1

Chapter 5 CH180 

 

 Major Concepts: 

Heat = work = kinetic energy  

Energy is conserved:  Heat is transferred from hotter bodies to cooler ones   State functions are properties of a system that depend only on the current state of the 

system.  Examples are:  heat;  temperature;  pressure;  location; and entropy.   Energy is transferred between systems either through heat transfer or through one 

system doing work on the other system   Calorimetry is an experimental technique that is used to measure the change in energy 

of a chemical system    

5.1 The Nature of Energy    The study of energy and its transformations is known as thermodynamics    Energy is _______________________________________________________________      ________________________________________________________________    

Work is ________________________________________________________________      ________________________________________________________________  

  

    Heat is _________________________________________________________________      _________________________________________________________________ 

2

Kinetic Energy and Potential Energy      Kinetic energy is ________________________________________________________    Potential energy is ______________________________________________________    The lower the energy of a system, __________________________________________ 

       

         KE per molecule  =      

 Units of Energy    The SI unit of energy is the Joule (J).        “Joule” is a derived unit 

                        

3

Practice Questions:  

(1) A bowler lifts a 5.4‐kg (12‐lb) bowling ball from ground level to a height of 1.6 m (5.2 feet) and then drops the ball back to the ground.    

(Note: The force due to gravity is F = m  g, where m is the mass of the object and g is  

  the gravitational constant; g = 9.8 m/s2.)     (a) What happens to the potential energy of the bowling ball as it is raised from the  

ground?        

 (b) What quantity of work, in J, is used to raise the ball?            (c) After the ball is dropped, it gains kinetic energy. If we assume that all of the work       done in part(b) has been converted to kinetic energy by the time the ball strikes the       ground, what is the speed of the ball at the instant just before it hits the ground?        

               

4

(2) What is the kinetic energy, in J, of:   

(a) an Ar atom moving with a speed of 650 m/s, (Hint: 1 amu = 1.66  10‐27 kg)                   (b) a mole of Ar atoms moving with a speed of 650 m/s?  

                        

5

System and Surroundings  

System    ___________________________________________________________                  __________________________________________________________   Surroundings    ___________________________________________________________      ___________________________________________________________   

A closed system can exchange energy (in the form of work and heat), but not matter with its surroundings. 

   Transferring Energy:  Work and Heat  

Process  Sign 

Work done by the system on the surroundings  ‐ Work done on the system by the surroundings  + Heat absorbed by the system from the surroundings 

+ Heat absorbed by the surroundings from the system 

‐  

  

  Heat is the energy transferred from a hotter object to a colder one.                

6

5.2 The First Law of Thermodynamics  

__________________________________________________________________  __________________________________________________________________  __________________________________________________________________ 

  Internal Energy  

The internal energy of a system is the sum of all the kinetic and potential energies of all its components.  Internal energy (E) includes things like all the motion of the molecules through space, their rotations & internal vibrations, the energies of the nuclei of each atom and of the component electrons. 

  

ΔE  =  Efinal  ‐  Einitial    

_____ ΔE indicates that the system has gained energy from its surroundings.  

______ΔE indicates that the system has lost energy to its surroundings.   

You must remember that any change that happens to the system, an equal but opposite change has happened to its surroundings. 

  Endothermic and Exothermic Processes  

Endothermic processes absorb heat (melting ice).  If we, as part of the surroundings, touch a container in which ice is melting, it feels cold to us because heat has passed from our hands to the container. 

    Exothermic processes lose heat.   

       

7

Relating ΔE to Heat and Work  

When heat is added to a system or work is done on a system, the internal energy increases. 

 

ΔE  =  q  +  w          (ΔE  =  heat added to or lost by the system  +  work done on or by the system) 

  

     Practice Questions:  

(1) Two gases, A(g) and B(g), are confined in a cylinder‐and‐piston arrangement. Substances A and B react to form a solid product: 

 A (g)  +  B (g)    C (s) 

 As the reactions occurs, the system loses 1150 J of heat to the surrounding. The piston moves downward as the gases react to form a solid. As the volume of the gas decreases under the constant pressure of the atmosphere, the surroundings do 480 J of work on the system. What is the change in the internal energy of the system?  

