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Titolo: Entalpia di reazione tra H(+) e OH(-) in sol. acquosa

Come si calcola?
Io ho provato, usando dei dati che non mi sono del tutto chiari, perciò vorrei un vostro parere prima di esporre il conto.
 
--
Wakinian Tanka

 vorrei un vostro parere prima di esporre il conto.
 
con la calcolatrice, una volta si usava il regolo.

Il 03/10/21 14:10, Alberto Rasà ha scritto:

come si CALCOLI non ho idea (*) a parte usare la legge di 
Hesse, perché ho sempre fatto affidamento solo su "misure" 
calorimetriche.
I cui dati sono
55,8 kJ mol−1   o   13,33  kCal mol−1
 
La legge di Hesse serve per integrare composti marcanti che 
possano essere circoscritti in un percorso, usando 
l'entalpia come funzione di stato, per differenza, quindi a 
tutti gli effetti ricadiamo in una misura più che un 
calcolo, sebbene estrapolata o interpolata (è indifferente).
 
 
(*) Sui calcoli, so fare solo stime molto grossolane, basate 
sulle energie di legame tabulate, ma in quel contesto non 
sono inclusi gli IONI.
 
 
Tra l'altro se potrebbe essere semplice calcolare il dato in 
fase gas, in soluzione la cosa è enormemente diversa, perché 
tra reagenti e prodotti cambia drasticamente la 
solvatazione, e questo sull'entalpia pesa eccome !
 
 
P.S. un anno avevo fatto in LAB un'esperienza di 
calorimetria relativa ad acido forte + base forte, e mi pare 
che soluzioni vicino a 6 M avrebbero rasentato l'ebollizione 
(o meglio i 100°, il che non avrebbe probabilmente fatto 
ancora bollire nulla, per l'abbassamento della pressione di 
vapore).
 
 
P.P.S. quei dati che ho fornito li avevo trovati e sono 
empirici, per cui presumo siano AFFIDABILI.
 
Quali sono invece quelli che ti perplimono ?
 
 
-- 
1) Resistere, resistere, resistere.
2) Se tutti pagano le tasse, le tasse le pagano tutti
Soviet_Mario - (aka Gatto_Vizzato)
 

Soviet_Mario a écrit

ma va a cagare presuntuoso di merda


Bene, allora fammi vedere come fai. Mostra da quali dati parti e perché e che calcolo fai, invece di fare lo spiritoso. A meno che tu non ne abbia proprio alcuna idea e allora sei pregato di non disturbare.
Grazie. 
 
--
Wakinian Tanka

 
Questi:
https://it.quora.com/%C3%88-possibile-calcolare-tramite-una-formula-di-quanti-gradi-aumenta-la-temperatura-di-una-soluzione-mescolando-le-soluzioni-acquose-di-acido-cloridrico-e-idrossido-di-sodio-a-molarit%C3%A0-nota/answer/Alberto-Ras%C3%A0?ch=10&oid=311169318&share=b25082ea&srid=wAp2d&target_type=answer
 
 
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Wakinian Tanka 

 Wakinian Tanka



Vedi sopra. 


 
 
 


 legato.
 
--
Wakinian Tanka

>
 
premetto che forse ti risponderò a rate, sto pensando che la tabella con 
deltaH non di solvatazione, ma di FORMAZIONE, di ioni isolati, abbia poco 
senso fisico, perché aggrega insieme due o tre quantità che possono essere 
molto diverse : 1) l'energia di legame dell'elemento nel suo stato nativo 
(forse, magari questa è esclusa, ma loro NON dicono che lo stato iniziale 
sia l'atomo ISOLATO, quindi non so), 2) l potenziale di trasferimento 
elettronico (*), 3) l'energia di SOLVATAZIONE dell'insieme formato.
 
(* che è chiaramente un'energia di ionizzazione per i cationi, un'affinità 
elettronica per gli anioni, e un po' tutto per ioni POLIATOMICI tipo i 
fosfati presenti in tabella, che infatti hanno valori enormi)
 
noi sappiamo misurare il DH_f di un sale, es NaCl, e poi misurare il suo 
DH_solvatazione (inclusivo di anione e catione).
 
