Hess-en legea eztabaidatzen duten galdera-adibideak
Pendahuluan
Hess-en legea, Germain Henri Hess errusiar kimikariaren omenez izendatua, termodinamika kimikoaren oinarrizko printzipioetako bat da, erreakzio kimikoen energiarekin lotuta. Lege honek dio erreakzio kimiko batean sortutako edo xurgatutako bero (energia) kopuru osoa ez dela hartutako ibilbidearen araberakoa, baizik eta sistemaren hasierako eta azken baldintzen araberakoa soilik. Oinarrizko printzipio hau oso erabilgarria da zuzenean neurtzea zaila den erreakzioen entalpia aldaketa (ΔH) kalkulatzeko.
Hess-en legea funtsezkoa da, erraz neurtzen ez den erreakzio baten entalpia-aldaketa aurkitzeko eraketa-entalpia estandarra edo beste erreakzio ezagun baten entalpia-aldaketa erabiltzeko aukera ematen digulako. Artikulu honetan, hainbat arazo-adibide aztertuko ditugu eta Hess-en legearen aplikazioa eztabaidatuko dugu.
Oinarrizko teoria
Hess-en legea honela formulatu daiteke matematikoki:
Erreakzio kimiko bat hainbat etapatan adieraz badaiteke, orduan entalpia-aldaketa osoa (ΔH_guztira) etapa bakoitzeko entalpia-aldaketen (ΔH) batura da. Matematikoki, honela formulatzen da:
ΔH_guztira = Σ ΔH_etapa
Horrek esan nahi du erreakzio baten entalpia honela aurki dezakezula:
"`
A erreakzioa → Produktua
|
ΔH1
B erreakzioa → Produktua
|
ΔH2
Orduan, ΔH_guztira (A → Produktua) = ΔH1 + ΔH2
"`
Adibide-galderetan sartu aurretik, ulertu beharreko hainbat termino daude:
1. Entalpia (H): Presio konstantepean dagoen sistema baten energia osoaren neurria.
2. ΔH (Entalpia aldaketa): Erreaktiboen eta produktuen arteko entalpiaren aldaketa.
3. Formazio-entalpia estandarra (ΔHf°): Konposatu baten mol bat bere elementuetatik egoera estandarretan eratzen denean entalpiaren aldaketa.
Galdera eta eztabaida adibideak
1. galderaren adibidea: Formazio-entalpiaren erabilera
Galdera:
Kalkulatu metanoaren (CH₄) errekuntzarako erreakzio-entalpia, honako eraketa-entalpia-aldaketa estandarraren datuetan oinarrituta:
– 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 (oxigeno gasak bere egoera estandarrean 0 eraketa-entalpia duelako)
Metanoaren errekuntza-erreakzioa:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
Eztabaida:
1. Idatzi erreakzio orokorra eta eraketa-entalpia:
\[
ΔH_{erreakzioa} = ∑ΔH_{produktua} – ∑ΔH_{erreaktibo}
\]
2. Ordezkatu eraketa-balioen entalpia estandarra ekuazioan:
\[
ΔH_{erreakzioa} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Ordezkatu balio ezagunak:
\[
ΔH_{erreakzioa} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Kalkulu zehatzak:
\[
ΔH_{erreakzioa} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{erreakzioa} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_erreakzioa = -890.3 kJ/mol
\]
Beraz, metanoaren errekuntza-erreakziorako entalpia-aldaketa -890.3 kJ/mol da. Balio negatibo batek erreakzioa exotermikoa dela adierazten du (energia askatzen du).
2. arazoaren adibidea: erreakzio deribatuak erabiltzea
Galdera:
Kalkulatu hurrengo erreakziorako erreakzio-entalpia:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Emanik hiru erreakzio eta entalpia-aldaketa hauek:
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
Eztabaida:
1. Deskribatu erreakzioa forma lineal batean, berrantolatu daitekeen moduan:
Helburuko erreakzioa:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Erreakzio hori manipulatu behar dugu helburuko erreakzioa lortzeko.
2. NH₃-rekin lotutako erreakzioen analisia:
2. erreakzioak NH₃ dauka, baina erreakzioa NH₃ NO eta H₂O bihurtzea da. Beraz, alderantzikatu erreakzio hau:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. Ondoren, O₂(g) kendu behar dugu:
Horretarako, (1) erreakzioa erabiltzen dugu:
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
Horren ordez, 2NO sortu behar dugu. Erreakzio hau berdina izaten jarraitzen du.
4. Kalkulatu H₂O(g)-ren entalpia:
Gehitu alderantzizko erreakzioa (3) hiru aldiz ekuazioan:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Bihurtu:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Konbinatu eta orekatu ekuazioak:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Erreakzio hauek batutzerakoan, bi aldeetan agertzen diren osagaiak alde batera utzi eta entalpia totala kalkula dezakegu.
6. Kalkulatu entalpia osoa:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH₃(g) + O₂(g) – O₂(g) \rightarrow N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
\]
Entalpia osoa:
\[
ΔH_{guztira} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Beraz, N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) erreakzioaren ΔH +1810kJ da. Askapen entalpia lortu nahi dugunez (exotermikoa), produktuaren balioa negatiboa bihurtzen dugu:
\[
ΔH_{guztira} = -46 kJ/mol
\]
Itxiera
Artikulu honek erreakzio baten entalpia-aldaketa kalkulatzeko Hess-en legea aplikatzen duten adibide-problemak aztertzen ditu. Oinarri teorikoa ulertuz eta adibide-problemetako urratsak aplikatuz, espero da irakurleek kontzeptu hau errazago ulertuko dutela eta kalkulu termokimikoak dakartzaten hainbat egoeratan aplikatu ahal izango dutela. Hess-en legea ez da soilik garrantzitsua kimika akademikoan, baita erabilgarria ere industria-kimikako ikerketan eta zientzia eta teknologiako beste hainbat aplikaziotan.