                   

8

(2) Calculate the change in the internal energy of the system for a process in which the system absorbs 140 J of heat from the surroundings and does 85 J of work on the surroundings. 

     

          State Functions  

A state function is a property of a system that depends only on the   ________________________________________________________________________  ________________________________________________________________________   Some state functions are:   ________________________________________________________________________  ________________________________________________________________________ 

  

For example, we have 50 g of water at 25C.  The system could have arrived at 25C by cooling from 50C, or by heating from 0C.  We don’t care how it got to 25C, just that it is 25 now. 

 Because E is a state function, ΔE depends only on the initial and final states of the system, not on how the change occurs.  Heat and work are not state functions, as they contribute to ΔE. 

  

  

9

5.3 Enthalpy  

Enthalpy is the sum of the internal energy of the system plus the product of the pressure of the gas in the system and its volume: 

  

Enthalpy (H) accounts for heat flow in processes occurring at constant pressure when no forms of work are performed other than P‐V work.   

  

H  =  E  +  PV                          Enthalpy  =  Internal Energy of the System +  (Pressure)(Volume)    

But, since most pressure and volume changes are minimal, we can reduce the formula down to: 

 

     H  =  q (at constant pressure)   

  

Enthalpy is a state function because internal energy, pressure, and volume are all state functions. 

   

 When ΔH is _____________, the system has gained heat from its surroundings.   When ΔH is _____________, the system has released heat to the surroundings. 

  

 

 

 

 

 

10

Practice Questions:  

(1) Indicate the sign of the enthalpy change, H, in each of the following processes carried out under atmospheric pressure, and indicate whether the process is endothermic or exothermic:   (a) An ice cube melts;   (b) 1 g of butane (C4H10)is combusted in sufficient oxygen to give complete combustion         to CO2 and H2O.  

      

    

(2) Suppose we confine 1 g of butane and sufficient oxygen to completely combust it in a cylinder.   The cylinder is perfectly insulating, so no heat can escape to the surroundings. A spark initiates combustion of the butane, which forms carbon dioxide and water vapor. If we used this apparatus to measure the enthalpy change in the reaction, would the piston rise, fall, or stay the same?  

   

                  

11

5.4 Enthalpies of Reaction  

The enthalpy change that accompanies a reaction is called the enthalpy of reaction or heat of reaction: 

 

ΔH  =  Hproducts ‐  Hreactants  

 For example: 

 

        2 H2 (g)  +  O2(g)    2 H2O (g)      ΔH = ‐483.6 kJ      This reaction is exothermic (heat is released) because the ΔH is negative.     The change of enthalpy can be also be written in the reaction itself to  

show the enthalpy being released:  

2 H2 (g)  +  O2(g)    2 H2O (g)  +  483.6 kJ       Number of moles of reactants and products change, then the H released also must  

proportionally change.  

4 H2 (g)  +  2 O2(g)    4 H2O (g)  +  967.2 kJ     

When we reverse the reaction, we reverse the roles of the reactants and the products, and thus H will be absorbed instead of being lost, and the ΔH of the reaction becomes positive to show that it is endothermic: 

 

4 H2O (g)  +  967.2 kJ    4 H2 (g)  +  2 O2 (g)   

  

        

12

Practice Questions:  

(1) How much heat is released when 4.50 g of methane gas is burned in a constant‐pressure system?  

 CH4 (g)  +  2 O2 (g)    CO2 (g)  +  2 H2O (l)      ΔH = ‐890 kJ 

            

(2) Hydrogen peroxide can decompose to water and oxygen by the following reaction:  

2 H2O2 (l)    2 H2O (l)  +  O2 (g)          ΔH  =  ‐ 196 kJ  

Calculate the value of q when 5.00 g of H2O2 (l) decomposes at constant pressure.        