In apparenza a questa SOMMA di quantità, potremmo arrivare prendendo i DH_f 
dei due singoli ioni, di Na(+) e Cl(-)
 
 
proviamo a vedere come funge.
Dai dati di tabella troviamo : 
F- (aq) 	-329,1
Na+ (aq) 	-167,4
==========================
DH_totale (aq)    -407,1
 
 
 
 
qui (
http://chemister.ru/Database/properties-en.php?dbid=1&id=329
)
trovo:
Standard molar enthalpy (heat) of formation ΔfH0 (298.15 K, kJ/mol):
-411.1 (s)
 
qui (
https://webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi
?
ID=C7647145&Units=SI&Mask=2#Thermo-Condensed)
ΔfH°solid	-411,12	kJ/mol	  (identico)
 
da dui (
https://en.wikipedia.org/wiki/
 
Enthalpy_change_of_solution#Steps_in_dissolution)
 
si trova l'entalpia di dissoluzione di NaCl : +3,87
 
sommandolo al precedente, dovremmo avere lo stesso DH_totale (aq) 
 
-411,12 + 3,87 = -403,23 KJ
 
differisce dal primo calcolo dell' 1%.
Se hai voglia potresti fare qualche altra verifica di discrepanza.
 
Ma cmq a me il punto sembra che quei dati termodinamici siano di 
SCARSISSIMO uso pratico e significato teorico, perché aggregano contributi 
di stadi distinti tra loro e scorrelati.
 
E nemmeno mi pare aggiungano facilità di computazione pratica, perché se i 
sali esistono, se ne può calcolare o misurare sia il DH_f sia l'entalpia 
di dissoluzione.
 
Quindi da un certo punto di vista la tavola sembra dissezionare il 
contributo di anione e catione alla formazione E dissoluzione di un sale, 
ma dall'altro, sia per l'anione sia per il catione, ingloba insieme 
processi redox, rottura e formazione di altri legami, e poi la 
solvatazione.
 
 
se ad es. confronto  F(-) e HCO3(-)
F- (aq) 	-329.1
HCO3- (aq) 	-691.1
 
cosa mi dice quel dato ?
che HCO3(-) è un anione più stabile, ma in che senso ?
è una base più debole ? Non lo è.
Si solvata meglio ? Probabilmente no.
È che il confronto di uno ione POLIATOMICO, essendo le energie additive 
diciamo, con uno monoatomico, è fazioso, perché rispetto a qualsiasi stato 
iniziale, il carbonio gioca 4 elettroni e il fluoro 1.
 
I DH_f dei composti neutri si sa che hanno questo "difetto", ma quantomeno 
includono MENO ROBA nel loro dato (i calori di fusione sono a parte o 
inclusi ma si capisce dai pedici (s) o (l) che si appongono ai DH_f del 
composto, e cmq uno trovando le entalpie del passaggio di stato le 
scorpora o incorpora come gli serve.
 
L'inclusione della solvatazione è più complicata, perché non ho capito 
come ottenerla a partire dai dati della tabella di  Anne Marie 
Helmenstine, Ph.D.
 
Anzi se ho capito il discorso, visto che ad H(+) è stato assegnato uno 
ZERO ARBITRARIO, non è nemmeno detto che si sappia ...
 
Circa il gedanken experiment che proponevi tu per il problema dell'energia 
elettrostatica generata dalla solvatazione di ioni di carica uguale senza 
controioni (dicevi, basta rendere la carica piccola a piacere), non sono 
sicuro che sarebbe ovvio conciliare l'escamotage con la sensibilità di un 
calorimetro per fare la misura.
 
boh ci penserò, ammetto cmq di avere tante idee confuse sul problema 
dell'energia di solvatazione di ioni isolati, e sugli stati di riferimento.
 
Non sono mai stato ferrato in chimica fisica, è un fatto.



Ho capito tutto, finalmente! 
Pero non gli costava NIENTE zpiefarlo come lo farò io più tardi, (ora non ho tempo), minchia! 
Spero che gli tocchi riscrivere i testi di chimica fisica, almeno! 
 
--
Wakinian Tanka 

 
 
 


Soviet_Mario a écrit

ma andate a cagare entrambi che avete rotto il cazzo con sta 
inutilita'.

 
Certo, te l'ho scritto che li avreu fatto ma stamattina non avevo tempo. 
 
H(+)_aq + OH(-)_aq --> H_2O_l     (1)
Legenda:
H(+)_aq, OH(-)_aq = ioni H(+), OH(-) solvatati con acqua, in soluzione diluita
H_2O_l = acqua allo stato liquido 
Si intendono condizioni standard: 25ºC e 1 bar (anche se comunque la pressione influisce in modo trascurabile sull"equilibrio (1). 
Misuro il ∆H standard di quella reazione, che chiamo ∆Hr e trovo (sperimentalmente) che vale - 56 kJ/mol.
So peraltro che il ∆H standard di formazione di H_2O_l vale - 286 kJ/mol. Cosa posso dedurre da queste *sole* due informazioni?
 
