Hess Wyjaśnienie prawo, wnioski, przykłady

Hess Law Jest to kolejny manifestacja prawa ochrony energii, która pozwala określić, proste sumy algebraiczne, entalpię reakcji chemicznej. Rozumiane przez entalpię jako uwalniane lub wchłaniane ciepło, pod stałym ciśnieniem, co jest związane z dowolną reakcją chemiczną lub zjawiskiem chemicznym.

Entalpie, δH, są określane eksperymentalnie przy użyciu kalorymetrii. Istnieją jednak reakcje, które są trudne do zbadania za pomocą tej techniki. Kiedy tak się dzieje, stosuje się inne reakcje, które mają ich specyficzne entalpie, i które mają interesy lub związki, które interesują.

Prosty i ogólny schemat, w którym stosuje się prawo Hessa dla czterech reakcji chemicznych. Źródło: Gabriel Bolívar.

W ten sposób można obliczyć „nieznane” ΔH reakcji. Na przykład górny schemat pomaga zrozumieć ten pomysł. Istnieją cztery reakcje: A-D, A-B, B-C i C-D. Reakcja A-D jest taka, która ma największy ΔH, ponieważ w tym, w którym występują, że tak powiem, najbardziej znane zmiany chemiczne.

Inne reakcje, podczas gdy mają mniejsze δH, ponieważ składają się one z alternatywnych kroków lub alternatywnych reakcji, aby dotrzeć do tych samych produktów d. Dlatego suma δh₁, ΔH₂ i δH₃, Będzie równy δH. Wiedząc o tym, δH lub dowolna inna entalpia można obliczyć, stosując proste rozliczenia. To jest prawo Hessa.

Prawo Hessa jest bardzo przydatne przy obliczaniu entalpie reakcji, a także entalpii treningowych dla różnych związków lub niestabilnych pośredników.

[TOC]

Wyjaśnienie prawa Hessa

Obliczanie entalpii reakcji

Powód, dla którego się spełni:

ΔH = δH₁ + ΔH₂ + ΔH₃

To dlatego, że entalpia lub zmiana entalpii jest funkcją stanu. Oznacza to, że ich wartości nie są modyfikowane liczbą kroków, etapów lub reakcji pośrednich. Na przykład ΔH pozostanie taki sam₁₀ to należy wziąć pod uwagę w sumie algebraicznej.

Entalpie można wizualizować jako szczyty niektórych gór. Bez względu na to, jak skierowane są kroki w ich kierunku, wysokość oddzielająca ich od poziomu MAR, nigdy nie będzie się różnić. I dokładnie jest to wysokości dodawane lub odejmowane w celu ustalenia nieznanej wysokości otaczającej góry.

Powrót do poprzedniego schematu: a, jest to góra, innej góry i tak dalej. Różnica wysokości między szczytami A i D jest największa. Dodając wysokości między A-B, B-C i C-D, da równą wysokości A-D. To właśnie robi się z entalpie ich odpowiednich reakcji chemicznych.

Może ci służyć: grupa fosforanowa

Entalpia reakcji entalpii formacji

Ogólny schemat obliczania entalpii reakcji entalpii formacji. Źródło: Gabriel Bolívar.

Jedną z najcenniejszych konsekwencji prawa Hessa jest to, że pozwala ono na określenie entalpii każdej reakcji chemicznej, przyjmując entalpie treningowe wszystkich zaangażowanych związków (odczynników i produktów).

Najwyższy obraz ilustruje ten punkt. Rozumiane przez entalpię powiązanego tworzenia ciepła, gdy związek powstaje z jego pierwiastków. Ta entalpia stałaby się maksymalną możliwą różnicą między odczynnikami i produktami, bez konieczności konsultacji innych reakcji chemicznych; Przynajmniej poza osobnym treningiem związków.

Jak tym razem przeczytasz schemat? Sztuką jest zawsze dodanie entalpie, gdy idzie w kierunku strzałki i odejmować je, gdy strzałka jest na przeciwnej drodze. Zatem ΔHºrxn, standardowa entalpia reakcji, dodaje do δHºF (odczynniki), standardowej entalpii tworzenia odczynnika i są one odejmowane δHºF (produkty), standardowa entalpia produktu produktów produktów produktów.

Suma reakcji

Schematy mogą stać się bardzo skomplikowane w interpretacji, zwłaszcza gdy istnieje wiele reakcji, które należy wziąć pod uwagę. Dlatego stosuje się sumę reakcji. Ta metoda znacznie ułatwia obliczenia entalpie i przyspiesza zrozumienie prawa Hessa.