                

13

Lesson #1 Homework  

1.  Imagine that you are climbing a mountain. (a) Is the distance you travel to the top a state function?  Why or why not? (b) Is the change in elevation between your base camp and the peak a state 

function?  Why or why not?     

2. Calculate the ∆E, and determine whether the process is endothermic or exothermic for the following cases: 

(a) A system absorbs 85 kJ of heat from its surroundings while doing 29 kJ of work on the surroundings 

(b) q = 1.50 kJ and w = ‐657 J (c) The system releases 57.5 kJ of heat while doing 13.5 kJ of work on the 

surroundings    

 3. Without referring to tables, predict which of the following has the higher 

enthalpy in each case: (a) 1 mol CO2 (s) or 1 mol CO2 (g) at the same temperature (b) 2 mol of hydrogen atoms of 1 mol of H2 (c) 1 mol H2 (g) and 0.5 mol O2 (g) at 25°C or 1 mol H2O (g) at 25°C (d) 1 mol N2 (g) at 100°C or 1 mol N2 (g) at 300°C 

    

4. When solutions containing silver ions and chloride ions are mixed, silver chloride precipitates:  

Ag+ (aq)  +  Cl‐ (aq)    AgCl (s)            ∆H  =  ‐65.5 kJ  

(a) Calculate ∆H for the formation of 0.200 mol of AgCl by this reaction (b) Calculate ∆H for the formation of 2.50 g of AgCl  

     

14

5.6 Hess’s Law  

Hess’s Law: If a reaction is carried out in a series of steps, ΔH for the reaction is the sum of ΔH for each of the steps.  The total change in enthalpy is independent of the number of steps.  Total ΔH is also independent of the nature of the path.  

CH4(g) + 2O2(g)   CO2(g) + 2H2O(g)                   ΔH1 = –802 kJ 

2H2O(g)   2H2O(l)                           ΔH 2= –88 kJ     ______________________________________________________________ 

CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)            ΔH = –890 kJ   

      Therefore, for the reaction CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l), ΔH= –890 kJ.  

Note that H is sensitive to the states of the reactants and the products.  

  Practice Questions:  

(1) The enthalpy of reaction for the combustion of C to CO2 is – 393.5 kJ/mol C, and the enthalpy for the combustion of CO to CO2 is – 283.0 kJ/mol CO:  

                    (1)    C (s)  +  O2 (g)    CO2 (g)         ΔH1  =  ‐393.5 kJ                     (2)    CO (g)  +  ½ O2 (g)    CO2 (g)       ΔH2  =  ‐283.0 kJ  

Using these data, calculate the enthalpy for the combustion of C to CO:                     (3)     C (s)  +  ½ O2 (g)    CO (g)      ΔH3  =       ? 

             

15

(2) Carbon occurs in two forms, graphite and diamond. The enthalpy of the combustion of graphite is –393.5 kJ/mol and that of diamond is –395.4 kJ/mol:  

                     C (graphite)  +  O2 (g)    CO2 (g)         ΔH1  =  ‐393.5 kJ              

C (diamond)  +  O2 (g)    CO2 (g)        ΔH2  =  ‐395.4 kJ  

Calculate the ΔH for the conversion of graphite to diamond:                       C (graphite)    C (diamond)      ΔH3  =       ? 

