi di fornire la
stessa quantità di calore a un’uguale massa di alluminio che si trova a 10 °C. Quale dei due metalli
si scalderà di più? Il calore specifico del rame è
0,38 J/(°C g); il calore specifico dell’alluminio è
3,4 103 J; rame
0,90 J/(°C g).
4 Il calore di reazione e l’entalpia
20 Che variazione subisce l’entalpia in una reazione
esotermica?
diminuisce
26 Come avvengono la produzione di calore o l’assorbimento di calore nelle reazioni?
La produzione o l’assorbimento di calore dipendono
dal contenuto energetico delle molecole di reagenti
e di prodotti. Se i reagenti sono meno stabili dei prodotti,
la reazione libera calore.
27 Perché la variazione di energia chimica è uguale
al calore scambiato con l’ambiente solo se il volume del sistema è costante?
28 La variazione dell’entalpia di un sistema:
a) è uguale al calore ceduto o assorbito dal sistema
b) si misura in kelvin
c) è sempre maggiore di zero
d)
è uguale al calore ceduto o assorbito dal sistema a pressione costante
29 Una reazione esotermica ha luogo, con le stesse
quantità di reagenti, in un recipiente rigido e chiuso e in un recipiente espandibile.
In quale caso ottieni un maggiore scambio di
calore con l’ambiente esterno? nel recipiente rigido
5 L’entropia: l’indicatore del «disordine»
di un sistema
30 Quali sono i fattori che indicano se una reazione
chimica avviene spontaneamente oppure no?
La variazione di entropia determina se un processo
è o non è spontaneo.
21 Se una reazione chimica ha per unico risultato la
formazione di un legame chimico, il valore del ΔH
sarà positivo o negativo?
negativo
22 Calcola il valore del ΔH della seguente reazione
sapendo che ΔH°f NH Cl è 314,4 kJ/mol.
4
(s)
NH3(g) HCl(g) → NH4Cl(s)
–175,8 kJ/mol
23 È data la seguente reazione:
Ca(s) H2SO4(l) → CaSO4(s) H2(g)
Determina la variazione di entalpia e indica se
la reazione è esotermica o endotermica.
H = –620,31 kJ/mol; reazione esotermica
24 Calcola il valore del ΔH della seguente reazione
e stabilisci se è esotermica o endotermica sapendo che ΔH°f H O 241,8 kJ/mol.
15 La termodinamica e la cinetica
31 Quale stato della materia presenta minore entropia?
stato solido
32 In quale variazione dello stato di un sistema gassoso l’entropia diminuisce?
a) l’aggiunta di altra materia
b) il riscaldamento
c) la diluizione
d)
il raffreddamento
33 Spiega perché si ha un maggiore aumento di entropia nell’evaporazione di un liquido che nella
fusione di un solido.
2
(g)
CO(g) 3H2(g) → CH4(g) H2O(g)
H = –206,2 kJ/mol; reazione esotermica
25 In una reazione endotermica:
a) l’entalpia dei prodotti è minore di quella dei
reagenti
b) il contenuto energetico del sistema diminuisce
c) ΔH 0
d) si produce calore
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6 L’energia libera: il «motore» delle reazioni
chimiche
34 Si può realizzare una trasformazione chimica in
cui i prodotti hanno minore stabilità e minore entropia dei reagenti?
no
35 Come deve essere il segno di ΔS per avere una diminuzione di energia libera?
S > 0 cioè con un aumento di entropia.
Solo se H < TS allora S può essere < 0
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2
Capitolo
ESERCIZI
15 La termodinamica e la cinetica
36 In che modo un aumento di temperatura provoca
un aumento o una diminuzione di energia libera?
diminuzione se S > 0; aumento se S < 0
37 Una reazione di sintesi possiede ΔH 90 kJ/mol
e ΔS 195 J/(mol K).
Stabilisci se tale reazione potrà avvenire spontaneamente alla temperatura di 400 K.
sì (G = –12 kJ/mol)
38 Per la reazione:
CO(NH2)2(aq) H2O(l) → CO2(g) 2NH3(g)
ti aspetti un valore di ΔS maggiore o minore di
zero? Il ΔH della reazione a 25 °C è 119,2 kJ e
il suo ΔG è 13,4 kJ. Determina il valore di ΔS. Il
suo segno è coerente con la tua ipotesi?
43 Considera una generica reazione:
AB→C
La concentrazione del prodotto C aumenta di
1,5 104 mol/L in 11 s.
