Voorbeeldvragen over de wet van Hess
Pendahuluan
De wet van Hess, genoemd naar de Russische chemicus Germain Henri Hess, is een van de fundamentele principes van de chemische thermodynamica met betrekking tot de energie van chemische reacties. Deze wet stelt dat de totale hoeveelheid warmte (energie) die bij een chemische reactie wordt geproduceerd of geabsorbeerd, niet afhangt van de gevolgde route, maar alleen van de begin- en eindcondities van het systeem. Dit basisprincipe is zeer nuttig bij het berekenen van de enthalpieverandering (ΔH) van reacties die moeilijk direct te meten zijn.
De wet van Hess is cruciaal omdat deze ons in staat stelt de standaard vormingsenthalpie of de enthalpieverandering van een andere bekende reactie te gebruiken om de enthalpieverandering van een doelreactie te bepalen die niet gemakkelijk meetbaar is. In dit artikel bekijken we een aantal voorbeeldproblemen en bespreken we de toepassing van de wet van Hess.
Basistheorie
De wet van Hess kan wiskundig als volgt worden geformuleerd:
Als een chemische reactie in meerdere stappen kan worden weergegeven, is de totale enthalpieverandering (ΔH_totaal) de som van de enthalpieveranderingen (ΔH) van elke stap. Mathematisch wordt dit als volgt geformuleerd:
ΔH_totaal = Σ ΔH_stadium
Dit betekent dat je de enthalpie van een reactie als volgt kunt berekenen:
''
Reactie A → Product
|
ΔH1
Reactie B → Product
|
ΔH2
Dan geldt: ΔH_totaal (A → Product) = ΔH1 + ΔH2
''
Voordat we naar de voorbeeldvragen gaan, is het belangrijk om een aantal termen te begrijpen:
1. Enthalpie (H): Een maat voor de totale energie van een systeem onder constante druk.
2. ΔH (enthalpieverandering): Verandering in enthalpie tussen reactanten en producten.
3. Standaard vormingsenthalpie (ΔHf°): De verandering in enthalpie wanneer één mol van een verbinding wordt gevormd uit de elementen in standaardtoestand.
Voorbeeldvragen en discussie
Voorbeeldvraag 1: Gebruik van de vormingsenthalpie
Vraag:
Bereken de reactie-enthalpie voor de verbranding van methaan (CH₄) op basis van de volgende standaardgegevens over de vormingsenthalpie:
– 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 zuurstofgas in zijn standaardtoestand een vormingsenthalpie van 0 heeft)
Methaanverbrandingsreactie:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
Discussie:
1. Schrijf de algemene reactie en de vormingsenthalpie op:
\[
ΔH_{reactie} = ∑ΔH_{product} – ∑ΔH_{reactant}
\]
2. Vervang de standaardwaarden voor de vormingsenthalpie in de vergelijking:
\[
ΔH_{reactie} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Vervang de bekende waarden:
\[
ΔH_{reactie} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Gedetailleerde berekeningen:
\[
ΔH_{reactie} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reactie} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reactie} = -890.3 kJ/mol
\]
De enthalpieverandering voor de verbrandingsreactie van methaan bedraagt dus -890.3 kJ/mol. Een negatieve waarde geeft aan dat de reactie exotherm is (energie vrijgeeft).
Voorbeeldopgave 2: Gebruik van afgeleide reacties
Vraag:
Bereken de reactie-enthalpie voor de volgende reactie:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Gegeven drie reacties en de bijbehorende enthalpieveranderingen:
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
Discussie:
1. Beschrijf de reactie in een lineaire vorm die kan worden herschikt:
Doelreactie:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
We moeten de gegeven reactie manipuleren om de gewenste reactie te bereiken.
2. Analyse van reacties waarbij NH₃ betrokken is:
Reactie 2 bevat NH₃, maar de reactie is bedoeld om NH₃ af te breken tot NO en H₂O. Keer deze reactie daarom om:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. Vervolgens moeten we O₂(g) verwijderen:
Hiervoor gebruiken we reactie (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
In plaats daarvan moet er 2NO worden gevormd. Deze reactie blijft hetzelfde.
4. Bereken de enthalpie voor H₂O(g):
Voeg de omgekeerde reactie (3) driemaal toe aan de vergelijking:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Worden:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Combineer en breng de vergelijkingen in evenwicht:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Bij het optellen van deze reacties kunnen we de componenten die aan beide zijden voorkomen negeren en de totale enthalpie berekenen.
6. Bereken de totale enthalpie:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH₃(g) + O₂(g) – O₂(g) \rightarrow N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
\]
Totale enthalpie:
\[
ΔH_{totaal} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
De ΔH voor de reactie N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) is dus +1810 kJ. Omdat we de vrijgekomen enthalpie (exotherm) willen berekenen, maken we de waarde van het product negatief:
\[
ΔH_{totaal} = -46 kJ/mol
\]
Sluitend
Dit artikel bespreekt voorbeeldproblemen waarin de wet van Hess wordt toegepast om de enthalpieverandering van een reactie te berekenen. Door de theoretische basis te begrijpen en de stappen in de voorbeeldproblemen toe te passen, hopen we dat lezers dit concept gemakkelijker zullen begrijpen en het kunnen toepassen in diverse situaties met thermochemische berekeningen. De wet van Hess is niet alleen belangrijk in de academische chemie, maar ook nuttig in industrieel chemisch onderzoek en diverse andere toepassingen in wetenschap en technologie.