              

(3) Calculate H for the reaction:    2 C (s)  +  H2 (g)    C2H2 (g)   given the following chemical equations and their respective enthalpy changes: 

  

C2H2 (g)  +  5/2 O2 (g)    2 CO2 (g)  +  H2O (l)       ΔH  =  ‐ 1299.6 kJ  

C (s)  +  O2 (g)    CO2 (g)              ΔH  =  ‐393.6 kJ  

                  H2 (g)  +  ½ O2 (g)    H2O (l)            ΔH  =  ‐285.8 kJ 

              

16

(4) Calculate H for the reaction:                                          NO (g)  +  O (g)    NO2 (g)  

Given the following information:                        NO (g)  +  O3 (g)    NO2 (g)  +  O2 (g)           ΔH  =  ‐198.8 kJ                            O3 (g)    3/2 O2 (g)                             ΔH  =  ‐142.3 kJ                               O2 (g)    2 O (g)                         ΔH  =  495.0 kJ  

                                  

17

Lesson #2 Homework  

1. Consider the decomposition of liquid benzene, C6H6 (l), to gaseous acetylene, C2H2 (g):  

C6H6 (l)    3 C2H2 (g)         ∆H  =  +630 kJ  

(a) What is the enthalpy change for the reverse reaction? (b) What is the ∆H for the formation of 1 mole of acetylene? (c) Which is more likely to be thermodynamically favored, the forward 

reaction or the reverse reaction? (d) If C6H6 (g) were consumed instead of C6H6 (l), would you expect the 

magnitude of ∆H to increase, decrease, or stay the same?  Explain.         

2. The specific heat of ethylene glycol is 2.42 J/g∙K.  How many J of heat are required to raise the temperature of 62.0 g of thylene glycol from 15.2°C to 40.8°C?         

3. A 1.800 g sample of phenol (C6H5OH) was burned in a bomb calorimeter whose total heat capacity is 11.66 kJ/°C.  The temperature of the calorimeter plus contents increased from 21.36°C to 26.37°C.  

a. Write a balanced chemical equation for the bomb calorimeter reaction. b. What is the heat of combustion per gram of phenol?  Per mole of phenol? 

 

 

 

 

 

18

4. Calculate the enthalpy change for the reaction  

P4O6 (s)  +  2 O2 (g)    P4O10 (s)  Given the following enthalpies of reaction:  

P4 (s)  +  3 O2 (g)    P4O6 (s)      ∆H = ‐1640.1 kJ 

P4 (s)  +  5 O2 (g)    P4O10 (s)     ∆H = ‐2940.1 kJ                 

5. From the enthalpies of reaction:  

H2 (g)  +  F2 (g)    2 HF (g)      ∆H = ‐537 kJ 

C (s)  +  2 F2 (g)    CF4 (g)      ∆H = ‐680 kJ 

2 C (s)  +  2 H2 (g)    C2H4 (g)     ∆H = +52.3 kJ    Calculate the ∆H for the reaction of ethylene with F2:  

    C2H4 (g)  +  6 F2 (g)    2 CF4 (g)  +  4 HF (g)  

   

        

19

5.7 Enthalpies of Formation  

Hess’s law states that if a reaction is carried out in a number of steps, ΔH for the overall reaction is the sum of the ΔHs for each of the individual steps.   Consider the formation of CO2(g) and 2H2O(l) from CH4(g) and 2O2(g).    

  If the reaction proceeds in one step:  

CH4(g) + 2O2(g) �CO2(g) + 2H2O(l)    then ΔH1 = –890 kJ.    

However, if the reaction proceeds through a CO intermediate:  

CH4(g) + 2O2(g) CO(g) + 2H2O(l) + ½O2(g)         ΔH2 = –607 kJ 

                            CO(g) + 2H2O(l) + ½O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)         ΔH3 = –283 kJ    Then ΔH for the overall reaction is:  

ΔH2 + ΔH3 = (–607 kJ)  +  (– 283 kJ) =   –890 kJ   =  ΔH1 

  

If a compound is formed from its constituent elements, then the enthalpy change for the reaction is called the enthalpy of formation, ΔHf 

 Standard state (standard conditions) refer to the substance at:  

  •  1 atm and 25C (298 K).   

Standard enthalpy, ΔH, is the enthalpy measured when everything is in its standard state.  

