Relazioni di Chimica Fisica I Corradi, Simonetto Relazioni di Chimica Fisica I Leggendo il potenziale di cella, ricaviamo le costanti con opportune elaborazioni esposte piu avanti

Relazioni diChimica Fisica IElettrochimica e Conduttimetria

A. Bianchi, M. L. Corradi, A. Simonettoa. a. 2017 - 18

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Relazioni di Chimica Fisica IElettrochimica e Conduttimetria

A. Bianchi, M. L. Corradi, A. Simonetto

a. a. 2017–18———————————————————–

Bianchi, Corradi, Simonetto Relazioni di Chimica Fisica I

Indice

1 Elettrochimica 31.1 Verifica sperimentale della legge di Nernst . . . . . . . . . . . . . 31.2 Determinazione della Ka di un acido organico poco solubile . . . 51.3 Determinazione della Ka dell’acido acetico . . . . . . . . . . . . . 81.4 Misura delle Kps di alcuni alogenuri d’argento . . . . . . . . . . 9

1.4.1 Determinazione del potenziale di riferimento . . . . . . . 101.4.2 Primo metodo per precipitazione diretta . . . . . . . . . . 101.4.3 Secondo metodo per titolazione . . . . . . . . . . . . . . . 11

2 Conduttimetria 142.1 Verifica sperimentale della legge di Kohlrausch . . . . . . . . . . 15

2.1.1 Taratura del conduttimetro . . . . . . . . . . . . . . . . . 152.1.2 Raccolta dati . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15

2.2 Determinazione della Ka dell’acido acetico . . . . . . . . . . . . . 162.3 Titolazioni conduttimetriche . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 182.4 Misura della Kps dello ioduro talloso . . . . . . . . . . . . . . . . 21

2

1 Elettrochimica

Le misure elettrochimiche possono essere sfruttate per determinare grandezzetermodinamiche associate a composti chimici. In queste esperienze, si operain soluzioni acquose misurando vari potenziali di cella E (V) e, con opportunerielaborazioni dei dati, ricavando costanti termodinamiche di dissociazione e diacidita di alcuni composti. Tutte le misurazioni si basano sulla legge di Nernst –che lega il potenziale ad un potenziale standard E0 e alle attivita a delle speciechimiche che prendono parte alla reazione redox – che viene quindi inizialmenteverificata. Essa puo essere scritta riferita ad una sola semireazione di riduzione

Mm+ + n e− → M(m−n)+

come

E = E0Mm+/M(m−n)+ +

RT

nFln

aMm+

aM(m−n)+

. (1)

Convertendo ln → log, accomunando le costanti e invertendo l’argomento dellogaritmo, si ha

E = E0Mm+/M(m−n)+ −

0.059

nlog

aM(m−n)+

aMm+

. (2)

1.1 Verifica sperimentale della legge di Nernst

Per la verifica della (2), si sfrutta una reazione redox tra Fe2+ e MnO−4 .

5 Fe2+ + MnO−4 + 8H+ → 5 Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

Si titola quindi il Fe2+ sotto forma di FeSO4· 7 H2O di cui se ne pesano circa0.5 mmol. Si scioglie in 25 mL di H2SO4 0.1 M e si diluisce nel becher fino ache gli elettrodi non sono immersi a sufficienza. Per questa esperienza e statoutilizzato un potenziometro con elettrodo di Pt combinato con uno a calomelanoil cui potenziale di riferimento e Erif = 225 mV. Abbiamo quindi che il potenzialedi cella letto sara

Ecella = EFe3+/Fe2+ − Erif quindi EFe3+/Fe2+ = Ecella + Erif .

Si cala da una buretta una soluzione di permanganato di potassio circa 0.02 Me si legge il potenziale di cella ogni 0.5 mL fino a 4 mL di titolante, poi ogni 0.1.Si grafica il potenziale di cella VS il volume di titolante per confermre il titolodi permanganato dal flesso della curva di titolazione che corrisponde al punto diequivalenza della reazione. Il volume di titolante corrispondente al flesso si trovatramite il metodo delle derivate seconde. Per la verifica della Nernst, sappiamoche

EFe3+/Fe2+ = E0Fe3+/Fe2+ − 0.059 log

aFe2+

aFe3+. (3)

Graficando quindi EFe3+/Fe2+ VS lognFe2+

nFe3+

1 ed operando la regressione lineare

sui dati, otteniamo il valore di E0 all”intercetta e verifichiamo che la pendenzasia effettivamente −0.059 (−59 se in mV).