Załóżmy na przykład, że chcesz określić ΔHºrxn następującej reakcji:

A + B + C → ABC

Mamy również dwie inne reakcje:

A + B → AB (HHº₁)

AB + C → ABC (δHº₂)

Interesujące jest to, że A + B + C znajduje się po lewej stronie (odczynniki) i że ABC jest po prawej stronie (produkty). Następnie po prostu dodajemy dwa ostatnie reakcje:

A + B → AB

AB + C → ABC

A + AB + C → ABC + AB

Ponieważ AB jest z obu stron, jest wyeliminowany. I tak mamy:

A + B + C → ABC

ΔHºrxn = δHº₁ + ΔHº₂

Dodając reakcje, zastosowanie dowolnego schematu jest pominięte.

Wnioski o prawo Hessa

Prawo Hessa zezwala, bez potrzeby eksperymentów, entalpii do różnych reakcji chemicznych lub zjawisk. Niektóre z nich są wymienione:

- Szkolenie entalpii dla niestabilnych związków lub pośredników, jak zwykle w chemii organicznej.

-Entalpie przejścia fazowego, w badaniu krystalicznych stałych.

Może ci służyć: związek chemiczny

-Entalpii przejść alotropowych, takie jak ta między grafitem a diamentem.

Podobnie, prawo Hessa służy do określenia energii siatkowej stałej i elektronicznych powinowactw niektórych atomów.

Przykłady: Rozwiązane ćwiczenia

- Przykład 1

Oblicz ΔHrxn następującej reakcji:

2HCl (g) + f₂(g) → 2HF (L) + Cl₂(G)

Jeśli masz następujące reakcje i ich entalpie:

4HCl (g) + lub₂(g) → 2H₂Lub (l) + 2cl₂(g) (δH = -202.4 kJ/mol)

1/2H₂(g) + 1/2f₂(g) → Hf (L) (δH = -600.0 kJ/mol)

H₂(g) + 1/2o₂(g) → h₂Lub (l) (ΔH = -285.8 kJ/mol)

Zamawianie równań

Na początek musimy dodać reakcje w taki sposób, że HCl i F₂ są po lewej stronie, a HF i CL₂, Po prawej stronie. Ale co ważniejsze, zauważa, że ​​tyle h₂ popiół₂Lub nie są w równaniu odsetek. Dlatego musimy je anulować w sumie i sprawić, by współczynniki stechiometryczne pokrywają się przez mnożenie:

2HCl (g) + 1/2₂(g) → h₂Lub (l) + cl₂(g) (δH = -202.4 kJ/mol) * (1/2)

Równanie to zostało pomnożone przez 1/2, aby mieć 2HCl zamiast 4HCl

H₂(g) + f₂(g) → 2HF (L) (δH = -600.0 kJ/mol) * (2)

To równanie pomnożone przez 2, aby mieć f₂ i nr 1/2f₂

H₂Lub (l) → H₂(g) + 1/2o₂(g) (ΔH = -285.8 kJ/mol) * (-1)

Tymczasem te ostatnie pomnożone przez -1, aby „obrócić”. W ten sposób mamy uporządkowane równania i gotowe do dodania.

Suma równań

Dodanie wszystkiego daje nam:

2HCl (g) + 1/2₂(g) → h₂Lub (l) + cl₂(g) (ΔH = -101.2 kJ/mol)

H₂(g) + f₂(g) → 2HF (l) δH = -1200.0 kJ/mol)

H₂Lub (l) → H₂(g) + 1/2o₂(g) (δH = 285.8 kJ/mol)

2HCl (g) + f₂(g) → 2HF (L) +Cl₂(G)

Zauważ, że warunki 1/2₂, H₂Lub h₂ Są anulowane, ponieważ są po obu stronach strzałki. Dodano również entalpie, dając:

ΔHRX = 285.8 kJ/mol + (-101.2 kJ/mol) + (-1200.0 kJ/mol)

To wyrażenie jest takie samo jak początek:

ΔH = δH₁ + ΔH₂ + ΔH₃

I tak mamy, że ΔHrx jest równy:

ΔHRX = -1015.4 kJ/mol

- Przykład 2

W tym przykładzie okaże się, że entalpie alternatywnych reakcji odpowiadają entalpiom tworzenia związków zainteresowania.