Standard enthalpy of formation of a compound, ΔHf  is the enthalpy change for the formation of 1 mol of compound with all substances in their standard states.  If there is more than one state for a substance under standard conditions, the more stable state is used.  Example: When dealing with carbon we use graphite because graphite is more stable than diamond or C60.  The standard enthalpy of formation of the most stable form of an element is zero. 

        

20

Practice Questions:  

(1) For which of the following reactions at 25°C would the enthalpy change represent a standard enthalpy of formation? For those where it does not, what changes would need to be made in the reaction conditions? 

 2 Na (s)  +  ½ O2 (g)    Na2O (s) 

 2 K (l)  +  Cl2 (g)    2 KCl (s) 

 C6H12O6 (s)    6 C (diamond)  +  6 H2 (g)  +  3 O2 (g) 

          

(2) Write the equation corresponding to the standard enthalpy of formation of liquid carbon tetrachloride (CCl4). 

                       

21

Using Enthalpies of Formation to Calculate Enthalpies of Reaction  Use Hess’s law! 

 Example: Calculate ΔH for  

C3H8(g) +  5 O2(g)   3 CO2(g) +  4 H2O(l)  

      We start with the reactants, decompose them into elements, then rearrange the        elements to form products.  The overall enthalpy change is the sum of the enthalpy        changes for each step.   

Decomposing into elements (note O2 is already elemental, so we concern ourselves with C3H8):  

C3H8(g)   3 C(s)  +  4 H2(g)    ΔH1 = –ΔHf  [C3H8(g)]  

   Next we form CO2 and H2O from their elements:  

          3 C(s) + 3 O2(g)  3 CO2(g)    ΔH2  =  3 ΔHf [CO2(g)]  

                         4 H2(g) + 2O2(g)  4H2O(l)                 ΔH3  =  4 ΔHf [H2O(l)]   

  We look up the values and add:  

ΔHrxn = –1(–103.85 kJ) + 3(–393.5 kJ) + 4(–285.8 kJ) = –2220 kJ    

In general:   

ΔHrxn = ∑ n ΔHf  (products)  –   ∑  m ΔHf  (reactants)     

Where n and m are the stoichiometric coefficients. 

        

22

Practice Questions:  

(1) (a) Calculate the standard enthalpy change for the combustion of 1 mol of benzene, C6H6 (l), to        CO2 (g) and H2O (l).   (b) Compare the quantity of heat produced by combustion of 1.00 g propane to that produced by         1.00 g benzene.  

                                           

23

(2) Using the standard enthalpies of formation listed in APPENDIX C, calculate the enthalpy change for the combustion of 1 mol of ethanol:  

                                               C2H5OH (l)  +  3 O2 (g)    2 CO2 (g)  +  3 H2O (l) 

                    

(3) The standard enthalpy change for the reaction:                                      CaCO3 (s)    CaO (s)  +  CO2 (g)  

is 178.1 kJ. From the values for the standard enthalpies of formation of CaO(s) and CO2(g) given in Appendix C, calculate the standard enthalpy of formation of CaCO3 (s).  

               

24

(4) Given the following standard enthalpy change, use the standard enthalpies of formation in Appendix C  to calculate the standard enthalpy of formation of CuO(s):   

  

                                                     CuO (s)  +  H2 (g)    Cu (s)  +  H2O (l)                   ΔH  =  ‐129.7 kJ                                         

25

Lesson #3 Homework  

1. The following is known as a thermite reaction:  

2 Al (s)  +  Fe2O3 (s)    Al2O3 (s)  +  2 Fe (s)  This highly exothermic reaction is used for welding massive units, such as propellers for large ships.  Using enthalpies of formation in Appendix C, calculate ∆H° for this reaction. 

