Foarbyldfragen oer de wet fan Hess
Pendahuluan
De wet fan Hess, neamd nei de Russyske skiekundige Germain Henri Hess, is ien fan 'e fûnemintele prinsipes fan gemyske termodynamika oangeande de enerzjy fan gemyske reaksjes. Dizze wet stelt dat de totale hoemannichte waarmte (enerzjy) dy't produsearre of opnommen wurdt yn in gemyske reaksje net ôfhinklik is fan 'e rûte dy't nommen wurdt, mar allinich fan 'e begjin- en einbetingsten fan it systeem. Dit basisprinsipe is tige nuttich by it berekkenjen fan 'e entalpyferoaring (ΔH) fan reaksjes dy't lestich direkt te mjitten binne.
De wet fan Hess is krúsjaal, om't it ús mooglik makket om de standert enthalpy fan formaasje of de enthalpyferoaring fan in oare bekende reaksje te brûken om de enthalpyferoaring fan in doelreaksje te finen dy't net maklik te mjitten is. Yn dit artikel sille wy nei ferskate foarbyldproblemen sjen en de tapassing fan 'e wet fan Hess beprate.
Basisteory
De wet fan Hess kin yn wiskundige foarm formulearre wurde as folget:
As in gemyske reaksje yn ferskate stadia útdrukt wurde kin, dan is de totale enthalpyferoaring (ΔH_totaal) de som fan 'e enthalpyferoarings (ΔH) fan elke stap. Wiskundich wurdt it formulearre as:
ΔH_totaal = Σ ΔH_stadium
Dit betsjut dat jo de enthalpy fan in reaksje sa fine kinne:
""
Reaksje A → Produkt
|
ΔH1
Reaksje B → Produkt
|
ΔH2
Dan is ΔH_totaal (A → Produkt) = ΔH1 + ΔH2
""
Foardat wy yngeane op 'e foarbyldfragen, binne d'r ferskate termen dy't begrepen wurde moatte:
1. Enthalpy (H): In mjitte fan 'e totale enerzjy fan in systeem ûnder konstante druk.
2. ΔH (Entalpyferoaring): Feroaring yn entalpy tusken reaktanten en produkten.
3. Standert enthalpy fan foarming (ΔHf°): De feroaring yn enthalpy as ien mol fan in ferbining foarme wurdt út syn eleminten yn standerttastannen.
Foarbyldfragen en diskusje
Foarbyldfraach 1: Gebrûk fan entalpy fan formaasje
Fraach:
Berekenje de reaksje-enthalpy foar de ferbaarning fan metaan (CH₄) op basis fan de folgjende standert enthalpyferoaring fan formaasjegegevens:
– 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 (omdat soerstofgas yn syn standerttastân in enthalpy fan foarming fan 0 hat)
Metaanferbaarningsreaksje:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
Diskusje:
1. Skriuw de algemiene reaksje en enthalpy fan formaasje op:
\[
ΔH_{reaksje} = ∑ΔH_{produkt} – ∑ΔH_{reaktant}
\]
2. Ferfange de standert enthalpy fan formaasjewearden yn 'e fergeliking:
\[
ΔH_{reaksje} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Ferfang de bekende wearden:
\[
ΔH_{reaksje} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Detaillearre berekkeningen:
\[
ΔH_{reaksje} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reaksje} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reaksje} = -890.3 kJ/mol
\]
Dat betsjut dat de enthalpyferoaring foar de ferbaarningsreaksje fan metaan -890.3 kJ/mol is. In negative wearde jout oan dat de reaksje eksoterm is (enerzjy frijkomt).
Foarbyldprobleem 2: Gebrûk fan ôflaatde reaksjes
Fraach:
Berekenje de reaksje-enthalpy foar de folgjende reaksje:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Jûn trije reaksjes en entalpyferoarings as folget:
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
Diskusje:
1. Beskriuw de reaksje yn in lineêre foarm dy't opnij rangearre wurde kin:
Doelreaksje:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Wy moatte de opjûne reaksje manipulearje om de doelreaksje te berikken.
2. Analyse fan reaksjes mei NH₃:
Reaksje 2 befettet NH₃, mar de reaksje is om NH₃ ôf te brekken yn NO en H₂O. Kear dêrom dizze reaksje om:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. Folgjende moatte wy O₂(g) kwytreitsje:
Hjirfoar brûke wy reaksje (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
Ynstee dêrfan moatte wy 2NO generearje. Dizze reaksje bliuwt itselde.
4. Bereken de enthalpy foar H₂O(g):
Foegje de omkearde reaksje (3) trije kear ta oan de fergeliking:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Wurde:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Kombinearje en balansearje de fergelikingen:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
By it optellen fan dizze reaksjes kinne wy de komponinten dy't oan beide kanten ferskine negearje en de totale enthalpy berekkenje.
6. Berekenje de totale enthalpy:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH₃(g) + O₂(g) – O₂(g) \rightarrow N₂(g) + 3H₂(g) → (2NH₃)
\]
Totale enthalpy:
\[
ΔH_{totaal} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Dus, ΔH foar de reaksje N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) is +1810 kJ. Omdat wy de enthalpy frijlitten wolle krije (eksoterm), meitsje wy de wearde fan it produkt negatyf:
\[
ΔH_{totaal} = -46 kJ/mol
\]
Penutup
Dit artikel besprekt foarbyldproblemen dy't de wet fan Hess tapasse om de entalpyferoaring fan in reaksje te berekkenjen. Troch de teoretyske basis te begripen en de stappen yn 'e foarbyldproblemen ta te passen, wurdt hope dat lêzers dit konsept makliker begripe en it kinne tapasse op ferskate situaasjes dy't termochemyske berekkeningen omfetsje. De wet fan Hess is net allinich wichtich yn akademyske skiekunde, mar ek nuttich yn yndustriële skiekundeûndersyk en ferskate oare tapassingen yn wittenskip en technology.
