בייַשפּיל פֿראַגעס וועגן העס'ס געזעץ
הקדמה
העס'ס געזעץ, גערופן נאך דעם רוסישן כעמיקער זשערמאן הענרי העס, איז איינער פון די יסודות'דיגע פרינציפן פון כעמישע טערמאדינאמיק וואס האט צו טון מיט דער ענערגיע פון כעמישע רעאקציעס. דער געזעץ זאגט אז די גאנצע מאס היץ (ענערגיע) וואס ווערט פראדוצירט אדער אבזארבירט אין א כעמישע רעאקציע איז נישט אפהענגיק פון דעם וועג וואס מען נעמט נאר פון די אנפאנגס- און לעצטע באדינגונגען פון דער סיסטעם. דער יסודות'דיגער פרינציפ איז זייער נוצלעך אין אויסרעכענען די ענטהאלפי ענדערונג (ΔH) פון רעאקציעס וואס זענען שווער צו מעסטן גלייך.
העס'ס געזעץ איז קריטיש ווייל עס ערלויבט אונז צו ניצן די סטאַנדאַרט ענטהאַלפּיע פון פאָרמאַציע אָדער די ענטהאַלפּיע ענדערונג פון אַן אַנדער באַקאַנטער רעאַקציע צו געפֿינען די ענטהאַלפּיע ענדערונג פון אַ ציל רעאַקציע וואָס איז נישט לייכט צו מעסטן. אין דעם אַרטיקל וועלן מיר קוקן אויף עטלעכע בייַשפּיל פּראָבלעמען און דיסקוטירן די אַפּליקאַציע פון העס'ס געזעץ.
גרונטלעכע טעאָריע
העס'ס געזעץ קען מען פאָרמולירן אין מאַטעמאַטישער פֿאָרעם ווי פֿאָלגט:
אויב אַ כעמישע רעאַקציע קען אויסגעדריקט ווערן אין עטלעכע שטאַפּלען, דעמאָלט איז די גאַנצע ענטהאַלפּיע ענדערונג (ΔH_total) די סומע פון די ענטהאַלפּיע ענדערונגען (ΔH) פון יעדער שטאַפּל. מאַטעמאַטיש, ווערט עס פאָרמולירט ווי:
ΔH_טאָטאַל = Σ ΔH_סטאַגע
דאָס מיינט אַז איר קענט געפֿינען די ענטהאַלפּיע פֿון אַ רעאַקציע ווי דאָס:
““
רעאַקציע א → פּראָדוקט
|
ΔH1
רעאַקציע ב → פּראָדוקט
|
ΔH2
דעמאָלט, ΔH_טאָטאַל (A → פּראָדוקט) = ΔH1 + ΔH2
““
איידער מען גייט אריין אין די ביישפיל פראגעס, זענען דא עטליכע טערמינען וואס מען דארף פארשטיין:
1. ענטהאלפּי (H): א מאָס פון דער גאַנצער ענערגיע פון אַ סיסטעם אונטער קאָנסטאַנטן דרוק.
2. ΔH (ענטהאלפּי ענדערונג): ענדערונג אין ענטהאלפּי צווישן רעאַקטאַנטן און פּראָדוקטן.
3. סטאַנדאַרט ענטהאַלפּי פון פאָרמאַציע (ΔHf°): די ענדערונג אין ענטהאַלפּי ווען איין מאָל פון אַ קאַמפּאַונד ווערט געשאפן פון אירע עלעמענטן אין סטאַנדאַרט שטאַטן.
בייַשפּיל פֿראַגן און דיסקוסיע
בייַשפּיל קשיא 1: נוצן פון ענטהאַלפּי פון פאָרמאַציע
פראגע:
רעכנט אויס די רעאַקציע ענטהאַלפּיע פֿאַר דער פֿאַרברענונג פֿון מעטאַן (CH₄) באַזירט אויף די פֿאָלגנדיקע נאָרמאַלע ענטהאַלפּיע ענדערונג פֿון פֿאָרמאַציע דאַטן:
– ΔHf° (CO₂(g)) = -393.5 קדזש/מאָל
– ΔHf° (H₂O(l)) = -285.8 kJ/mol
– ΔHf° (CH₄(g)) = -74.8 קדזש/מאָל
– ΔHf° (O₂(g)) = 0 קדזש/מאָל (ווײַל זויערשטאָף גאַז אין זײַן נאָרמאַלן צושטאַנד האָט אַן ענטהאַלפּיע פֿון פֿאָרמאַציע פֿון 0)
מעטאַן פארברענונג רעאַקציע:
CH₄(ג) + 2O₂(ג) → CO₂(ג) + 2H₂O(ל)
פֿאַרעפֿנטלעכט:
1. שרייב די אַלגעמיינע רעאַקציע און ענטהאַלפּיע פון פאָרמאַציע:
\[
ΔH_{רעאַקציע} = ∑ΔH_{פּראָדוקט} – ∑ΔH_{רעאַקטאַנט}
\]
2. אריינשטעלן די סטאנדארט ענטהאלפי פון פארמאציע ווערטן אין די גלייכונג:
\[
ΔH_{רעאַקציע} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. פאַרבייטן די באַקאַנטע ווערטן:
\[
ΔH_{רעאַקציע} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. דעטאַלירטע קאַלקולאַציעס:
\[
ΔH_{רעאַקציע} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{רעאַקציע} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{רעאַקציע} = -890.3 קדזש/מאָל
\]
אַזוי, די ענטהאַלפּי ענדערונג פֿאַר די פֿאַרברענונג רעאַקציע פֿון מעטאַן איז -890.3 קדזש/מאָל. אַ נעגאַטיווער ווערט ווײַזט אָן אַז די רעאַקציע איז עקזאָטהערמיש (באַפֿרײַען ענערגיע).
