Primeri vprašanj o Hessovem zakonu
Uvod
Hessov zakon, poimenovan po ruskem kemiku Germainu Henriju Hessu, je eno temeljnih načel kemijske termodinamike, ki se nanaša na energijo kemijskih reakcij. Ta zakon pravi, da skupna količina toplote (energije), proizvedene ali absorbirane v kemijski reakciji, ni odvisna od izbrane poti, temveč le od začetnih in končnih pogojev sistema. To osnovno načelo je zelo uporabno pri izračunu spremembe entalpije (ΔH) reakcij, ki jih je težko neposredno izmeriti.
Hessov zakon je ključnega pomena, ker nam omogoča, da uporabimo standardno entalpijo nastanka ali spremembo entalpije druge znane reakcije za določitev spremembe entalpije ciljne reakcije, ki je ni enostavno izmeriti. V tem članku si bomo ogledali več primerov problemov in razpravljali o uporabi Hessovega zakona.
Osnovna teorija
Hessov zakon lahko v matematični obliki formuliramo takole:
Če lahko kemijsko reakcijo izrazimo v več fazah, potem je skupna sprememba entalpije (ΔH_total) vsota sprememb entalpije (ΔH) vsake faze. Matematično je formulirana kot:
ΔH_skupaj = Σ ΔH_stopnja
To pomeni, da lahko entalpijo reakcije najdete takole:
""
Reakcija A → Produkt
|
ΔH1
Reakcija B → Produkt
|
ΔH2
Potem je ΔH_total (A → Produkt) = ΔH1 + ΔH2
""
Preden se lotimo primerov vprašanj, je treba razumeti nekaj izrazov:
1. Entalpija (H): Mera celotne energije sistema pod konstantnim tlakom.
2. ΔH (sprememba entalpije): Sprememba entalpije med reaktanti in produkti.
3. Standardna entalpija tvorbe (ΔHf°): Sprememba entalpije, ko se iz njenih elementov v standardnih agregatnih stanjih tvori en mol spojine.
Vzorčna vprašanja in razprava
Primer vprašanja 1: Izkoriščanje entalpije nastajanja
Vprašanje:
Izračunajte reakcijsko entalpijo za zgorevanje metana (CH₄) na podlagi naslednjih podatkov o spremembi standardne entalpije nastanka:
– 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 (ker ima kisik v standardnem stanju entalpijo tvorbe 0)
Reakcija zgorevanja metana:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
Razprava:
1. Zapišite splošno reakcijo in entalpijo tvorbe:
\[
ΔH_{reakcija} = ∑ΔH_{produkt} – ∑ΔH_{reaktant}
\]
2. V enačbo nadomestite standardno entalpijo formacijskih vrednosti:
\[
ΔH_{reakcija} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Nadomestite znane vrednosti:
\[
ΔH_{reakcija} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Podrobni izračuni:
\[
ΔH_{reakcija} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reakcija} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reakcija} = -890.3 kJ/mol
\]
Torej je sprememba entalpije za reakcijo zgorevanja metana -890.3 kJ/mol. Negativna vrednost pomeni, da je reakcija eksotermna (sprošča energijo).
Primer problema 2: Uporaba izpeljanih reakcij
Vprašanje:
Izračunajte reakcijsko entalpijo za naslednjo reakcijo:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH3(g)
Glede na tri reakcije in spremembe entalpije, kot sledi:
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
Razprava:
1. Reakcijo opišite v linearni obliki, ki jo je mogoče preurediti:
Ciljna reakcija:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH3(g)
Dano reakcijo moramo manipulirati, da dosežemo ciljno reakcijo.
2. Analiza reakcij, ki vključujejo NH₃:
Reakcija 2 vsebuje NH₃, vendar gre pri reakciji za razgradnjo NH₃ v NO in H₂O. Zato ponovimo to reakcijo v obratnem vrstnem redu:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. Nato se moramo znebiti O₂(g):
Za to uporabimo reakcijo (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
Namesto tega potrebujemo nastanek 2NO. Ta reakcija ostaja enaka.
4. Izračunajte entalpijo za H₂O(g):
V enačbo trikrat dodajte obratno reakcijo (3):
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Postanite:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Združite in uravnotežite enačbe:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Pri seštevanju teh reakcij lahko prezremo komponente, ki se pojavljajo na obeh straneh, in izračunamo skupno entalpijo.
6. Izračunajte skupno entalpijo:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH3(g) + O₂(g) – O₂(g) \rightarrow N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH3(g)
\]
Skupna entalpija:
\[
ΔH_{skupaj} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Torej je ΔH za reakcijo N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) +1810 kJ. Ker želimo doseči sproščeno entalpijo (eksotermno reakcijo), vrednost produkta nastavimo na negativno:
\[
ΔH_{skupaj} = -46 kJ/mol
\]
Zapiranje
Ta članek obravnava primere nalog, ki uporabljajo Hessov zakon za izračun spremembe entalpije reakcije. Z razumevanjem teoretičnih osnov in uporabo korakov v primerih nalog upamo, da bodo bralci lažje razumeli ta koncept in ga znali uporabiti v različnih situacijah, ki vključujejo termokemijske izračune. Hessov zakon ni pomemben le v akademski kemiji, temveč je uporaben tudi pri raziskavah industrijske kemije in različnih drugih aplikacijah v znanosti in tehnologiji.
