Exempelfrågor som diskuterar Hess lag
Pendahuluan
Hess lag, uppkallad efter den ryske kemisten Germain Henri Hess, är en av de grundläggande principerna inom kemisk termodynamik som rör energin i kemiska reaktioner. Denna lag säger att den totala mängden värme (energi) som produceras eller absorberas i en kemisk reaktion inte beror på vilken väg som används utan endast på systemets initiala och slutliga förhållanden. Denna grundläggande princip är mycket användbar för att beräkna entalpiförändringen (ΔH) för reaktioner som är svåra att mäta direkt.
Hess lag är avgörande eftersom den låter oss använda standardbildningsentalpin eller entalpiförändringen för en annan känd reaktion för att hitta entalpiförändringen för en målreaktion som inte är lätt mätbar. I den här artikeln kommer vi att titta på flera exempelproblem och diskutera tillämpningen av Hess lag.
Grundläggande teori
Hess lag kan formuleras matematiskt enligt följande:
Om en kemisk reaktion kan uttryckas i flera steg, är den totala entalpiförändringen (ΔH_total) summan av entalpiförändringarna (ΔH) för varje steg. Matematiskt formuleras den som:
ΔH_total = Σ ΔH_steg
Det betyder att du kan hitta entalpin för en reaktion så här:
”'
Reaktion A → Produkt
|
ΔH1
Reaktion B → Produkt
|
ΔH2
Då är ΔH_total (A → Produkt) = ΔH1 + ΔH2
”'
Innan vi går in på exempelfrågorna finns det flera termer som behöver förstås:
1. Entalpi (H): Ett mått på den totala energin i ett system under konstant tryck.
2. ΔH (Entalpiförändring): Förändring i entalpi mellan reaktanter och produkter.
3. Standardbildningsentalpi (ΔHf°): Förändringen i entalpi när en mol av en förening bildas från dess element i standardtillstånd.
Exempel på Soal och Pembahasan
Exempelfråga 1: Utnyttjande av bildningsentalpi
Fråga:
Beräkna reaktionsentalpin för förbränningen av metan (CH₄) baserat på följande standarddata för entalpiförändring av bildning:
– 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 (eftersom syrgas i sitt standardtillstånd har en bildningsentalpi på 0)
Metanförbränningsreaktion:
CH2(g) + 2OXNUMX(g) → COXNUMX(g) + XNUMXHXNUMXO(l)
Diskussion:
1. Skriv den allmänna reaktionen och entalpin för bildning:
\[
ΔH_{reaktion} = ∑ΔH_{produkt} – ∑ΔH_{reaktant}
\]
2. Ersätt standardentalpin för formationsvärden i ekvationen:
\[
ΔH_{reaktion} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Ersätt de kända värdena:
\[
ΔH_{reaktion} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Detaljerade beräkningar:
\[
ΔH_{reaktion} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reaktion} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reaktion} = -890.3 kJ/mol
\]
Så är entalpiförändringen för förbränningsreaktionen av metan -890.3 kJ/mol. Ett negativt värde indikerar att reaktionen är exoterm (frigör energi).
Exempelproblem 2: Användning av härledda reaktioner
Fråga:
Beräkna reaktionsentalpin för följande reaktion:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Givet tre reaktioner och entalpiförändringar enligt följande:
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
Diskussion:
1. Beskriv reaktionen i en linjär form som kan omordnas:
Målreaktion:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Vi måste manipulera den givna reaktionen för att uppnå målreaktionen.
2. Analys av reaktioner som involverar NH₃:
Reaktion 2 innehåller NH₃, men reaktionen går ut på att bryta ner NH₃ till NO och H₂O. Reversera därför reaktionen:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. Sedan behöver vi göra oss av med O₂(g):
För detta använder vi reaktion (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
Istället behöver vi generera 2NO. Reaktionen förblir densamma.
4. Beräkna entalpin för H₂O(g):
Lägg till den omvända reaktionen (3) tre gånger i ekvationen:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Bli:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Kombinera och balansera ekvationerna:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
När vi summerar dessa reaktioner kan vi ignorera komponenterna som förekommer på båda sidor och beräkna den totala entalpin.
6. Beräkna den totala entalpin:
\[
N2(g) + 3 H2O(g) – 3H2(g) – 3/2 O2(g) → 2NH3(g) + O₂(g) – O₂(g) \högerpil N2(g) + 3H₂(g) →(2NH₃)
\]
Total entalpi:
\[
ΔH_{totalt} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Så, ΔH för reaktionen N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) är +1810 kJ. Eftersom vi vill frigöra entalpin (exotermisk) gör vi produktens värde negativt:
\[
ΔH_{totalt} = -46 kJ/mol
\]
Stängning
Den här artikeln diskuterar exempelproblem som tillämpar Hess lag för att beräkna entalpiförändringen i en reaktion. Genom att förstå den teoretiska grunden och tillämpa stegen i exempelproblemen hoppas man att läsarna lättare ska förstå detta koncept och kunna tillämpa det i olika situationer som involverar termokemiska beräkningar. Hess lag är inte bara viktig inom akademisk kemi utan också användbar inom industriell kemiforskning och olika andra tillämpningar inom vetenskap och teknik.
