Exemplos de preguntas sobre a lei de Hess
Pendahuluan
A lei de Hess, que recibe o nome do químico ruso Germain Henri Hess, é un dos principios fundamentais da termodinámica química relativo á enerxía das reaccións químicas. Esta lei establece que a cantidade total de calor (enerxía) producida ou absorbida nunha reacción química non depende da ruta seguida, senón só das condicións iniciais e finais do sistema. Este principio básico é moi útil para calcular a variación de entalpía (ΔH) de reaccións que son difíciles de medir directamente.
A lei de Hess é crucial porque nos permite usar a entalpía estándar de formación ou a variación de entalpía doutra reacción coñecida para atopar a variación de entalpía dunha reacción obxectivo que non se pode medir facilmente. Neste artigo, veremos varios problemas de exemplo e discutiremos a aplicación da lei de Hess.
Teoría básica
A lei de Hess pódese formular en forma matemática do seguinte xeito:
Se unha reacción química pode expresarse en varias etapas, entón a variación total de entalpía (ΔH_total) é a suma das variacións de entalpía (ΔH) de cada etapa. Matematicamente, formúlase como:
ΔH_total = Σ ΔH_etapa
Isto significa que podes atopar a entalpía dunha reacción deste xeito:
“
Reacción A → Produto
|
ΔH1
Reacción B → Produto
|
ΔH2
Entón, ΔH_total (A → Produto) = ΔH1 + ΔH2
“
Antes de entrar nas preguntas de exemplo, hai varios termos que cómpre entender:
1. Entalpía (H): unha medida da enerxía total dun sistema a presión constante.
2. ΔH (cambio de entalpía): cambio de entalpía entre os reactivos e os produtos.
3. Entalpía estándar de formación (ΔHf°): a variación de entalpía cando se forma un mol dun composto a partir dos seus elementos en estados estándar.
Exemplos de preguntas e debate
Pregunta de exemplo 1: Utilización da entalpía de formación
Pregunta:
Calcula a entalpía de reacción para a combustión do metano (CH₄) baseándote nos seguintes datos estándar de cambio de entalpía de formación:
– 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 (porque o osíxeno gasoso no seu estado estándar ten unha entalpía de formación de 0)
Reacción de combustión do metano:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
Debate:
1. Escribe a reacción xeral e a entalpía de formación:
\[
ΔH_{reacción} = ∑ΔH_{produto} – ∑ΔH_{reactivo}
\]
2. Substitúe os valores estándar de entalpía de formación na ecuación:
\[
ΔH_{reacción} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Substitúe os valores coñecidos:
\[
ΔH_{reacción} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Cálculos detallados:
\[
ΔH_{reacción} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reacción} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reacción} = -890.3 kJ/mol
\]
Entón, a variación de entalpía para a reacción de combustión do metano é de -890.3 kJ/mol. Un valor negativo indica que a reacción é exotérmica (liberando enerxía).
Problema de exemplo 2: uso de reaccións derivadas
Pregunta:
Calcula a entalpía de reacción para a seguinte reacción:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Dadas tres reaccións e as seguintes variacións de entalpía:
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
Debate:
1. Describe a reacción nunha forma lineal que se poida reorganizar:
Reacción obxectivo:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Necesitamos manipular a reacción dada para cumprir a reacción obxectivo.
2. Análise de reaccións nas que interveñen NH₃:
A reacción 2 contén NH₃, pero a reacción consiste en descompoñer NH₃ en NO e H₂O. Polo tanto, invértese esta reacción:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. A continuación, precisamos eliminar O₂(g):
Para isto, empregamos a reacción (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
En vez diso, necesitamos que se xere 2NO. Esta reacción segue sendo a mesma.
4. Calcula a entalpía para H₂O(g):
Engade a reacción inversa (3) tres veces á ecuación:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Converterse en:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Combina e axusta as ecuacións:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Ao sumar estas reaccións, podemos ignorar os compoñentes que aparecen en ambos os lados e calcular a entalpía total.
6. Calcula a entalpía total:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH₃(g) + O₂(g) – O₂(g) \rightarrow N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
\]
Entalpía total:
\[
ΔH_{total} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Entón, ΔH para a reacción N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) é +1810 kJ. Dado que queremos obter a entalpía liberada (exotérmica), facemos que o valor do produto sexa negativo:
\[
ΔH_{total} = -46 kJ/mol
\]
Peche
Este artigo trata problemas de exemplo que aplican a lei de Hess para calcular a variación de entalpía dunha reacción. Ao comprender a base teórica e aplicar os pasos dos problemas de exemplo, espérase que os lectores comprendan máis facilmente este concepto e sexan capaces de aplicalo a diversas situacións que impliquen cálculos termoquímicos. A lei de Hess non só é importante na química académica, senón que tamén é útil na investigación química industrial e en varias outras aplicacións na ciencia e a tecnoloxía.
