Exemples de preguntes sobre la llei de Hess
Pendahuluan
La llei de Hess, que rep el nom del químic rus Germain Henri Hess, és un dels principis fonamentals de la termodinàmica química relacionat amb l'energia de les reaccions químiques. Aquesta llei estableix que la quantitat total de calor (energia) produïda o absorbida en una reacció química no depèn de la ruta seguida, sinó només de les condicions inicials i finals del sistema. Aquest principi bàsic és molt útil per calcular el canvi d'entalpia (ΔH) de reaccions que són difícils de mesurar directament.
La llei de Hess és crucial perquè ens permet utilitzar l'entalpia estàndard de formació o el canvi d'entalpia d'una altra reacció coneguda per trobar el canvi d'entalpia d'una reacció objectiu que no es pot mesurar fàcilment. En aquest article, analitzarem diversos problemes d'exemple i discutirem l'aplicació de la llei de Hess.
Teoria bàsica
La llei de Hess es pot formular en forma matemàtica de la següent manera:
Si una reacció química es pot expressar en diverses etapes, aleshores el canvi d'entalpia total (ΔH_total) és la suma dels canvis d'entalpia (ΔH) de cada etapa. Matemàticament, es formula com:
ΔH_total = Σ ΔH_etapa
Això vol dir que podeu trobar l'entalpia d'una reacció com aquesta:
“
Reacció A → Producte
|
ΔH1
Reacció B → Producte
|
ΔH2
Aleshores, ΔH_total (A → Producte) = ΔH1 + ΔH2
“
Abans d'entrar en les preguntes d'exemple, cal entendre diversos termes:
1. Entalpia (H): Una mesura de l'energia total d'un sistema sota pressió constant.
2. ΔH (canvi d'entalpia): Canvi d'entalpia entre els reactius i els productes.
3. Entalpia estàndard de formació (ΔHf°): el canvi d'entalpia quan es forma un mol d'un compost a partir dels seus elements en estats estàndard.
Exemples de preguntes i debat
Exemple de pregunta 1: Utilització de l'entalpia de formació
Pregunta:
Calculeu l'entalpia de reacció per a la combustió del metà (CH₄) basant-vos en les següents dades estàndard de canvi d'entalpia de formació:
– 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 (perquè l'oxigen gasós en el seu estat estàndard té una entalpia de formació de 0)
Reacció de combustió del metà:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
Discussió:
1. Escriu la reacció general i l'entalpia de formació:
\[
ΔH_{reacció} = ∑ΔH_{producte} – ∑ΔH_{reactiu}
\]
2. Substituïu els valors estàndard d'entalpia de formació a l'equació:
\[
ΔH_{reacció} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Substituïu els valors coneguts:
\[
ΔH_{reacció} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Càlculs detallats:
\[
ΔH_{reacció} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reacció} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reacció} = -890.3 kJ/mol
\]
Així doncs, el canvi d'entalpia per a la reacció de combustió del metà és de -890.3 kJ/mol. Un valor negatiu indica que la reacció és exotèrmica (allibera energia).
Exemple de problema 2: Ús de reaccions derivades
Pregunta:
Calcula l'entalpia de reacció per a la següent reacció:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Donades tres reaccions i canvis d'entalpia com s'indica a continuació:
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
Discussió:
1. Descriu la reacció en una forma lineal que es pugui reorganitzar:
Reacció objectiu:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Hem de manipular la reacció donada per assolir la reacció objectiu.
2. Anàlisi de reaccions que impliquen NH₃:
La reacció 2 conté NH₃, però la reacció consisteix a descompondre NH₃ en NO i H₂O. Per tant, invertiu aquesta reacció:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. A continuació, hem d'eliminar O₂(g):
Per això, fem servir la reacció (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
En comptes d'això, necessitem que es generi 2NO. Aquesta reacció continua sent la mateixa.
4. Calcula l'entalpia per a H₂O(g):
Afegiu la reacció inversa (3) tres vegades a l'equació:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Esdevenir:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Combina i equilibra les equacions:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
En sumar aquestes reaccions, podem ignorar els components que apareixen a banda i banda i calcular l'entalpia total.
6. Calcula l'entalpia total:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH₃(g) + O₂(g) – O₂(g) \rightarrow N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
\]
Entalpia total:
\[
ΔH_{total} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Així doncs, ΔH per a la reacció N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) és de +1810 kJ. Com que volem obtenir l'entalpia alliberada (exotèrmica), fem que el valor del producte sigui negatiu:
\[
ΔH_{total} = -46 kJ/mol
\]
Tancament
Aquest article tracta exemples de problemes que apliquen la llei de Hess per calcular el canvi d'entalpia d'una reacció. En comprendre la base teòrica i aplicar els passos dels exemples de problemes, s'espera que els lectors puguin comprendre més fàcilment aquest concepte i poder-lo aplicar a diverses situacions que impliquen càlculs termoquímics. La llei de Hess no només és important en la química acadèmica, sinó que també és útil en la investigació química industrial i en diverses altres aplicacions en ciència i tecnologia.