Pożądane jest określenie δhrxn dla następnej reakcji rozkładu:

2So₃(g) → 2So₂(g) + lub₂(G)

A entalpie treningowe związków SO jest liczone pod ręką₃ A więc₂:

S (s) + o₂(g) → SO₂(g) (δH = -296.8 kJ/mol)

Może ci służyć: Isopreno: Struktura, właściwości, aplikacje

S (s) + 3/2O₂(g) → SO₃(g) (ΔH = -395.6 kJ/mol)

Zamawianie równań

To ćwiczenie zostanie rozwiązane w taki sam sposób, jak poprzedni przykład. Tak powinno być₃ mieć rację i pomnóż przez 2. W tym celu musimy „przekształcić” równanie SO Formation₃ Mnożenie go przez -1, a następnie przez pomnożenie go przez 2:

2So₃(g) → 2s (s) + 3o₂(g) (ΔH = -395.6 kJ/mol) * (-2)

Równanie SO Formation₂ Mnożymy to również przez 2:

2s (s) + 2₂(g) → 2So₂(g) (δH = -296.8 kJ/mol) * (2)

Suma równań

Teraz dodano równania:

2So₃(g) → 2s (s) + 3o₂(g) (δH = 791.2 kJ/mol)

2s (s) + 2₂(g) → 2So₂(g) (ΔH = -593.6 kJ/mol)

2So₃(g) → 2So₂(g) + lub₂(G)

Zauważ, że termin 2s jest eliminowany, ponieważ znajduje się po obu stronach strzałki. Również 3₂ 2o jest odejmowane₂ dając O₂. Suma entalpii, a zatem wartość δhrxn będzie:

ΔH = δhrxn = 791.2 kJ/mol + (-593.6 kJ/mol)

= 197.6 kJ/mol

Jak każda reakcja rozkładu, jest endotermiczna, więc jej entalpia jest pozytywna.

Alternatywna metoda

Istnieje metoda osiągnięcia tego samego wyniku w bardziej bezpośredni i prosty sposób. Zostało to wspomniane w poprzedniej sekcji.

2So₃(g) → 2So₂(g) + lub₂(G)

Aby określić δHRXN tej reakcji, musimy obliczyć δHºF (odczynniki) i δHºF (produkty). ΔHºF (więc₃) jest równe -395.6 kJ/mol, podczas gdy ΔHºf (więc₂) jest równe -296.8 kJ/mol. ΔHºF (lub₂) jest równe 0, ponieważ elementarny tlen istnieje jako cząsteczka O₂ i nie jako atomy lub za darmo.

Więc mamy:

ΔHrxn = δHºF (produkty) - δHºF (odczynniki)

= [ΔHºf (więc₂) + ΔHºF (lub₂)] - ΔHºf (więc₃)

= ΔHºf (więc₂) - ΔHºf (więc₃)

Musimy jednak pomnożyć oba entalpie treningowe przez 2, aby dopasować współczynniki stechiometryczne w odniesieniu do równania chemicznego:

Δhrxn = 2ΔHºf (więc₂) - 2ΔHºF (więc₃)

I obliczanie mamy:

Δhrxn = 2 (-296.8 kJ/mol) - 2 (-395.6 kJ/mol)

= 197.6 kJ/mol

W rzeczywistości jest to sposób, w jaki zwykle preferuje się rozwiązywanie wszystkich ćwiczeń, w których stosuje się prawo Hessa.

Bibliografia

1. Whitten, Davis, Peck i Stanley. (2008). Chemia. (8 wyd.). Cengage Learning.
2. Wikipedia. (2020). Prawo Hessa. Źródło: w:.Wikipedia.org
3. Cohen Shelly. (18 maja 2020). Prawo Hessa. Chemia librettexts. Odzyskane z: chem.Librettexts.org
4. Clark Jim. (2010). Obliczenia prawa i zmiany entalpii Hessa. Odzyskane z: chemguide.współ.Wielka Brytania
5. Helmestine, Anne Marie, pH.D. (11 lutego 2020). Definicja prawa Hessa. Odzyskane z: Thoughtco.com
6. Foist Laura. (2020). Prawo Hessa: definicja, formuła i przykład. Badanie. Odzyskane z: Study.com
7. Quimitube. (2014). Teoria 14 Termochemia: Obliczanie entalpii reakcji prawa Hessa. Odzyskane z: QuimiTube.com