Hesa likuma apspriešanas jautājumu piemēri
Pendahuluan
Hesa likums, kas nosaukts krievu ķīmiķa Žermēna Anrī Hesa vārdā, ir viens no ķīmiskās termodinamikas pamatprincipiem, kas attiecas uz ķīmisko reakciju enerģiju. Šis likums nosaka, ka kopējais ķīmiskajā reakcijā saražotā vai absorbētā siltuma (enerģijas) daudzums nav atkarīgs no izvēlētā ceļa, bet tikai no sistēmas sākotnējiem un beigu nosacījumiem. Šis pamatprincips ir ļoti noderīgs, lai aprēķinātu entalpijas izmaiņas (ΔH) reakcijām, kuras ir grūti izmērīt tieši.
Hesa likums ir ļoti svarīgs, jo tas ļauj mums izmantot standarta veidošanās entalpiju vai citas zināmas reakcijas entalpijas izmaiņas, lai atrastu mērķa reakcijas entalpijas izmaiņas, kuras nav viegli izmērīt. Šajā rakstā mēs aplūkosim vairākus piemērus problēmām un apspriedīsim Hesa likuma piemērošanu.
Pamata teorija
Hesa likumu matemātiskā formā var formulēt šādi:
Ja ķīmisko reakciju var izteikt vairākos posmos, tad kopējā entalpijas izmaiņa (ΔH_kopējā) ir katra posma entalpijas izmaiņu (ΔH) summa. Matemātiski to formulē šādi:
ΔH_kopējais = Σ ΔH_pakāpe
Tas nozīmē, ka jūs varat atrast šādas reakcijas entalpiju:
“
Reakcija A → Produkts
|
ΔH1
Reakcija B → Produkts
|
ΔH2
Tad ΔH_kopējais (A → Produkts) = ΔH1 + ΔH2
“
Pirms pievērsties piemēru jautājumiem, ir jāsaprot vairāki termini:
1. Entalpija (H): Sistēmas kopējās enerģijas mērs pastāvīgā spiedienā.
2. ΔH (entalpijas izmaiņa): Entalpijas izmaiņa starp reaģentiem un produktiem.
3. Standarta veidošanās entalpija (ΔHf°): Entalpijas izmaiņa, kad no tā elementiem standarta stāvokļos veidojas viens mols savienojuma.
Parauga jautājumi un diskusija
1. piemēra jautājums: veidošanās entalpijas izmantošana
Jautājums:
Aprēķiniet metāna (CH₄) sadegšanas reakcijas entalpiju, pamatojoties uz šādiem standarta veidošanās entalpijas izmaiņu datiem:
– 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 (jo skābekļa gāzes veidošanās entalpija standarta stāvoklī ir 0)
Metāna sadegšanas reakcija:
CH₂(g) + 2O2(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
Diskusija:
1. Uzrakstiet vispārējo veidošanās reakciju un entalpiju:
\[
ΔH_{reakcija} = ∑ΔH_{produkts} – ∑ΔH_{reaģents}
\]
2. Aizstājiet veidošanās vērtību standarta entalpiju vienādojumā:
\[
ΔH_{reakcija} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Aizstājiet zināmās vērtības:
\[
ΔH_{reakcija} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Detalizēti aprēķini:
\[
ΔH_{reakcija} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reakcija} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reakcija} = -890.3 kJ/mol
\]
Tātad, metāna sadegšanas reakcijas entalpijas izmaiņa ir -890.3 kJ/mol. Negatīva vērtība norāda, ka reakcija ir eksotermiska (atbrīvo enerģiju).
2. uzdevuma piemērs: atvasinātu reakciju izmantošana
Jautājums:
Aprēķiniet reakcijas entalpiju šādai reakcijai:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH3(g)
Dotas trīs reakcijas un entalpijas izmaiņas šādi:
1. N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
2. 2NH₃(g) + O₂(g) → 2NO₂(g) + 3H₂O(g), ΔH = -904 kJ
3. H₂(g) + 1/2 O₂(g) → H₂O(g), ΔH = -242 kJ
Diskusija:
1. Aprakstiet reakciju lineārā formā, ko var pārkārtot:
Mērķa reakcija:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH3(g)
Mums ir jāmanipulē ar doto reakciju, lai sasniegtu mērķa reakciju.
2. Reakciju, kurās iesaistīts NH₃, analīze:
2. reakcija satur NH₃, bet reakcijas mērķis ir sadalīt NH₃ NO un H₂O. Tāpēc apgrieziet šo reakciju:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. Tālāk mums jāatbrīvojas no O₂(g):
Šim nolūkam mēs izmantojam reakciju (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
Tā vietā mums ir nepieciešams ģenerēt 2NO. Šī reakcija paliek nemainīga.
4. Aprēķiniet H₂O(g) entalpiju:
Pievienojiet vienādojumam trīs reizes apgriezto reakciju (3):
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Kļūsti par:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Apvienojiet un līdzsvarojiet vienādojumus:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Summējot šīs reakcijas, mēs varam ignorēt abās pusēs redzamās komponentes un aprēķināt kopējo entalpiju.
6. Aprēķiniet kopējo entalpiju:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O2(g) → 2NH3(g) + O2(g) – O2(g) \labā bultiņa N2(g) + 3H₂(g) → 2NH3(g)
\]
Kopējā entalpija:
\[
ΔH_{kopējais} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Tātad, ΔH reakcijai N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) ir +1810 kJ. Tā kā mēs vēlamies atbrīvot entalpiju (eksotermisku reakciju), mēs produkta vērtību padarām negatīvu:
\[
ΔH_{kopējais} = -46 kJ/mol
\]
Pennutup
Šajā rakstā ir aplūkoti uzdevumu piemēri, kuros Hesa likums tiek piemērots reakcijas entalpijas izmaiņu aprēķināšanai. Izprotot teorētisko pamatu un pielietojot uzdevumu piemērus, cerams, ka lasītāji vieglāk izpratīs šo koncepciju un spēs to pielietot dažādās situācijās, kas saistītas ar termoķīmiskajiem aprēķiniem. Hesa likums ir svarīgs ne tikai akadēmiskajā ķīmijā, bet arī noderīgs rūpnieciskās ķīmijas pētījumos un dažādos citos zinātnes un tehnoloģiju pielietojumos.
