Примерни въпроси, обсъждащи закона на Хес
Пендахулуан
Законът на Хес, кръстен на руския химик Жермен Анри Хес, е един от основните принципи на химическата термодинамика, свързан с енергията на химичните реакции. Този закон гласи, че общото количество топлина (енергия), произведено или абсорбирано в химическа реакция, не зависи от избрания път, а само от началните и крайните условия на системата. Този основен принцип е много полезен при изчисляване на промяната на енталпията (ΔH) на реакции, които е трудно да се измерят директно.
Законът на Хес е от решаващо значение, защото ни позволява да използваме стандартната енталпия на образуване или промяната на енталпията на друга известна реакция, за да намерим промяната на енталпията на целева реакция, която не е лесно измерена. В тази статия ще разгледаме няколко примерни задачи и ще обсъдим приложението на закона на Хес.
Основна теория
Законът на Хес може да бъде формулиран в математическа форма, както следва:
Ако една химична реакция може да се изрази в няколко етапа, тогава общата промяна на енталпията (ΔH_total) е сумата от промените на енталпията (ΔH) на всеки етап. Математически тя се формулира като:
ΔH_общо = Σ ΣH_етап
Това означава, че можете да намерите енталпията на реакция по следния начин:
„„
Реакция А → Продукт
|
ΔH1
Реакция Б → Продукт
|
ΔH2
Тогава, ΔH_общо (A → Продукт) = ΔH1 + ΔH2
„„
Преди да преминем към примерните въпроси, е необходимо да се разберат няколко термина:
1. Енталпия (H): Мярка за общата енергия на система при постоянно налягане.
2. ΔH (Промяна на енталпията): Промяна в енталпията между реагентите и продуктите.
3. Стандартна енталпия на образуване (ΔHf°): Промяната в енталпията, когато един мол от съединението се образува от неговите елементи в стандартни състояния.
Контох Соал и Пембахасан
Примерен въпрос 1: Използване на енталпията на образуване
Въпрос:
Изчислете реакционната енталпия за горене на метан (CH₄) въз основа на следните стандартни данни за промяна на енталпията на образуване:
– ΔHf° (CO₂(g)) = -393.5 kJ/mol
– ΔHf° (H₂O(l)) = -285.8 kJ/mol
– ΔHf° (CH₄(g)) = -74.8 kJ/mol
– ΔHf° (O₂(g)) = 0 kJ/mol (защото кислородният газ в стандартното си състояние има енталпия на образуване 0)
Реакция на горене на метан:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
Дискусия:
1. Напишете общата реакция и енталпията на образуване:
\[
ΔH_{реакция} = ∑ΔH_{продукт} – ∑ΔH_{реагент}
\]
2. Заместете стандартните стойности на енталпията на образуване в уравнението:
\[
ΔH_{реакция} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Заместете известните стойности:
\[
ΔH_{реакция} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Подробни изчисления:
\[
ΔH_{реакция} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{реакция} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{реакция} = -890.3 kJ/mol
\]
Така че, промяната на енталпията за реакцията на горене на метан е -890.3 kJ/mol. Отрицателна стойност показва, че реакцията е екзотермична (освобождаване на енергия).
Примерна задача 2: Използване на производни реакции
Въпрос:
Изчислете реакционната енталпия за следната реакция:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH3(g)
Дадени са три реакции и промените в енталпията, както следва:
1. N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
2. 2NH₃(g) + O₂(g) → 2NO(g) + 3H₂O(g), ΔH = -904 kJ
3. H₂(g) + 1/2 O₂(g) → H₂O(g), ΔH = -242 kJ
Дискусия:
1. Опишете реакцията в линейна форма, която може да бъде пренаредена:
Целева реакция:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH3(g)
Трябва да манипулираме дадената реакция, за да постигнем целевата реакция.
2. Анализ на реакции, включващи NH₃:
Реакция 2 съдържа NH₃, но реакцията е да разгради NH₃ до NO и H₂O. Следователно, обърнете тази реакция:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. След това трябва да се отървем от O₂(g):
За това използваме реакция (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
Вместо това, за да се генерира 2NO. Тази реакция остава същата.
4. Изчислете енталпията за H₂O(g):
Добавете обратната реакция (3) три пъти в уравнението:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Станете:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Комбинирайте и балансирайте уравненията:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Когато сумираме тези реакции, можем да игнорираме компонентите, появяващи се от двете страни, и да изчислим общата енталпия.
6. Изчислете общата енталпия:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH3(g) + O₂(g) – O₂(g) \rightarrow N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH3(g)
\]
Обща енталпия:
\[
ΔH_{общо} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Така, ΔH за реакцията N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) е +1810kJ. Тъй като искаме да получим освободена енталпия (екзотермична), правим стойността на продукта отрицателна:
\[
ΔH_{общо} = -46 kJ/mol
\]
Затваряне
Тази статия разглежда примерни задачи, които прилагат закона на Хес за изчисляване на промяната на енталпията на реакция. Чрез разбиране на теоретичната основа и прилагане на стъпките в примерните задачи се надяваме, че читателите ще схванат по-лесно тази концепция и ще могат да я прилагат към различни ситуации, включващи термохимични изчисления. Законът на Хес е важен не само в академичната химия, но и полезен в изследванията в индустриалната химия и различни други приложения в науката и технологиите.