Calcola la velocità della reazione.
1,4 10–5 mol/(L s)
44 Come puoi misurare sperimentalmente la velocità
della seguente reazione?
CaCO3(s) 2HCl(aq) → CaCl2(aq) CO2(g) H2O(l)
39 Due reazioni A → B e B → C hanno rispettivamente:
ΔG°f 125 kJ/mol
ΔG°f 198 kJ/mol
Quali affermazioni sono vere?
a) La reazione A → B può avvenire spontaneamente.
La reazione B → C può avvenire spontaneab)
mente se il sistema riceve una certa quantità
di B.
c) La trasformazione complessiva A → C può avvenire spontaneamente se A, B e C si trovano
nello stesso sistema.
d)
La trasformazione A → C è impossibile perché il primo stadio non può avvenire spontaneamente, quindi non si forma B.
7 La velocità di reazione
40 Trova almeno tre esempi, tratti dall’esperienza
quotidiana, di reazioni che devono procedere a
bassa velocità e tre esempi di reazioni che, invece,
devono procedere rapidamente.
Reazioni lente: 1) ossidazione del ferro;
2) decomposizione dei cibi; 3) ingiallimento pagine.
Reazioni veloci: 1) cottura dei cibi; 2) decomposizione
gas inquinanti; 3) combustione combustibili.
41 Come si ricava la velocità di reazione conoscendo
il numero di moli di prodotto formato, il tempo e
il volume?
misuro la quantità di CO2 formata nel tempo;
misuro la quantità di CaCO3
45 Considera la reazione di decomposizione dell’acido iodidrico:
2HI(g) → H2(g) I2(g)
La tabella mostra i dati relativi a questa reazione
alla temperatura di 508 °C:
42 Quale tra le seguenti reazioni è più veloce?
a) 0,1 mol prodotte in 13 secondi
b) 0,05 mol prodotte in 26 secondi
c) 0,1 mol prodotte in 8 secondi
d) 0,05 mol prodotte in 13 secondi
3
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Tempo (s)
0,100
0
0,0719
50
0,0558
100
0,0457
150
0,0387
200
0,0336
250
0,0296
300
0,0265
350
Calcola la velocità della reazione a 50 s e a 250 s
dal suo inizio. 5,6 10–4 mol/(L s); 2,6 10–4 mol/(L s)
8 Gli altri fattori che influiscono sulla
velocità di reazione
46 Considera l’effetto determinato dalla temperatura sulla velocità di reazione.
Individua nella tua esperienza un esempio di
reazione in cui viene sfruttato l’aumento o la diminuzione di temperatura per variare la velocità.
47 Quali sono i fattori che controllano la velocità di
reazione e come agiscono?
a) natura dei reagenti, b) superficie di contatto,
c) temperatura, d) catalizzatori, e) concentrazione;
l’aumento dei fattori b, c, d, e, aumenta il numero
degli urti dei reagenti aumentando, così,
la probabilità di verificarsi di urti efficaci.
La velocità di reazione si ricava dal quoziente delle moli
di reagente scomparso o dalle moli di prodotto
formato nell’unità di tempo.
[HI] (mol/L)
48 Perché le reazioni che coinvolgono solo ioni in soluzione acquosa sono in genere molto veloci?
Perché gli ioni in soluzione acquosa sono distanziati
gli uni dagli altri da molecole di acqua, quindi hanno
una maggior superficie di contatto con l’acqua.
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ESERCIZI
Capitolo
49 Com’è possibile aumentare la velocità di reazione
tra due gas senza aumentare la temperatura?
Si può aumentare la concentrazione dei gas oppure
si può aumentare la loro superficie di contatto
o usare un catalizzatore.
50 Quale effetto ha l’agitazione di una miscela omogenea sulla velocità di reazione, una volta che i reagenti sono stati mescolati?
La velocità di reazione aumenta perché
aumenta la superficie di contatto.
51 Perché è preferibile far avvenire le reazioni chimiche dopo aver portato in soluzione dei reagenti
solidi, piuttosto che unirli direttamente?
Perché in questo modo
si aumenta la superficie di contatto.
52 L’utilizzo degli enzimi è attualmente esteso a molti detersivi.
Su quali categorie di sostanze agiscono questi
catalizzatori? Formula delle ipotesi e confrontale
con quelle dei tuoi compagni.
