Näide Hessi seaduse aruteluküsimustest
Pendahuluan
Hessi seadus, mis on nimetatud vene keemiku Germain Henri Hessi järgi, on üks keemilise termodünaamika põhiprintsiipe, mis on seotud keemiliste reaktsioonide energiaga. See seadus sätestab, et keemilises reaktsioonis tekkiv või neeldunud soojuse (energia) koguhulk ei sõltu valitud teest, vaid ainult süsteemi alg- ja lõpptingimustest. See põhiprintsiip on väga kasulik reaktsioonide entalpia muutuse (ΔH) arvutamisel, mida on raske otseselt mõõta.
Hessi seadus on ülioluline, kuna see võimaldab meil kasutada standardset moodustumisentalpiat või mõne muu teadaoleva reaktsiooni entalpia muutust, et leida sihtreaktsiooni entalpia muutus, mida pole lihtne mõõta. Selles artiklis vaatleme mitmeid näidisprobleeme ja arutame Hessi seaduse rakendamist.
Põhiteooria
Hessi seadust saab matemaatiliselt sõnastada järgmiselt:
Kui keemilist reaktsiooni saab väljendada mitmes etapis, siis on kogu entalpia muutus (ΔH_total) iga etapi entalpia muutuste (ΔH) summa. Matemaatiliselt on see formuleeritud järgmiselt:
ΔH_kokku = Σ ΔH_aste
See tähendab, et saate leida sellise reaktsiooni entalpia:
""
Reaktsioon A → Toode
|
ΔH1
Reaktsioon B → Toode
|
ΔH2
Siis ΔH_kokku (A → produkt) = ΔH1 + ΔH2
""
Enne näidisküsimuste juurde asumist on vaja mõista mitmeid termineid:
1. Entalpia (H): Süsteemi koguenergia mõõt konstantse rõhu all.
2. ΔH (entalpia muutus): entalpia muutus reagentide ja saaduste vahel.
3. Standardne moodustumisentalpia (ΔHf°): entalpia muutus, kui üks mool ühendit moodustub selle elementidest standardolekus.
Näidisküsimused ja arutelu
Näidisküsimus 1: Tekkimise entalpia kasutamine
Küsimus:
Arvutage metaani (CH₄) põlemise reaktsiooni entalpia järgmiste standardsete moodustumise entalpia muutuse andmete põhjal:
– 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 (kuna hapnikgaasil on standardolekus tekkeentalpia 0)
Metaani põlemisreaktsioon:
CH₂(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
Arutelu:
1. Kirjutage üldine reaktsioonikiirus ja moodustumise entalpia:
\[
ΔH_{reaktsioon} = ∑ΔH_{produkt} – ∑ΔH_{reagent}
\]
2. Asendage võrrandisse moodustumise väärtuste standardne entalpia:
\[
ΔH_{reaktsioon} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Asendage teadaolevad väärtused:
\[
ΔH_{reaktsioon} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Üksikasjalikud arvutused:
\[
ΔH_{reaktsioon} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reaktsioon} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reaktsioon} = -890.3 kJ/mol
\]
Seega on metaani põlemisreaktsiooni entalpia muutus -890.3 kJ/mol. Negatiivne väärtus näitab, et reaktsioon on eksotermiline (energiat vabastades).
Näidisülesanne 2: Tuletatud reaktsioonide kasutamine
Küsimus:
Arvutage reaktsiooni entalpia järgmise reaktsiooni jaoks:
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
Arvestades kolme reaktsiooni ja entalpia muutusi järgmiselt:
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
Arutelu:
1. Kirjeldage reaktsiooni lineaarsel kujul, mida saab ümber korraldada:
Sihtmärgi reaktsioon:
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
Sihtreaktsiooni saavutamiseks peame antud reaktsiooni manipuleerima.
2. NH₃-ga seotud reaktsioonide analüüs:
Reaktsioon 2 sisaldab NH₃-d, kuid reaktsiooni eesmärk on NH₃ lagunemine NO-ks ja H₂O-ks. Seega pöörake see reaktsioon tagasi:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. Järgmisena peame vabanema O₂(g)-st:
Selleks kasutame reaktsiooni (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
Selle asemel on vaja 2NO teket. See reaktsioon jääb samaks.
4. Arvutage H₂O(g) entalpia:
Lisage võrrandisse kolm korda pöördreaktsioon (3):
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Saage:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Ühenda ja tasakaalusta võrrandid:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Nende reaktsioonide summeerimisel võime ignoreerida mõlemal poolel esinevaid komponente ja arvutada kogu entalpia.
6. Arvutage kogu entalpia:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O2(g) → 2NH3(g) + O2(g) – O2(g) \nool paremale N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH3(g)
\]
Kogu entalpia:
\[
ΔH_{kokku} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Seega on reaktsiooni N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) ΔH +1810 kJ. Kuna me tahame saada entalpia eraldumist (eksotermiline), muudame saaduse väärtuse negatiivseks:
\[
ΔH_{kokku} = -46 kJ/mol
\]
Sulgemine
See artikkel käsitleb näidisülesandeid, mis rakendavad Hessi seadust reaktsiooni entalpia muutuse arvutamiseks. Loodetavasti mõistavad teoreetilise aluse ja rakendavad näidisülesannetes toodud samme, et lugejad saavad sellest kontseptsioonist kergemini aru ja suudavad seda rakendada erinevates termokeemiliste arvutustega seotud olukordades. Hessi seadus pole oluline mitte ainult akadeemilises keemias, vaid kasulik ka tööstuskeemia uuringutes ja mitmesugustes muudes teaduse ja tehnoloogia rakendustes.