   

2. Using values from Appendix C, calculate the value of ∆H° for each of the following reactions:  

(a) N2O4 (g)  +  4 H2 (g)    N2 (g)  +  4 H2O (g) 

(b) 2 KOH (s)  +  CO2 (g)    K2CO3 (s)  +  H2O (g) 

(c) SO2 (g)  +  2 H2S (g)    3/8 S8 (s)  +  2 H2O (g) 

(d) Fe2O3 (s)  +  6 HCl (g)    2 FeCl3 (s)  +  3 H2O (g)   

   

3. A house is designed to have passive solar energy features.  Brickwork is to be incorporated into the interior of the house to act as a heat absorber.  Each brick weighs approximately 1.8 kg.  The specific heat of the brick is 0.85 J/g∙K.  How many bricks must be incorporated into the interior of the house to provide the same total heat capacity as 1.7 x 103 gal of water?     

4. A sample of a hydrocarbon is combusted completely in O2 (g) to produce 21.83 g CO2 (g), 4.47 g H2O (g), and 311 kJ of heat. 

a. What is the mass of the hydrocarbon sample that was combusted? b. What is the empirical formula of the hydrocarbon? c. Calculate the value of ∆Hf° per empirical‐formula unit of hydrocarbon. d. Do you think that the hydrocarbon is one of those listed in Appendix C?  

Explain your answer.    

26

5.5 Calorimetry    The experimental measurement of heat produced in chemical and physical processes. 

  Heat Capacity and Specific Heat    The more heat an object gains, the hotter it gets.  

The heat capacity (C) of an object is the amount of heat required to raise its temperature  by 1 K.  The greater the heat capacity, the greater the heat required to produce a given increase in temperature. 

 q 

                      C  =  ‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐                                                                  m ΔT  

 Specific heat capacity is the amount of energy required to raise the temperature of 1 gram of a substance by 1 K. 

Specific heat of water is 4.18 J/g•K 

    

Molar heat capacity (Cmolar) is the amount of energy required to raise the temperature of 1 mole of a substance by 1 K. 

                   

27

Practice Questions:  (1) (a) How much heat is needed to warm 250 g of water (about 1 cup) from 22°C (about room   

      temperature) to near its boiling point, 98°C? The specific heat of water is 4.18 J/g‐K.   (b) What is the molar heat capacity of water?  

                  (2)  

(a) Large beds of rocks are used in some solar‐heated homes to store heat. Assume that the specific heat of the rocks is 0.082 J/g‐K. Calculate the quantity of heat absorbed by 50.0 kg of rocks if their temperature increases by 12.0°C.  

 (b) What temperature change would these rocks undergo if they emitted 450 kJ of heat?  

     

           

28

Constant‐Pressure Calorimetry  

The most common technique is to use atmospheric pressure as the constant pressure.      Recall that ΔH = qP    The easiest method is to use a coffee cup (styrofoam) calorimeter 

 qsoln  =  (specific heat of solution)  x  (grams of solution)  x  ΔT  =  ‐qrxn 

 For dilute aqueous solutions, the specific heat of the solution will be close to that of pure water. 

 ΔH = qp 

   Practice Questions:  

(1) When a student mixes 50 mL of 1.0 M HCl and 50 mL of 1.0 M NaOH in a coffee‐cup calorimeter, the temperature of the resultant solution increases from 21.0°C to 27.5°C. Calculate the enthalpy change for the reaction in kJ/mol HCl, assuming that the calorimeter loses only a negligible quantity of heat, that the total volume of the solution is 100 mL, that its density is 1.0g/mL, and that its specific heat is 4.18 J/g‐K.  

                    

29

(2) When 50.0 mL of 0.100 M AgNO3 and 50.0 mL of 0.100 M HCl are mixed in a constant‐pressure calorimeter, the temperature of the mixture increases from 22.20°C  to  23.11°C. The temperature increase is caused by the following reaction:  

 

                                                    AgNO3 (aq)  +  HCl (aq)    AgCl (s)  +  HNO3 (aq)  

Calculate H for this reaction in kJ/mol AgNO3 assuming that the combined solution has a mass of 100.0 g and a specific heat of 4.18 J/g‐°C.  