1Si approssimano le attivita con le concentrazioni. Essendo il volume di soluzione ugualeper le due specie chimiche ed essendo messe in rapporto, si riportano direttamente le moli.

3


Elaborazione dei dati

4

1.2 Determinazione della Ka di un acido organico poco solubile

Verifica del titolo di permanganato. Per individuare il volume all’equiva-lenza, si ha operato una regressione lineare sui due punti del cambio di segnodella derivata seconda e si e trovata l’intersezione della retta di regressione conl’asse delle ascisse. L’equazione della retta e

y = −343000 x+ 1497600 .

Per y = 0,

x = Veq =−1497600

−343000= 4.37 mL.

[KMnO4] =nFe2+ · 15Veq

=0.5 mmol · 15

4.37 mL= 0.023 M

che e esattamente il titolo noto del permanganato utilizzato.

Verifica della legge di Nernst. I valori utili per tale verifica si fermano aquelli precedenti al viraggio. Dalla regressione, l’eq.ne della retta e

y = −58.26 x+ 701.10

con un valore di R2 = 0.9988. La tendenza lineare e rispettata. Mentre il datodel coefficiente angolare si avvicina significativamente a −59 mV, l’ordinataall’origine si allontana dal valore di E0 teorico di 770 mV. Questo a causa delfatto che il valore Erif sia stato assunto uguale a 225 mV senza verificarlo nellecondizioni effettive sperimentali. La retta e quindi spostata piu in basso dellateorica.

1.2 Determinazione della Ka di un acido organico pocosolubile

La Ka dell’acido p-amminobenzoico

H2N CO

HO – che indicheremo percomodita come HA – viene determinata dalla misura del pH di diverse soluzioni.Tale pH viene restituito direttamente dal potenziometro rielaborando la misuradel potenziale di cella. Esso lavora con un elettrodo combinato (a vetro insiemead uno di riferimento a potenziale costante). Si preparano 7 soluzioni da 50mL ciascuna aggiungendo quantita note, riportate in tabella, di una soluzionedi NaOH 0.2 M e di NaCl 0.05 M, quest’ultimo per mantenere la forza ionicacostante.

Soluzione V NaOH (mL) V NaCl (mL)1 0.9 49.12 0.8 49.23 0.7 49.34 0.6 49.45 0.5 49.56 0.4 49.67 0.3 49.7

5


Si misura quindi il pH iniziale. Fatto cio, si aggiungono 50 mg di acido perciascuna soluzione e si lascia arrivare la reazione di dissociazione all’equilibrioper un tempo sufficiente (una notte circa). Si misura quindi il pH all’equilibrio.

Sappiamo che gli equilibri presenti in soluzione dopo l’aggiunta di acido sonoi seguenti:

HA + OH− → A− + H2O KN =[A−]

[HA][OH−]

H2O H+ + OH− KW = [H+][OH−]

Sommando le due reazioni, si ottiene quella d’interesse, ossia di dissociazioneacida di HA.

HA H+ + A− Ka =[H+][A−]

[HA]= KN ·KW

Dal pH, ricaviamo sperimentalmente KN che moltiplicata per KW = 10−14

restituisce Ka. Riscriviamo la KN in funzione delle concentrazioni iniziali diacido e di base:

HA + OH− → A− + H2Oti [A]0 [B]0 0 0tf [A]0 − x [B]0 − x x x

KN =x

([A]0 − x)([B]0 − x).

Ponendo ([B]0 − x) = [B]

KN =x

([A]0 − x)[B](4)

La (4) puo essere riscritta, con opportuni passaggi matematici, come

1

x=

1

[A]0+

1

[A0] Ka· 1

[B](5)

Graficando quindi 1/x VS 1/[B] si ha un andamento lineare. La KN si ricava dalrapporto tra ordinata all’origine e coefficiente angolare della retta di regressionedei dati. Essendo x =[B]0−[B],