בייַשפּיל פּראָבלעם 2: ניצן דעריוואַטעד רעאַקציעס
פראגע:
רעכנט אויס די רעאַקציע ענטהאַלפּי פֿאַר דער פֿאָלגנדיקער רעאַקציע:
N₂(ג) + 3H₂(ג) → 2נה₃(ג)
געגעבן דריי רעאַקציעס און ענטהאַלפּי ענדערונגען ווי פאלגנד:
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
פֿאַרעפֿנטלעכט:
1. באַשרײַבט די רעאַקציע אין אַ לינעאַרער פֿאָרעם וואָס קען איבערגעאָרדנט ווערן:
ציל רעאַקציע:
N₂(ג) + 3H₂(ג) → 2נה₃(ג)
מיר דאַרפֿן מאַניפּולירן די געגעבענע רעאַקציע צו דערגרייכן די ציל רעאַקציע.
2. אנאליז פון רעאקציעס מיט NH₃:
רעאַקציע 2 אנטהאלט NH₃, אבער די רעאַקציע איז צו צעברעכן NH₃ אין NO און H₂O. דעריבער, קערט איבער די רעאַקציע:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. ווייטער, דארפן מיר באפרייען זיך פון O₂(g):
דערפֿאַר ניצן מיר רעאַקציע (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
אנשטאט, דארפן מיר אז 2NO זאל ווערן געשאפן. די רעאקציע בלייבט די זעלבע.
4. רעכנט אויס די ענטהאלפּיע פֿאַר H₂O(g):
לייג צו די פארקערטע רעאקציע (3) דריי מאל אין דער גלייכונג:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
ווערן:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. קאָמבינירן און באַלאַנסירן די גלייכונגען:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
ווען מיר סומען די רעאקציעס, קענען מיר איגנארירן די קאמפאנענטן וואס ערשיינען אויף ביידע זייטן און אויסרעכענען די גאנצע ענטהאלפי.
6. רעכן אויס די גאַנצע ענטהאַלפּיע:
\[
N₂(ג) + 3 ה₂O(ג) – 3H₂(ג) – 3/2 אָ₂(ג) → 2נה₃(ג) + אָ₂(ג) – אָ₂(ג) \rightarrow N₂(ג) + 3H₂(ג) → (2נה₃)
\]
גאַנץ ענטהאַלפּיע:
\[
ΔH_{טאָטאַל} = 180 + 904 + 726 = 1810 קדזש/מאָל
\]
אַזוי, ΔH פֿאַר דער רעאַקציע N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) איז +1810kJ. ווײַל מיר ווילן באַקומען די ענטהאַלפּיע באַפֿרײַט (עקזאָטערמיש) מאַכן מיר דעם ווערט פֿון דעם פּראָדוקט נעגאַטיוו:
\[
ΔH_{טאָטאַל} = -46 קדזש/מאָל
\]
קלאָוזינג
דיזער אַרטיקל דיסקוטירט בייַשפּיל פּראָבלעמען וואָס נוצן העס'ס געזעץ צו רעכענען די ענטהאַלפּי ענדערונג פון אַ רעאַקציע. דורך פֿאַרשטיין די טעאָרעטישע באַזע און אַפּלייינג די טריט אין די בייַשפּיל פּראָבלעמען, איז עס געהאָפט אַז לייענער וועלן גרינגער פֿאַרשטיין דעם באַגריף און קענען עס אַפּלייינג צו פֿאַרשידענע סיטואַציעס וואָס אַרייַננעמען טערמאָכעמישע קאַלקולאַציעס. העס'ס געזעץ איז נישט בלויז וויכטיק אין אַקאַדעמישער כעמיע, נאָר אויך נוצלעך אין אינדוסטריעלער כעמיע פאָרשונג און פֿאַרשידענע אַנדערע אַפּליקאַציעס אין וויסנשאַפֿט און טעכנאָלאָגיע.
