Eksempelspørsmål som diskuterer Hess' lov
Pendahuluan
Hess' lov, oppkalt etter den russiske kjemikeren Germain Henri Hess, er et av de grunnleggende prinsippene i kjemisk termodynamikk knyttet til energien i kjemiske reaksjoner. Denne loven sier at den totale mengden varme (energi) som produseres eller absorberes i en kjemisk reaksjon ikke avhenger av hvilken rute som tas, men bare av systemets start- og sluttbetingelser. Dette grunnleggende prinsippet er svært nyttig for å beregne entalpiendringen (ΔH) i reaksjoner som er vanskelige å måle direkte.
Hess' lov er avgjørende fordi den lar oss bruke standard dannelsesentalpi eller entalpiendringen til en annen kjent reaksjon for å finne entalpiendringen til en målreaksjon som ikke er lett å måle. I denne artikkelen skal vi se på flere eksempelproblemer og diskutere anvendelsen av Hess' lov.
Grunnleggende teori
Hess' lov kan formuleres i matematisk form som følger:
Hvis en kjemisk reaksjon kan uttrykkes i flere trinn, er den totale entalpiendringen (ΔH_total) summen av entalpiendringene (ΔH) i hvert trinn. Matematisk formuleres det som:
ΔH_total = Σ ΔH_trinn
Dette betyr at du kan finne entalpien til en reaksjon slik:
“
Reaksjon A → Produkt
|
ΔH1
Reaksjon B → Produkt
|
ΔH2
Da er ΔH_total (A → Produkt) = ΔH1 + ΔH2
“
Før vi går inn på eksempelspørsmålene, er det flere begreper som må forstås:
1. Entalpi (H): Et mål på den totale energien til et system under konstant trykk.
2. ΔH (Entalpiendring): Endring i entalpi mellom reaktanter og produkter.
3. Standard dannelsesentalpi (ΔHf°): Endringen i entalpi når ett mol av en forbindelse dannes fra dens elementer i standardtilstander.
Eksempel på hva som skjer i fremtiden
Eksempelspørsmål 1: Utnyttelse av formasjonsentalpi
Spørsmål:
Beregn reaksjonsentalpien for forbrenning av metan (CH₄) basert på følgende standard entalpiendringsdata for formasjon:
– 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 (fordi oksygengass i standardtilstand har en dannelsesentalpi på 0)
Metanforbrenningsreaksjon:
CH2(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + XNUMXH₂O(l)
Diskusjon:
1. Skriv den generelle reaksjonen og entalpien for dannelsen:
\[
ΔH_{reaksjon} = ∑ΔH_{produkt} – ∑ΔH_{reaktant}
\]
2. Sett inn standardentalpien av formasjonsverdier i ligningen:
\[
ΔH_{reaksjon} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Sett inn de kjente verdiene:
\[
ΔH_{reaksjon} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Detaljerte beregninger:
\[
ΔH_{reaksjon} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reaksjon} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reaksjon} = -890.3 kJ/mol
\]
Så entalpiendringen for forbrenningsreaksjonen av metan er -890.3 kJ/mol. En negativ verdi indikerer at reaksjonen er eksoterm (frigjør energi).
Eksempelproblem 2: Bruk av avledede reaksjoner
Spørsmål:
Beregn reaksjonsentalpien for følgende reaksjon:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Gitt tre reaksjoner og entalpiendringer som følger:
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
Diskusjon:
1. Beskriv reaksjonen i en lineær form som kan omordnes:
Målreaksjon:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Vi må manipulere den gitte reaksjonen for å oppnå målreaksjonen.
2. Analyse av reaksjoner som involverer NH₃:
Reaksjon 2 inneholder NH₃, men reaksjonen går ut på å bryte ned NH₃ til NO og H₂O. Reverser derfor denne reaksjonen:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. Deretter må vi kvitte oss med O₂(g):
For dette bruker vi reaksjon (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
I stedet trenger vi at det genereres 2NO. Denne reaksjonen forblir den samme.
4. Beregn entalpien for H₂O(g):
Legg den reverserte reaksjonen (3) tre ganger inn i ligningen:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Bli:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Kombiner og balanser likningene:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Når vi summerer disse reaksjonene, kan vi ignorere komponentene som vises på begge sider og beregne den totale entalpien.
6. Beregn den totale entalpien:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH₃(g) + O₂(g) – O₂(g) \høyrepil N₂(g) + 3H₂(g) →(2NH₃)
\]
Total entalpi:
\[
ΔH_{total} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Så er ΔH for reaksjonen N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) +1810 kJ. Siden vi ønsker å få frigjort entalpien (eksoterm), gjør vi verdien av produktet negativ:
\[
ΔH_{total} = -46 kJ/mol
\]
Lukking
Denne artikkelen diskuterer eksempelproblemer som anvender Hess' lov til å beregne entalpiendringen i en reaksjon. Ved å forstå det teoretiske grunnlaget og anvende trinnene i eksempelproblemene, håpes det at leserne lettere vil forstå dette konseptet og kunne anvende det i ulike situasjoner som involverer termokjemiske beregninger. Hess' lov er ikke bare viktig i akademisk kjemi, men også nyttig i industriell kjemiforskning og diverse andre anvendelser innen vitenskap og teknologi.