1

x=

1

10−pOHi − 10−pOHeq

1

[B]= 10 pOHeq

6

1.2 Determinazione della Ka di un acido organico poco solubile


y = 1.18118 · 10−7 x+ 133.902 R2 = 0.9857

KN =q

m= 1.13 · 109

Ka = KN ·KW = 1.13 · 10−5

pKa = 4.95

Si confronta il risultato con quello che si otterrebbe ricalcolando q secondola concentrazione dell’acido teorica. Chiameremo tale valore q∗.

q∗ =1

[HA]=

(50 mg

137.14 mg/mmol · 50 mL

)−1= 137.140 M−1

K∗N =q∗

m= 1.16 · 109

Ka∗ = K∗N ·KW = 1.16 · 10−5

pKa∗ = 4.94

Questo secondo risultato si avvicina di piu, seppur di solo 0.01 unita logaritmicherispetto all’altro, al valore di pKa teorico di 4.92.

7


1.3 Determinazione della Ka dell’acido acetico

La misura della costante di dissociazione di un acido debole come quello aceti-co (CH3COOH o AcOH) si effettua mediante una titolazione potenziometrica.Sappiamo che

AcOH AcO− + H+ Ka =[AcO−][H+]

[AcOH]

[H+] = 10−pH .

Inoltre, le concentrazioni dell’acido protonato e deprotonato possono essere so-stituite dalle loro moli in quanto rapportate ed essendo il volume di soluzionelo stesso. Da cui otteniamo

Ka =nAcO− · 10−pH

nAcOH(6)

Si titolano 25 mL di una soluzione 0.1 M di ac. acetico con NaOH 0.1 M. Le molidi acetato a fine reazione saranno quindi uguali a quelle di soda calate (concen-trazione soda per volume calato) mentre quelle di acido acetico saranno le moliiniziali (concentrazione acido per 25 mL) meno quelle di acetato (o di soda). Sipuo cosı determinare la Ka per ogni aggiunta fino a prima dell’equivalenza. Ilrisultato finale e la media sui valori ottenuti.

Elaborazione Dati

8

1.4 Misura delle Kps di alcuni alogenuri d’argento

Verifica del titolo di soda. Col metodo delle derivate seconde, si ricavaVeq = 23.9 mL.

[NaOH] =[AcOH] · 25 mL

Veq= 0.1048 M

contro quello determinato precedentemente per standardizzazione di 0.1097 M.Questo dipende dal fatto che per l’esposizione all’aria, e quindi alla CO2, lasoda dia una reazione di carbonatazione col tempo che ne diminuisce il titolo.Nella tabella e stato infatti utilizzato il valore del titolo ricavato dalla curva peroperare i successivi calcoli sulla Ka.

Determinazione della Ka. La Ka media e 1.57 · 10−5 contro la teorica di1.8 · 10−5. L’ordine di grandezza e verificato mentre la differenza sulle cifresignificative e dovuta al fatto di non aver operato in ambiente termostatato edi aver assunto esattamente 0.1 M il titolo di acido acetico senza averlo primastandardizzato. In ogni caso, il risultato e sorprendentemente vicino al teorico.


Si determinano le Kps di AgCl, AgBr e AgI (tutti sali poco solubili in acqua)con due diverse metodologie. Nel primo caso, che puo essere sfruttato per tuttie tre i sali, da una soluzione di sali di potassio dei corrispettivi alogenuri si fannoprecipitare i sali d’argento per aggiunta di aliquote di AgNO3.

KX(aq) + AgNO3(aq) → AgX(s) + KNO3(aq)

In forma ionica

X− + Ag+ → AgX↓ .

9


Leggendo il potenziale di cella, ricaviamo le costanti con opportune elaborazioniesposte piu avanti.

Nel secondo caso si procede alla titolazione di una miscela di KCl e KI conil medesimo argento nitrato. Se ne ricava una curva di titolazione con due flessicorrispondenti ai punti di equivalenza rispettivi alla formazione di AgI, il salemeno solubile, poi di AgCl, quello piu solubile. Non si utilizza questo metodoanche in presenza di KBr perche il flesso corrispondente alla formazione di AgBrsarebbe intermedio ai due e rischierebbe di sovrapporsi ad essi graficamente.Determinato il potenziale di cella alle equivalenze, si ricavano le Kps comedescritto piu avanti.

