Esempi di dumande chì discutenu a lege di Hess
Pendahuluan
A lege di Hess, chjamata cusì in onore di u chimicu russu Germain Henri Hess, hè unu di i principii fundamentali di a termodinamica chimica riguardu à l'energia di e reazzioni chimiche. Sta lege dice chì a quantità tutale di calore (energia) prodotta o assorbita in una reazione chimica ùn dipende micca da a strada presa, ma solu da e cundizioni iniziali è finali di u sistema. Stu principiu basicu hè assai utile per calculà u cambiamentu d'entalpia (ΔH) di e reazzioni chì sò difficiuli da misurà direttamente.
A lege di Hess hè cruciale perchè ci permette di utilizà l'entalpia standard di furmazione o u cambiamentu d'entalpia di un'altra reazione cunnisciuta per truvà u cambiamentu d'entalpia di una reazione di destinazione chì ùn hè micca faciule da misurà. In questu articulu, esamineremu parechji esempi di prublemi è discuteremu l'applicazione di a lege di Hess.
Teoria di basa
A lege di Hess pò esse furmulata in forma matematica cusì:
Sè una reazione chimica pò esse espressa in parechje tappe, allora a variazione totale di entalpia (ΔH_total) hè a somma di e variazioni di entalpia (ΔH) di ogni tappa. Matematicamente, hè furmulata cusì:
ΔH_totale = Σ ΔH_stadiu
Questu significa chì pudete truvà l'entalpia di una reazione cum'è questa:
""
Reazione A → Prodottu
|
ΔH1
Reazione B → Prodottu
|
ΔH2
Allora, ΔH_totale (A → Pruduttu) = ΔH1 + ΔH2
""
Prima di entre in l'esempii di dumande, ci sò parechji termini chì devenu esse capiti:
1. Entalpia (H): Una misura di l'energia tutale di un sistema sottu pressione custante.
2. ΔH (Cambiamentu d'entalpia): Cambiamentu d'entalpia trà i reagenti è i prudutti.
3. Entalpia Standard di Furmazione (ΔHf°): U cambiamentu di entalpia quandu una mole di un cumpostu hè furmata da i so elementi in stati standard.
Esempi di dumande è discussione
Esempiu di dumanda 1: Utilizazione di l'entalpia di furmazione
Quistione:
Calculate l'entalpia di reazione per a combustione di u metanu (CH₄) basatu annantu à i seguenti dati standard di cambiamentu di entalpia di furmazione:
– 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 (perchè l'ossigenu gaseosu in u so statu standard hà una entalpia di furmazione di 0)
Reazione di combustione di u metanu:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
Discussione:
1. Scrivite a reazione generale è l'entalpia di furmazione:
\[
ΔH_{reazione} = ∑ΔH_{produttu} – ∑ΔH_{reagente}
\]
2. Sustituite l'entalpia standard di i valori di furmazione in l'equazione:
\[
ΔH_{reazione} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Sustituite i valori cunnisciuti:
\[
ΔH_{reazione} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Calculi dettagliati:
\[
ΔH_{reazione} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reazione} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reazione} = -890.3 kJ/mol
\]
Cusì, a variazione di entalpia per a reazione di combustione di u metanu hè -890.3 kJ/mol. Un valore negativu indica chì a reazione hè esotermica (liberendu energia).
Esempiu di prublema 2: Usendu reazzioni derivate
Quistione:
Calcula l'entalpia di reazione per a seguente reazione:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Date trè reazzioni è variazioni d'entalpia cum'è seguita:
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
Discussione:
1. Descrivite a reazione in una forma lineare chì pò esse riorganizzata:
Reazione di destinazione:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Avemu bisognu di manipulà a reazione data per risponde à a reazione di destinazione.
2. Analisi di e reazzioni chì implicanu NH₃:
A reazione 2 cuntene NH₃, ma a reazione hè di scumpone NH₃ in NO è H₂O. Dunque, inverte sta reazione:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. Dopu, ci vole à sbarrazzassi di O₂(g):
Per questu, usemu a reazione (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
Invece, ci vole à generà 2NO. Sta reazione ferma a listessa.
4. Calcula l'entalpia per H₂O(g):
Aghjunghjite a reazione inversa (3) trè volte in l'equazione:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Diventà:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Cumbinate è equilibrate l'equazioni:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Quandu si summanu ste reazzioni, pudemu ignurà i cumpunenti chì appariscenu da i dui lati è calculà l'entalpia tutale.
6. Calcula l'entalpia tutale:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH₃(g) + O₂(g) – O₂(g) \rightarrow N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
\]
Entalpia tutale:
\[
ΔH_{totale} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Cusì, ΔH per a reazione N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) hè +1810kJ. Siccomu vulemu ottene l'entalpia liberata (esotermica) facemu u valore di u pruduttu negativu:
\[
ΔH_{totale} = -46 kJ/mol
\]
Penutup
Questu articulu discute esempi di prublemi chì applicanu a Legge di Hess per calculà a variazione di entalpia di una reazione. Capendu a basa teorica è applicendu i passi in l'esempi di prublemi, si spera chì i lettori capiranu più facilmente stu cuncettu è saranu capaci di applicallu à diverse situazioni chì implicanu calculi termochimichi. A Legge di Hess ùn hè micca solu impurtante in a chimica accademica, ma ancu utile in a ricerca chimica industriale è in varie altre applicazioni in scienza è tecnulugia.
