Пример питања о Хесовом закону
Пендахулуан
Хесов закон, назван по руском хемичару Жермену Анрију Хесу, један је од основних принципа хемијске термодинамике који се односи на енергију хемијских реакција. Овај закон каже да укупна количина топлоте (енергије) произведене или апсорбоване у хемијској реакцији не зависи од изабраног пута, већ само од почетних и коначних услова система. Овај основни принцип је веома користан за израчунавање промене енталпије (ΔH) реакција које је тешко директно измерити.
Хесов закон је кључан јер нам омогућава да користимо стандардну енталпију формирања или промену енталпије друге познате реакције да бисмо пронашли промену енталпије циљне реакције коју није лако измерити. У овом чланку ћемо погледати неколико примера проблема и разговарати о примени Хесовог закона.
Основна теорија
Хесов закон се може математички формулисати на следећи начин:
Ако се хемијска реакција може изразити у неколико фаза, онда је укупна промена енталпије (ΔH_total) збир промена енталпије (ΔH) сваке фазе. Математички, формулише се као:
ΔH_укупно = Σ ΣH_стадијум
То значи да можете пронаћи енталпију реакције овако:
„`
Реакција А → Производ
|
ΔH1
Реакција Б → Производ
|
ΔH2
Тада, ΔH_укупно (A → Производ) = ΔH1 + ΔH2
„`
Пре него што пређемо на примере питања, потребно је разумети неколико појмова:
1. Енталпија (H): Мера укупне енергије система под константним притиском.
2. ΔH (Промена енталпије): Промена енталпије између реактаната и производа.
3. Стандардна енталпија формирања (ΔHf°): Промена енталпије када се један мол једињења формира из његових елемената у стандардним стањима.
Цонтох Соал и Пембахасан
Пример питања 1: Искоришћење енталпије формирања
Питање:
Израчунајте енталпију реакције за сагоревање метана (CH₄) на основу следећих података о промени стандардне енталпије формирања:
– 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 (јер кисеоник у свом стандардном стању има енталпију формирања од 0)
Реакција сагоревања метана:
ЦХ₄(г) + 2О₂(г) → ЦО2(г) + 2Х2О(л)
пембахасан:
1. Напишите општу реакцију и енталпију формирања:
\[
ΔH_{реакција} = ∑ΔH_{производ} – ∑ΔH_{реактант}
\]
2. У једначину унесите стандардну енталпију формационих вредности:
\[
ΔH_{реакција} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Замените познате вредности:
\[
ΔH_{реакција} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Детаљни прорачуни:
\[
ΔH_{реакција} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{реакција} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{реакција} = -890.3 kJ/mol
\]
Дакле, промена енталпије за реакцију сагоревања метана је -890.3 kJ/mol. Негативна вредност указује на то да је реакција егзотермна (ослобађање енергије).
Пример проблема 2: Коришћење изведених реакција
Питање:
Израчунајте енталпију реакције за следећу реакцију:
Н₂(г) + 3Х2(г) → 2НХ3(г)
Дате су три реакције и промене енталпије на следећи начин:
1. N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
2. 2NH₃(г) + O₂(г) → 2NO(г) + 3H₂O(г), ΔH = -904 kJ
3. H₂(g) + 1/2 O₂(g) → H₂O(g), ΔH = -242 kJ
пембахасан:
1. Опишите реакцију у линеарном облику који се може преуредити:
Циљна реакција:
Н₂(г) + 3Х2(г) → 2НХ3(г)
Морамо манипулисати датом реакцијом да бисмо испунили циљну реакцију.
2. Анализа реакција које укључују NH₃:
Реакција 2 садржи NH₃, али реакција је разлагање NH₃ на NO и H₂O. Стога, обрните ову реакцију:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. Затим, морамо се решити O₂(g):
За ово користимо реакцију (1):
N₂(г) + O₂(г) → 2NO(г), ΔH = 180 kJ
Уместо тога, потребно је да се генерише 2NO. Ова реакција остаје иста.
4. Израчунајте енталпију за H₂O(g):
Додајте обрнуту реакцију (3) три пута у једначину:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Постани:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Спојите и уравнотежите једначине:
\[
N₂(г) + O₂(г) → 2NO(г), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Када сабирамо ове реакције, можемо занемарити компоненте које се појављују са обе стране и израчунати укупну енталпију.
6. Израчунајте укупну енталпију:
\[
Н₂(г) + 3 Х₂О(г) – 3Х₂(г) – 3/2 О₂(г) → 2НХ3(г) + О₂(г) – О₂(г) \ригхтарров Н₂(г) + 3Х₂(г) → 2НХ₃(г)
\]
Укупна енталпија:
\[
ΔH_{укупно} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Дакле, ΔH за реакцију N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) је +1810kJ. Пошто желимо да се ослободи енталпија (егзотермна реакција), вредност производа стављамо у негативну вредност:
\[
ΔH_{укупно} = -46 kJ/mol
\]
Пенутуп
Овај чланак разматра примере проблема који примењују Хесов закон за израчунавање промене енталпије реакције. Разумевањем теоријске основе и применом корака у примерима проблема, надамо се да ће читаоци лакше схватити овај концепт и бити у могућности да га примене на различите ситуације које укључују термохемијска прорачуна. Хесов закон није важан само у академској хемији, већ је користан и у истраживањима индустријске хемије и разним другим применама у науци и технологији.