1.4.1 Determinazione del potenziale di riferimento

La cella di riferimento e costituita da un elettrodo d’argento del tipo metallo–saleinsolubile. Avremo quindi che

Ecella = EAg+/Ag − Erif (7)

L’operazione preliminare e quindi valutare sperimentalmente il potenziale diriferimento. Si preparano soluzioni d’argento nitrato a titolo noto per diluizionedi una soluzione 0.1 M e se ne legge Ecella.

Erif = EAg+/Ag − Ecella (8)

Sappiamo inoltre che

EAg+/Ag = E0Ag+/Ag + 0.059 log aAg+ (9)

aAg+ = C · 10−0.059√C

con C =[AgNO3]. Noto E0Ag+/Ag

=0.7991 V, si ricava il potenziale della coppia

Ag+/Ag e si legge quello di cella dai quali poi si determina il potenziale diriferimento con la (8).


1.4.2 Primo metodo per precipitazione diretta

Si preparano le tre soluzioni di KCl, KBr e KI tutte 0.1 M e si aggiungono pochegocce di AgNO3. Si legge il potenziale di cella. Vale sempre la (7), ma stavoltaconosciamo EAg+/Ag per somma tra il potenziale di cella e quello di riferimento.

10


Nota la (9), ricaviamo l’attivita di Ag+. Sappiamo che quella di X−, similmentea quella dell’argento, si trova come

aX− = C · 10−0.059√C

con con C =[KX]. La costante di solubilita sara quindi

Kps = aAg+ · aX− (10)


1.4.3 Secondo metodo per titolazione

Vale la trattazione precedente, senonche all’equivalenza aAg+ = aX− , quindi

Kps = a2Ag+ . (11)

Con il metodo delle derivate seconde si individuano i volumi di titolante corri-spondenti alle equivalenze. Per ricavare il potenziale di cella relativo, si e fattala regressione lineare sui due punti della curva appena precedente e appena suc-cessivo al flesso cosı da avere un’equazione matematica a cui riferirsi. Le rettesaranno del tipo

y = m x+ q → Ecella = m Vtit + q

in quanto approssimano la curva in quei punti e da cui si ricavano i valori dipotenziale.


11


AgI

V eq1 = 5.23 mL = x

r1 : y = 458 x− 2417

y1 = Eeq1 = −20.01 mV

AgCl

V eq2 = 10.25 mL = x

r2 : y = 378 x− 3561

y2 = Eeq2 = 311.8 mV

Isolando EAg+/Ag nella (7), ricaviamo le attivita e le Kps dalla (9).

KpsAgI = 1.30 · 10−14

KpsAgCl = 5.45 · 10−9

12


Riepilogo:

Sostanza Kps teorica a 25 oC Metodo 1 Metodo 2AgCl 1.6 · 10−10 2.43 · 10−10 5.45 · 10−9

AgBr 6.03 · 10−13 9.99 · 10−13 //AgI 1.5 · 10−16 1.27 · 10−16 1.30 · 10−14

Il metodo per precipitazione diretta (metodo 1) sembrerebbe piu accurato diquello che impiega la titolazione. Le distanze dei valori sperimentali da quelliveri dipendono dal fatto di non aver operato alla temperatura di 25 oC, dall’ap-prossimazione nell’aver considerato i sali di potassio standard primari – che inrealta non sono – e aver assunto il loro titolo direttamente dalla pesata e dal-l’approssimazione della curva di titolazione nell’intorno dei flessi, nel secondometodo, con le rette riportate.

13


2 Conduttimetria

Similmente alle misure elettrochimiche, quelle conduttimetriche possono esseresfruttate per ricavare i medesimi parametri termodinamici – quali le costantidi solubilita e di acidita – relativi a composti chimici o, piu in generale, peroperare titolazioni. La grandezza fisica misurata in questa serie di esperienzee la conducibilita k (S/cm o Ω−1 cm−1) delle soluzioni prese in esame. Leapparecchiature misurano in realta la resistenza della soluzione R (Ω) da cui sidetermina k mettendo in rapporto con la costante di cella kC (cm−1) specificadel conduttimetro.

k =kCR

.

A sua volta, kC si ricava come

kC =`

A

con ` lunghezza della cella in cm e A area degli elettrodi in cm2.

La conducibilita di una soluzione puo essere legata in vari modi alla concen-trazione delle sostanze in essa contenute. Nel caso di elettroliti forti – ossia so-stanze la cui concentrazione crescente non fa diminuire di molto la conducibilitadella soluzione – vale la legge di Kohlrausch:

Λm = Λ0m −K

√C (12)

con K costante di Kohlrausch e Λm conducibilita molare:

Λm =k

C.