57 Indica quale, tra le reazioni elencate, è una reazione catalizzata:
a) si aumenta la velocità di reazione fra iodio e
idrogeno incrementando la temperatura
b) si ottiene una combustione più rapida del carbone macinandolo
c) si velocizza la decomposizione del perossido
d’idrogeno aggiungendo biossido di manganese
d) si aumenta la velocità di combustione del fosforo mettendolo in atmosfera di ossigeno
puro
58 Il diagramma mostra il profilo energetico per la
reazione esotermica fra le sostanze A e B.
La formazione del prodotto AB in presenza
del catalizzatore segue il percorso a, b oppure c?
a
A+B
energia
Catalizzano le reazioni biologiche tipiche
degli organismi viventi.
9 L’energia di attivazione: la teoria degli
urti e la teoria dello stato di transizione
AB
53 Secondo la teoria degli urti quali sono le condizioni che consentono una reazione?
54 La teoria degli urti aiuta a spiegare l’effetto
dell’aumento della concentrazione dei reagenti
sulla velocità di reazione. Perché?
Aumentando la concentrazione dei reagenti, aumenta
il numero di urti e quindi la probabilità di urti efficaci.
55 Che cosa si intende per energia di attivazione?
L’energia di attivazione è l’energia minima
che occorre per iniziare una reazione.
andamento della reazione
59 Vero o falso?
a) Le reazioni chimiche comportano
urti tra le molecole.
b) Gli urti sono possibili solo se la
miscela dei reagenti viene agitata.
c) Se si aumenta la concentrazione
di una sola delle due sostanze che
intervengono nell’urto reattivo non si
ha aumento della velocità di reazione.
d) Non tutti gli urti sono reattivi.
energia
c
v
f
vf
NaOH(s) HCl(aq) → NaCl(s) H2O(l) calore
61 Per quali ragioni non tutti gli urti tra le molecole
dei reagenti sono efficaci?
d
andamento della reazione
b
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v
f
Come puoi aumentare la sua velocità?
a) aumentando la pressione
b) usando NaOH in pastiglie invece che in polvere
c) aumentando la concentrazione di NaOH
d) diminuendo la concentrazione di HCl
reagenti
b
vf
60 È data la seguente reazione:
56 Quale tratto della curva rappresenta lo stadio lento della reazione?
a
b
prodotti
b
c
Deve verificarsi un certo numero di urti tra i reagenti;
le collisioni devono avere un’orientazione appropriata;
l’energia dell’urto deve essere uguale o superiore
all’energia di attivazione.
15 La termodinamica e la cinetica
Perché non tutti gli urti avvengono nella giusta direzione;
perché non tutti gli urti avvengono tra i reagenti;
perché non sempre l’energia dell’urto è superiore
all’energia di attivazione.
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4
Capitolo
ESERCIZI
15 La termodinamica e la cinetica
62 Come puoi agire per avere una maggiore frequenza di urti reattivi?
Qual è lo stadio che determina la velocità della
reazione?
primo stadio
La reazione è, nel suo complesso, esotermica o
endotermica?
reazione esotermica
Devo aumentare il numero di urti in generale
agendo su temperatura, concentrazione dei reagenti
e superficie di contatto. Oppure abbassare Ea
a mezzo di un catalizzatore.
63 La teoria degli urti aiuta a spiegare l’effetto dell’aumento di temperatura sulla velocità di reazione. Perché?
67
Reaction rate value is given by the ratio between
the concentration of the reactant transformed
or the product formed and the time of reaction.
Perché, aumentando la temperatura,
aumenta l’energia cinetica dei reagenti; in questo modo
si aumenta la frequenza degli urti efficaci.
64 Perché la velocità di reazione aumenta al crescere
della concentrazione di un reagente?
Perché l’aumento della concentrazione aumenta il numero
delle molecole di reagente e quindi aumenta
il numero degli urti efficaci.
65 Perché la velocità è solitamente più elevata all’inizio della reazione?
Perché la concentrazione dei reagenti
all’inizio della reazione è più elevata.
66 Osserva il seguente diagramma di una reazione
che avviene in due stadi.
Explain how to calculate a reaction rate from
concentration-versus-time data.
68
What unit is most commonly used to express
reaction rate?
mol/(L s)
69 Disegna un grafico che abbia in ordinata l’energia potenziale del sistema chimico (reagenti e
prodotti) e in ascissa il grado di svolgimento della reazione.
