Príklady otázok týkajúcich sa Hessovho zákona
Pendahuluan
Hessov zákon, pomenovaný po ruskom chemikovi Germainovi Henrim Hessovi, je jedným zo základných princípov chemickej termodynamiky týkajúcich sa energie chemických reakcií. Tento zákon hovorí, že celkové množstvo tepla (energie) vyrobeného alebo absorbovaného pri chemickej reakcii nezávisí od zvolenej cesty, ale iba od počiatočných a konečných podmienok systému. Tento základný princíp je veľmi užitočný pri výpočte zmeny entalpie (ΔH) reakcií, ktoré je ťažké priamo merať.
Hessov zákon je kľúčový, pretože nám umožňuje použiť štandardnú entalpiu vzniku reakcie alebo zmenu entalpie inej známej reakcie na zistenie zmeny entalpie cieľovej reakcie, ktorú nie je ľahké merať. V tomto článku sa pozrieme na niekoľko príkladov problémov a budeme diskutovať o použití Hessovho zákona.
Základná teória
Hessov zákon možno matematicky formulovať takto:
Ak možno chemickú reakciu vyjadriť v niekoľkých fázach, potom je celková zmena entalpie (ΔH_total) súčtom zmien entalpie (ΔH) každej fázy. Matematicky sa formuluje ako:
ΔH_celkom = Σ ΣH_stupeň
To znamená, že entalpiu reakcie môžete nájsť takto:
"`
Reakcia A → Produkt
|
ΔH1
Reakcia B → Produkt
|
ΔH2
Potom, ΔH_celkom (A → Súčin) = ΔH1 + ΔH2
"`
Predtým, ako sa pustíme do príkladových otázok, je potrebné pochopiť niekoľko pojmov:
1. Entalpia (H): Miera celkovej energie systému pri konštantnom tlaku.
2. ΔH (zmena entalpie): Zmena entalpie medzi reaktantmi a produktmi.
3. Štandardná entalpia vzniku (ΔHf°): Zmena entalpie, keď sa jeden mól zlúčeniny vytvorí z jej prvkov v štandardnom stave.
Vzorové otázky a diskusia
Príklad otázky 1: Využitie entalpie vzniku
Otázka:
Vypočítajte reakčnú entalpiu spaľovania metánu (CH₄) na základe nasledujúcich štandardných údajov o zmene entalpie vzniku:
– 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 (pretože plynný kyslík v štandardnom stave má entalpiu vzniku 0)
Reakcia spaľovania metánu:
CH4(g) + 202(g) → CO2(g) + 2H20(l)
Diskusia:
1. Napíšte všeobecnú reakciu a entalpiu vzniku:
\[
ΔH_{reakcia} = ∑ΔH_{produkt} – ∑ΔH_{reaktant}
\]
2. Do rovnice dosaďte štandardnú entalpiu formačných hodnôt:
\[
ΔH_{reakcia} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Dosaďte známe hodnoty:
\[
ΔH_{reakcia} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Podrobné výpočty:
\[
ΔH_{reakcia} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reakcia} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reakcia} = -890.3 kJ/mol
\]
Zmena entalpie spaľovacej reakcie metánu je teda -890.3 kJ/mol. Záporná hodnota znamená, že reakcia je exotermická (uvoľňuje sa energia).
Príklad úlohy 2: Použitie odvodených reakcií
Otázka:
Vypočítajte reakčnú entalpiu pre nasledujúcu reakciu:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Vzhľadom na tri reakcie a zmeny entalpie sú nasledovné:
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
Diskusia:
1. Opíšte reakciu v lineárnom tvare, ktorý je možné preskupiť:
Cieľová reakcia:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Musíme manipulovať s danou reakciou, aby sme dosiahli cieľovú reakciu.
2. Analýza reakcií zahŕňajúcich NH₃:
Reakcia 2 obsahuje NH₃, ale reakciou je rozklad NH₃ na NO a H₂O. Preto túto reakciu opakujte:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. Ďalej sa musíme zbaviť O₂(g):
Na to použijeme reakciu (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
Namiesto toho potrebujeme, aby sa vytvoril 2NO. Táto reakcia zostáva rovnaká.
4. Vypočítajte entalpiu pre H₂O(g):
Do rovnice trikrát pridajte spätnú reakciu (3):
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Staňte sa:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Spojte a vyvážte rovnice:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Pri sčítaní týchto reakcií môžeme ignorovať zložky objavujúce sa na oboch stranách a vypočítať celkovú entalpiu.
6. Vypočítajte celkovú entalpiu:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H2(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH3(g) + O₂(g) – O₂(g) \šípka vpravo N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
\]
Celková entalpia:
\[
ΔH_{celkom} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Takže ΔH pre reakciu N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) je +1810 kJ. Keďže chceme dosiahnuť uvoľnenú entalpiu (exotermickú reakciu), hodnotu produktu zapíšeme ako zápornú:
\[
ΔH_{celkom} = -46 kJ/mol
\]
Zatváranie
Tento článok rozoberá príklady úloh, ktoré aplikujú Hessov zákon na výpočet zmeny entalpie reakcie. Dúfame, že pochopením teoretických základov a aplikovaním krokov v príkladoch úloh čitatelia ľahšie pochopia tento koncept a budú ho môcť aplikovať v rôznych situáciách zahŕňajúcich termochemické výpočty. Hessov zákon nie je dôležitý len v akademickej chémii, ale je užitočný aj vo výskume v priemyselnej chémii a rôznych ďalších aplikáciách vo vede a technike.