Che *la somma* dei ∆H standard di formazione di H(+)_aq e OH(-)_aq vale:
-286 - (-56) = -230 kJ/mol.
 
Adesso la domanda è: come posso sapere quanto di questo valore è attribuibile a H(+)_aq e quanto a OH(-)_aq?
Non si può!
Allora si stabilisce arbitrariamente che ∆H standard di formazione di H(+)_aq = 0.
Lo stesso con ∆G standard di formazione ed entropia S di H(+)_aq.
 
Pertanto -230 kJ/mol risulta essere il ∆H standard di formazione di OH(-)_aq. 
 
Allora, se invece si attribuisse al ∆H standard di formazione di H(+)_aq il valore, ad es, di +380 kJ/mol,
 
***dato che la somma dei ∆H standard di formazione di H(+)_aq e OH(-)_aq deve rimanere fissa al valore -230 kJ/mol***
 
il ∆H standard di formazione di OH(-)_aq verrebbe "ricalibrato" al nuovo valore di
-230 -380 = -610 kJ/mol
e non a -230 + 380 = +150 kJ/mol
come inizialmente avevo erroneamente dedotto.
E questo solo perché nessun autore di tutti i testi di chimica fisica, chimica analitica o inorganica che si trovano in rete è stato capace di scrivere quelle semplici frasi che io ho scritto qui sopra! 
 
In conclusione, dai valori tabulati dei ∆H standard di formazione degli ioni H(+)_aq e OH(-)_aq e di H_2O_l si trova che il ∆H standard della reazione (1) è - 286 - (0 - 230) = - 56 kJ/mol.
Una riprova mi viene dal calcolare il ∆G standard della reazione da:
∆G = -RT ln (K) 
dove K^{-1} = costante di autoprotolisi = 10^{-14}
e poi calcolare ∆H da ∆G + T∆S usando i valori tabulati delle entropie delle specie coinvolte, a T = 298 K. 
Ti lascio il divertimento di farlo: torna. 
Ciao. 
 
--
Wakinian Tanka 
 
 

=?UTF-8?Q?Alberto_Ras=C3=A0?= a écrit

ma va a cagare

Il 07/10/21 19:10, Alberto Rasà ha scritto:

Non so, questo arbitrio a me non pare innocuo come settare 
gli zeri delle funzioni di stato, in cui si trasla 
semplicemente un set di dati, conservando le differenze, 
perché qui un punto imho molto saliente, è che si RIPARTISCE 
PERCENTUALMENTE un calore di reazione (solvatazione) ad 
cazzum canibus (maccheronicamente).
 
Mi sembra un giochino dove magari i conti tornano, ma le 
quantità definite giocando e sommando vari contributi, non 
rappresentano granché chimicamente.
 
 
Almeno avessero preso due valori in fase gassosa, tipo le 
due reazioni uni-unimolecolari di OH(-) con H2O da un lato, 
e di H(+) sempre con H2O, ed avessero ripartito le 56 KCal 
in due quote che rispettassero il rapporto dei due calori in 
fase gassosa ... Sarebbe arbitrario lo stesso ovviamente, ma 
la scelta usata imho denota la rinuncia totale a qualche 
razionale "ab initio" ...
 
Cmq divertiti con Quora (che non ho ben capito esattamente 
cosa sia)



Brutta l'invidia... 
Comunque non te la devi prendere con me: non sono stato io ad averti confinato in una casa famiglia per bambini con deficit cognitivi.

 
Un utente fa una domanda ed altri rispondono. L'interazione tra utenti è molto minore e meno visibile che in un ng. Però si visualizzano bene equazioni e formule chimiche :-)
 
--
Wakinian Tanka

 Wakinian Tanka


Soviet_Mario a écrit

Ma smettila buffone, di fare il gradasso "so tutto io"
ne abbiamo piene le palle

 
Infatti è un difetto. Così come è un difetto conseguente il fatto che uno può dare una risposta completamente errata senza che ciò sia ben visibile. Ma di solito si hanno svariate risposte da utenti diversi e si capisce molto meglio se uno scrive caz... e. Inoltre è carino il fatto che sia molto semplice postare immagini e che queste non spariscano dopo un certo tempo solo perché il servizio ha una scadenza (come su questi ng: immagini postate anni fa non sono più caricabili...).
Quello che mi rammarica molto è invece che se uno si cancella da Quora vengono cancellate anche tutte le sue risposte, come Elio Fabri (e Ezio Menichetti poco tempo dopo :-(   ).
 
--
Wakinian Tanka