All’interno del grafico traccia l’andamento
dell’energia che trasforma i reagenti in prodotti
in una reazione con ΔH negativo, che si svolge
attraverso un meccanismo a due stadi, di cui il
primo è quello che determina la velocità di reazione.
Sul medesimo grafico traccia un possibile andamento della stessa reazione catalizzata.
energia
Ea(2)
Ea(1)
H
andamento della reazione
Review
1
A block of ice is cooled from 0,5 °C to 10 °C.
Calculate the temperature change in degrees Celsius and in kelvin.
T = –9,5 °C = –9,5 K
2
How can the rate of a chemical reaction be
measured?
3
A large number of catalysts is in living cells:
how are they called?
enzymes
4 Determina il valore di ΔH°f del benzene liquido
sapendo che la reazione di combustione di 16 g di
benzene ha un valore di ΔH pari a 653,54 kJ:
2C6H6(l) 15O2(g) → 12CO2(g) 6H2O(l)
+49 kJ/mol
5
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5 In un calorimetro di rame sono bruciati 30 g di
carbonio e viene prodotto diossido di carbonio.
La massa del calorimetro è 2000 g e la massa dell’acqua nel calorimetro è 2500 g. La temperatura
passa da 20 °C a 40 °C.
Calcola il calore di combustione sapendo che il
calore specifico del rame è 0,092 cal/(°C g).
21,5 kcal/mol
6 È data la reazione di dissociazione:
NH4Cl(aq) → NH4 (aq) Cl(aq)
ΔH 3,6 kcal/mol
A quale condizione la reazione può avvenire
spontaneamente? Spiega la tua risposta.
TS > 3,6 kcal/mol
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ESERCIZI
Capitolo
7 Osserva il seguente grafico, che rappresenta l’andamento di una reazione di decomposizione:
concentrazione reagente
15 La termodinamica e la cinetica
Perché la massa iniziale diminuisce?
Scrivi l’equazione della reazione.
In quale dei tre casi la reazione è più veloce e
perché?
2,8
2,4
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O;
si forma CO2 che è gassoso con frammenti piccoli
2,0
1,6
1,2
9 Il bicarbonato di sodio versato su di una fiamma
soffoca il fuoco poiché si decompone con produzione di CO2 secondo la seguente reazione:
2NaHCO3(s) → Na2CO3(s) H2O (l) CO2 (g)
Considera le seguenti entalpie:
ΔH°f NaHCO 947,7 kJ/mol
ΔH°f Na CO 1131 kJ/mol
ΔH°f H O 285,9 kJ/mol
ΔH°f CO 393,5 kJ/mol
Determina il valore di ΔH per la reazione.
Quanto calore viene messo in gioco (liberato o
assorbito) dalla decomposizione di 200 g di
NaHCO3?
Quale volume, misurato a STP, di CO2 si libera
dalla decomposizione di 200 g di NaHCO3 ?
0,8
0,4
0
20 40 60 80 100 120 140 160 180 200
tempo (minuti)
In quale momento la velocità assume il valore
massimo?
nei primi 20 minuti
Qual è il fattore che provoca la variazione della velocità della reazione?
la diminuzione della concentrazione dei reagenti
8 Considera i seguenti esperimenti.
1) 30 mL di HCl reagiscono con 10 g di CaCO3 in
frammenti piccoli;
2) 30 mL di HCl reagiscono con 10 g di CaCO3 in
frammenti medi;
3) 30 mL di HCl reagiscono con 10 g di CaCO3 in
frammenti grossi.
Le reazioni avvengono all’interno di una beuta
posta su una bilancia. Misura la massa iniziale in
ciascuno dei tre casi e prendi nota, a intervalli di
tempo regolari, della variazione della massa iniziale. Ottieni i seguenti grafici:
3(s)
2
2
85 kJ; 1,0 102 kJ; 26,7 L
INVESTIGARE INSIEME
Metti in frigorifero una bottiglia d’acqua da mezzo
litro e una da due litri. Controlla la temperatura delle due bottiglie dopo trenta minuti e dopo un’ora.
massa acido
+ massa CaCO3
+ massa beuta
0
frammenti medi
frammenti piccoli
tempo
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(l)
2(g)
frammenti grossi
3(s)
Quale bottiglia si raffredda per prima?
Quale bottiglia perde più calore?
DICTIONARY
catalyst: catalizzatore
rate:
velocità
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