Beispillfroen zur Diskussioun iwwer d'Hess-Gesetz
Aféierung
D'Hess-Gesetz, benannt nom russesche Chemiker Germain Henri Hess, ass ee vun de Grondprinzipie vun der chemescher Thermodynamik a Bezuch op d'Energie vu chemesche Reaktiounen. Dëst Gesetz seet, datt déi total Quantitéit un Hëtzt (Energie), déi bei enger chemescher Reaktioun produzéiert oder absorbéiert gëtt, net vum gewielte Wee ofhänkt, mä nëmme vun den Ufanks- a Schlussbedingungen vum System. Dëst Grondprinzip ass ganz nëtzlech fir d'Berechnung vun der Enthalpieännerung (ΔH) vu Reaktiounen, déi schwéier direkt ze moossen sinn.
D'Gesetz vum Hess ass entscheedend, well et eis erlaabt, d'Standardenthalpie vun der Bildung oder d'Enthalpieännerung vun enger anerer bekannter Reaktioun ze benotzen, fir d'Enthalpieännerung vun enger Zilreaktioun ze fannen, déi net einfach ze moossen ass. An dësem Artikel wäerte mir eis e puer Beispillproblemer ukucken an d'Uwendung vum Gesetz vum Hess diskutéieren.
Grondtheorie
D'Hess-Gesetz kann mathematesch wéi follegt formuléiert ginn:
Wann eng chemesch Reaktioun a verschiddene Stadien ausgedréckt ka ginn, dann ass déi total Enthalpieännerung (ΔH_total) d'Zomm vun den Enthalpieännerungen (ΔH) vun all Stadium. Mathematesch gëtt se wéi follegt formuléiert:
ΔH_total = Σ ΔH_Stuf
Dëst bedeit datt Dir d'Enthalpie vun enger Reaktioun wéi dës fannt:
""
Reaktioun A → Produkt
|
ΔH1
Reaktioun B → Produkt
|
ΔH2
Dann ass ΔH_total (A → Produkt) = ΔH1 + ΔH2
""
Ier mer op d'Beispillfroen agoen, ginn et e puer Begrëffer, déi verstane musse ginn:
1. Enthalpie (H): E Mooss vun der Gesamtenergie vun engem System ënner konstantem Drock.
2. ΔH (Enthalpieännerung): Ännerung vun der Enthalpie tëscht Reaktanten a Produkter.
3. Standardenthalpie vun der Bildung (ΔHf°): D'Ännerung vun der Enthalpie, wann ee Mol vun enger Verbindung aus hiren Elementer a Standardzoustänn geformt gëtt.
Beispillfroen an Diskussioun
Beispillfro 1: Notzung vun der Enthalpie vun der Bildung
Fro:
Berechent d'Reaktiounsenthalpie fir d'Verbrennung vu Methan (CH₄) op Basis vun de folgende Standardenthalpieännerungsdaten:
– 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 (well Sauerstoffgas a sengem Standardzoustand eng Bildungsenthalpie vun 0 huet)
Reaktioun vun der Methanverbrennung:
CH4(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
Beschte:
1. Schreift déi allgemeng Reaktioun an d'Enthalpie vun der Bildung:
\[
ΔH_{Reaktioun} = ∑ΔH_{Produkt} – ∑ΔH_{Reaktant}
\]
2. Setzt d'Standardenthalpie vun de Formatiounswäerter an d'Equatioun eran:
\[
ΔH_{Reaktioun} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Ersetzt déi bekannt Wäerter:
\[
ΔH_{Reaktioun} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Detailéiert Berechnungen:
\[
ΔH_{Reaktioun} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{Reaktioun} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{Reaktioun} = -890.3 kJ/mol
\]
Also ass d'Enthalpieännerung fir d'Verbrennungsreaktioun vu Methan -890.3 kJ/mol. En negativen Wäert weist datt d'Reaktioun exotherm ass (Energie fräisetzt).
Beispillproblem 2: Benotzung vun ofgeleeten Reaktiounen
Fro:
Berechent d'Reaktiounsenthalpie fir déi folgend Reaktioun:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Gitt dräi Reaktiounen an Enthalpieännerungen wéi follegt:
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
Beschte:
1. Beschreift d'Reaktioun an enger linearer Form, déi nei arrangéiert ka ginn:
Zilreaktioun:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Mir mussen déi gegebene Reaktioun manipuléieren, fir déi Zilreaktioun z'erreechen.
2. Analyse vu Reaktiounen mat NH₃:
Reaktioun 2 enthält NH₃, awer d'Reaktioun besteet doran, NH₃ an NO an H₂O ofzebriechen. Dofir dréit dës Reaktioun ëm:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. Als nächst musse mir O₂(g) lassginn:
Dofir benotze mir d'Reaktioun (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
Mir brauchen amplaz 2NO fir ze generéieren. Dës Reaktioun bleift d'selwecht.
4. Berechent d'Enthalpie fir H₂O(g):
Füügt d'Réckreaktioun (3) dräimol an d'Equatioun bäi:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Ginn:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Kombinéiert a gläicht d'Equatiounen aus:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Wann mir dës Reaktiounen zesummefaassen, kënne mir d'Komponenten, déi op béide Säiten erschéngen, ignoréieren an déi total Enthalpie berechnen.
6. Berechent déi total Enthalpie:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH₃(g) + O₂(g) – O₂(g) \rightarrow N₂(g) + 3H₂(g) → (2NH₃)
\]
Total Enthalpie:
\[
ΔH_{total} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Also, ΔH fir d'Reaktioun N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) ass +1810 kJ. Well mir d'Enthalpie fräisetzen wëllen (exotherm), maache mir de Wäert vum Produkt negativ:
\[
ΔH_{total} = -46 kJ/mol
\]
Ofschloss
Dësen Artikel beschäftegt sech mat Beispillproblemer, déi den Hess-Gesetz uwenden, fir d'Enthalpieännerung vun enger Reaktioun ze berechnen. Wann d'Lieser déi theoretesch Basis verstoen an d'Schrëtt an de Beispillproblemer uwenden, gëtt gehofft, datt si dëst Konzept méi einfach verstoen a fäeg sinn, en op verschidde Situatiounen anzewenden, déi thermochemesch Berechnungen enthalen. Den Hess-Gesetz ass net nëmmen an der akademescher Chimie wichteg, mä och nëtzlech an der industrieller Chimiefuerschung a verschiddenen aneren Uwendungen an der Wëssenschaft an Technologie.