 

                                   

30

Bomb Calorimetry (Constant‐Volume Calorimetry)  

Reactions can be carried out under conditions of constant volume instead of constant pressure.  Used to study Ep (potential energy) of substances  

exothermic reactions 

mostly combustion reactions  

The bomb calorimeter is designed to withstand high pressures from explosions within 

measures pressure change while keeping volume constant  

In a bomb calorimeter: 

 qrxn =  ‐Ccal  x  ΔT 

   Where: 

o ‐Ccal  =  heat capacity of the calorimeter (must be negative because the reaction is exothermic 

o ΔT = is for the solution in the calorimeter  

 Since the reaction is carried out under constant volume, q relates to ΔE. 

   

 Practice Question:  

(1) Methylhydrazine (CH6N2) is commonly used as a liquid rocket fuel. The combustion of methylhydrazine with oxygen produces N2 (g), CO2 (g), and H2O(l):  

 2 CH6N2 (l)  +  5 O2 (g)    2 N2 (g)  +  2 CO2 (g)  +  6 H2O (l) 

 When 4.00 g of methylhydrazine is combusted in a bomb calorimeter, the temperature of the calorimeter increases from 25.00°C to 39.50°C. In a separate experiment the heat capacity of the calorimeter is measured to be 7.794 kJ/°C. What is the heat of reaction for the combustion of a mole of CH6N2 in this calorimeter? 

           

31

(2) A 0.5865‐g sample of lactic acid (HC3H5O3) is burned in a calorimeter whose heat capacity is 4.812 kJ/°C. The temperature increases from 23.10°C to 24.95°C. Calculate the heat of combustion of lactic acid (a) per gram and (b) per mole.  

                                         

32

Lesson #4 Homework  (1) Consider the combustion of liquid methanol, CH3OH (l): 

 

CH3OH (l)  +  3/2 O2 (g)    CO2 (g)  +  2 H2O (l)                           ∆H = ‐726.5 kJ  

(a) What is the enthalpy change for the reverse reaction? (b) Balance the forward reaction with whole‐number coefficients.  What is the 

∆H for the reaction represented by this equation? (c) Which is more likely to be thermodynamically favored, the forward reaction 

or the reverse reaction? (d) If the reaction were written to produce H2O (g) instead of H2O (l), would you 

expect the magnitude of ∆H to increase, decrease, or stay the same?  Explain. 

        (2) The specific heat of iron metal is 0.450 J/g∙K.  How many J of heat are necessary to 

raise the temperature of a 1.05 kg block of iron from 25°C to 88.5°C?         

(3) Under constant volume conditions, the heat of combustion of glucose (C6H12O6) is 15.57 kJ/g.  A 2.500 g sample of glucose is burned in a bomb calorimeter.  The temperature of the calorimeter increased from 20.55°C to 23.25°C.   

(a) What is the total heat capacity of the calorimeter? (b) If the size of the glucose had been exactly twice as large, what would the 

temperature change of the calorimeter have been?    

 

 

33

Chapter 5 Calculations 1)  

Heat

q = mCΔT

Used mostly for solutions that do not undergo a change of phase qsoln = -qrxn (heat absorbed by the solution is equal to the heat lost by the rxn)

q = mHf q = mHv

Used to find changes in heat during changes of phase

 

2)  Kinetic Energy

KE = ½ mv2

Kinetic energy = ½ (mass x velocity2) KE is measured in Joules

   

 

3)  Joule (*memorize) kg • m2 work = KE = 1 Joule = ------------------- s2

               *where:           work   =   force   x   distance 

  

34

4)  Enthalpy ΔE = q x w

q = heat gained or lost by the system

w = work done on or by the system H = (q)p

Enthalpy = heat at constant pressure

ΔH° = ∑ n ΔH°f (products) - ∑ m ΔHf (reactants)

qrxn = - Ccal x ΔT

Enthalpy of a bomb-calorimeter (constant volume calorimetry)