Eksempelspørgsmål om Hess' lov
Pendahuluan
Hess' lov, opkaldt efter den russiske kemiker Germain Henri Hess, er et af de grundlæggende principper inden for kemisk termodynamik vedrørende energien i kemiske reaktioner. Denne lov fastslår, at den samlede mængde varme (energi), der produceres eller absorberes i en kemisk reaktion, ikke afhænger af den valgte reaktionsvej, men kun af systemets begyndelses- og slutbetingelser. Dette grundlæggende princip er meget nyttigt til at beregne entalpiændringen (ΔH) i reaktioner, der er vanskelige at måle direkte.
Hess' lov er afgørende, fordi den giver os mulighed for at bruge standarddannelsesentalpien eller entalpiændringen af en anden kendt reaktion til at finde entalpiændringen af en målreaktion, der ikke er let at måle. I denne artikel vil vi se på flere eksempler på problemer og diskutere anvendelsen af Hess' lov.
Grundlæggende teori
Hess' lov kan formuleres matematisk som følger:
Hvis en kemisk reaktion kan udtrykkes i flere trin, er den samlede entalpiændring (ΔH_total) summen af entalpiændringerne (ΔH) i hvert trin. Matematisk formuleres det som:
ΔH_total = Σ ΔH_trin
Det betyder, at du kan finde entalpien af en reaktion som denne:
”`
Reaktion A → Produkt
|
ΔH1
Reaktion B → Produkt
|
ΔH2
Så er ΔH_total (A → Produkt) = ΔH1 + ΔH2
”`
Før vi går i dybden med eksempelspørgsmålene, er der flere begreber, der skal forstås:
1. Entalpi (H): Et mål for den samlede energi i et system under konstant tryk.
2. ΔH (Entalpiændring): Ændring i entalpi mellem reaktanter og produkter.
3. Standarddannelsesentalpi (ΔHf°): Ændringen i entalpi, når ét mol af en forbindelse dannes ud fra dens elementer i standardtilstande.
Eksempel på løn og kompensation
Eksempelspørgsmål 1: Udnyttelse af dannelsesentalpi
Spørgsmål:
Beregn reaktionsentalpien for forbrændingen af metan (CH₄) baseret på følgende standard entalpiændringsdata for dannelse:
– 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 (fordi iltgas i sin standardtilstand har en dannelsesentalpi på 0)
Metanforbrændingsreaktion:
CH2(g) + 2OXNUMX(g) → CO₂(g) + XNUMXHXNUMXO(l)
Diskussion:
1. Skriv den generelle reaktion og dannelsesentalpi:
\[
ΔH_{reaktion} = ∑ΔH_{produkt} – ∑ΔH_{reaktant}
\]
2. Indsæt standardentalpien af formationsværdier i ligningen:
\[
ΔH_{reaktion} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Indsæt de kendte værdier:
\[
ΔH_{reaktion} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Detaljerede beregninger:
\[
ΔH_{reaktion} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reaktion} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reaktion} = -890.3 kJ/mol
\]
Så entalpiændringen for forbrændingsreaktionen af metan er -890.3 kJ/mol. En negativ værdi indikerer, at reaktionen er eksoterm (frigiver energi).
Eksempel på problem 2: Brug af afledte reaktioner
Spørgsmål:
Beregn reaktionsentalpien for følgende reaktion:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Givet tre reaktioner og entalpiændringer som følger:
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
Diskussion:
1. Beskriv reaktionen i en lineær form, der kan omarrangeres:
Målreaktion:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Vi er nødt til at manipulere den givne reaktion for at opnå målreaktionen.
2. Analyse af reaktioner, der involverer NH₃:
Reaktion 2 indeholder NH₃, men reaktionen går ud på at nedbryde NH₃ til NO og H₂O. Reaktionen vendes derfor om:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. Dernæst skal vi af med O₂(g):
Til dette bruger vi reaktion (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
I stedet har vi brug for at der dannes 2NO. Denne reaktion forbliver den samme.
4. Beregn entalpien for H₂O(g):
Tilføj den omvendte reaktion (3) tre gange til ligningen:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Blive:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Kombinér og afstem ligningerne:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Når vi summerer disse reaktioner, kan vi ignorere komponenterne, der optræder på begge sider, og beregne den samlede entalpi.
6. Beregn den samlede entalpi:
\[
N2(g) + 3 H2O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH3(g) + O₂(g) – O₂(g) \højrepil N₂(g) + 3H₂(g) → (2NH₃)
\]
Total entalpi:
\[
ΔH_{total} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Så ΔH for reaktionen N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) er +1810 kJ. Da vi ønsker at få frigivet entalpien (eksoterm), gør vi værdien af produktet negativ:
\[
ΔH_{total} = -46 kJ/mol
\]
Lukker
Denne artikel diskuterer eksempelproblemer, der anvender Hess' lov til at beregne entalpiændringen af en reaktion. Ved at forstå det teoretiske grundlag og anvende trinnene i eksempelproblemerne håbes det, at læserne lettere vil forstå dette koncept og være i stand til at anvende det i forskellige situationer, der involverer termokemiske beregninger. Hess' lov er ikke kun vigtig i akademisk kemi, men også nyttig i industriel kemiforskning og forskellige andre anvendelser inden for videnskab og teknologi.