La concentrazione C viene espressa come mol/m3 e va quindi convertita preven-tivamente se si utilizza la molarita per esprimerla. La variabile Λ0

m, o conduci-bilita molare a diluizione infinita, e espressa dalla seconda legge di Kohlrauschcome

Λ0m =

∑ν± λ

0± (13)

con ν± stechiometria del catione/anione e λ0± conducibilita molare a diluizioneinfinita del singolo catione/anione (tabulate).

Per gli elettroliti deboli – quelli per cui la conducibilita diminuisce di moltoall’aumentare della loro concentrazione – vale la legge di Ostwald :

1

Λm=

1

Λ0m

+Λm C

Λ0m

2 Ka(14)

nel caso di un acido debole con costante Ka. In questo caso, C e espressa inmolarita (mol/L).

La (12) verra verificata sperimentalmente e utilizzata e la (14) verra sfruttataper ricavare la Ka dell’acido acetico.

14

2.1 Verifica sperimentale della legge di Kohlrausch

2.1 Verifica sperimentale della legge di Kohlrausch

2.1.1 Taratura del conduttimetro

Prima di operare una qualsiasi misura conduttimetrica, lo strumento viene ta-rato tramite la lettura della conducibilita di una soluzione 0.1 M di KCl che a25 oC corrisponde a 12.89 mS/cm. Termostatare e estremamente importante inquesto tipo di esperienze, ragion per cui le soluzioni in esame vengono sempreportate a temperatura costante in un apposito termostato ad acqua.

2.1.2 Raccolta dati

Per la verifica della legge, si preparano 5 soluzioni di NaCl rispettivamente0.1, 0.07, 0.05, 0.03 e 0.01 M, pesando la quantita necessaria per la prima eottenendo per diluizione le altre. Sapendo che la k misurata per queste soluzionie dell’ordine di grandezza di quella dell’acqua deionizzata, se ne misura primail valore kH2O. La conducibilita relativa al sale si ottiene quindi per differenza(k∗ = k−kH2O). Essendo i valori letti in µS, si operano le opportune conversioniinsieme a quelle relative alla concentrazione espressa in molarita, come riportatosopra. Conoscendo la (12), si grafica Λm VS

√C e si verifica la linearita. Il

valore dell’intercetta q si confronta con la Λ0m calcolata con la (13).


15


Dalla regressione si ha

y = −173.16 x+ 214.83 R2 = 0.9949

Λ0m(teo) = λ0Na+ + λ0Cl− = (50.10 + 76.35) S/(cm2 mol) = 126.45 S/(cm2 mol)

La distanza dell’intercetta dal valor vero puo dipendere dall’ordine con cui sisono misurate le k delle soluzioni. Infatti, le letture andrebbero operate dallasoluzione piu diluita a quella piu concentrata per evitare che rimangano residuidi soluto sulla cella risciacquando con acqua deionizzata di misura in misura.


Indicando l’acido acetico come un generico HA, sappiamo che la sua costante didissociazione acida e

HA H+ + A− Ka =[H+][A−]

[HA].

Esprimendola in funzione del grado di dissociazione α, si ha

Ka =Cα2

1− α(15)

con C concentrazione analitica dell’acido. A sua volta, α puo essere espresso infunzione delle grandezze di conducibilita come

α =Λm

Λ0m

. (16)

Λ0m viene calcolata con la (13) e vale 391 S cm2/mol, mentre Λm = k∗/C, ri-

muovendo quindi sempre il contributo dell’acqua alla conducibilita letta.

Si preparano quindi soluzioni di acido acetico 0.1, 0.05, 0.01, 0.005 e 0.001M partendo da una concentrata 1 M. Misurata la k delle diverse soluzioni, ter-mostatando a 25 oC, si ricava Ka.

Essa puo essere ottenuta sperimentalmente anche tramite la legge di Ostwald[eq.ne (14)]. Graficando 1/Λm VS Λm ·C si ha una retta per regressione lineare.La Ka sara uguale a

Ka =

[(Λ0m

)2 · 1

Λ0m

2 Ka

]−1=

[(1

q

)2

·m

]−1(17)

che verra paragonata con la Ka tenendo conto del valore calcolato di Λ0m, ossia

Ka∗ =

[(Λ0m(teo)

)2·m]−1

.

16



Avendo effettuato piu misure per quanto riguarda la legge di Ostwald, si sonograficati i valor medi.

17


y = 0.3469 x+ 0.0056 R2 = 0.9996

Usando q: Ka = 8.99 · 10−5

Usando Λm(teo): Ka∗ = 1.89 · 10−5

Come nel caso dell’esperienza di elettrochimica, anche qui il dato di q teoricorestituisce un risultato piu accurato. Questo e imputato alle condizioni speri-mentali che se inficiano spesso sul valore dell’intercetta, danno pero dei risultatiaccurati delle pendenze. In ogni caso, il valore piu vicino al reale di 1.8 · 10−5 equello della media delle Ka del primo metodo che vale 1.77 · 10−5.

2.3 Titolazioni conduttimetriche

Similmente a quelle potenziometriche, per determinare i punti di equilibrio dialcune reazioni in conduttimetria si sfrutta un cambiamento nell’andamentodella variabile fisica letta in funzione del volume di titolante, in questo caso laconducibilita. In particolare, si avranno due o piu andamenti lineari diversi cheverranno resi matematicamente da delle rette di regressione. Il punto d’incon-tro delle due rette permette di ricavare il volume all’equivalenza della reazionein esame – si pongono quindi le equazioni delle due rette l’una uguale all’altraricavando la x.

Titoliamo nel primo caso 25 mL di HCl circa 0.1 M con NaOH 0.1 M. Nelsecondo, con la stessa soda, 25 mL di acido acetico anch’esso circa 0.1 M.

18

2.3 Titolazioni conduttimetriche


r1 : y = −0.513 x+ 16.188

r2 : y = 0.186 x− 1.024

Per r1 = r2,

x = Veq =q2 − q1m1 −m2

= 24.63 mL → [HCl] =Veq · [NaOH]

VHCl= 0.0985 M

19


r1 : y = 170.646 x+ 494.127

r2 : y = 315.024 x− 2400.538

Per r1 = r2,

x = Veq =q2 − q1m1 −m2

= 20.05 mL → [AcOH] =Veq · [NaOH]

VAcOH= 0.0802 M

20

2.4 Misura della Kps dello ioduro talloso

2.4 Misura della Kps dello ioduro talloso

La costante di dissociazione del TlI e espressa come

TlI Tl+ + I− Kps = [Tl+][I−] .

Indicando con s la solubilita di uno dei due ioni, che sara la medesima per lastechiometria, si ha

Kps = s2 .

Sapendo che Λm = k∗/C = k∗/s,

s =k∗

Λm. (18)

Per i sali poco solubili, s sara molto piccolo. Da cui, si assume

Λm ≈ Λ0m = λ0Tl+ + λ0I− .

Misurando la conducibilita a 25 oC – a meno di quella dell’acqua deionizzata –dopo aver aggiunto una spatolata di TlI e aver lasciato instaurare l’equilibrio erapportandola con Λ0

m si ottiene s e poi Kps.

Misura del ∆H0 di dissoluzione

Sappiamo dalla termodinamica che, per una reazione all’equilibrio

∆G0 = −RT lnKeq .

In particolare, nel caso di un sale poco solubile

∆G0 = −RT lnKps . (19)

Rielaborando:

lnKps =∆G0

−RT= −∆H0

RT+

∆S0

R.

Graficando lnKps VS 1/T si ottiene una retta il cui coefficiente angolare sara−∆H0/R. E quindi necessario ricavare la costante di dissociazione a diversetemperature, rispettivamente a 25, 30, 35 e 40 oC. λ0± varia pero in funzionedella temperatura secondo

λ0T2= λ0T1

+ λ0T1

2.023

100(T2 − T1) . (20)

Come T1 verra usato in ogni calcolo 25 oC.

21



Nel grafico vengono riportati, per la costruzione della retta, solo i dati da 30 a40 oC in quanto il dato a 25 e stato letto il giorno precedente e non fitta con laregressione lineare.

y = −110.11 x− 12.99 R2 = 0.9977

−110.11 = −∆H0

R→ ∆H0 = −110.11 · [−8.31 J/(K mol)] = +0.915 kJ/mol

Dalla tabella, a 25 oCKps = 5.83 · 10−8

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