Hess 'Law: τι είναι, βασικές και ασκήσεις

Ο νόμος του Έσς μας επιτρέπει να υπολογίσουμε τη διακύμανση της ενθαλπίας, που είναι η ποσότητα ενέργειας που υπάρχει σε ουσίες μετά από χημικές αντιδράσεις. Αυτό συμβαίνει επειδή δεν είναι δυνατόν να μετρηθεί η ίδια η ενθαλπία, αλλά η παραλλαγή της.

Ο νόμος του Έσση βασίζεται στη μελέτη της Θερμοχημείας.

Αυτός ο νόμος αναπτύχθηκε πειραματικά από τον Germain Henry Hess, ο οποίος ίδρυσε:

Η αλλαγή της ενθαλπίας (ΔΗ) σε μια χημική αντίδραση εξαρτάται μόνο από τις αρχικές και τελικές καταστάσεις της αντίδρασης, ανεξάρτητα από τον αριθμό των αντιδράσεων.

Πώς μπορεί να υπολογιστεί ο νόμος του Έσση;

Η αλλαγή της ενθαλπίας μπορεί να υπολογιστεί αφαιρώντας την αρχική ενθαλπία (πριν από την αντίδραση) από την τελική ενθαλπία (μετά την αντίδραση):

ΔΗ = Η_φά - Χ_Εγώ

Ένας άλλος τρόπος υπολογισμού του είναι μέσω του αθροίσματος των ενθαλπίων σε καθεμία από τις ενδιάμεσες αντιδράσεις. Ανεξάρτητα από τον αριθμό και τον τύπο των αντιδράσεων.

ΔΗ = ΔΗ₁ + ΔΗ₂

Δεδομένου ότι αυτός ο υπολογισμός λαμβάνει υπόψη μόνο τις αρχικές και τελικές τιμές, συνάγεται το συμπέρασμα ότι η ενδιάμεση ενέργεια δεν επηρεάζει το αποτέλεσμα της διακύμανσής της.

Αυτή είναι μια συγκεκριμένη περίπτωση Αρχή της εξοικονόμησης ενέργειας, ένα Πρώτος Νόμος Θερμοδυναμικής.

Πρέπει επίσης να γνωρίζετε ότι ο νόμος του Έσση μπορεί να υπολογιστεί ως μαθηματική εξίσωση. Για να το κάνετε αυτό, μπορείτε να εκτελέσετε τις ακόλουθες ενέργειες:

• Αντιστρέψτε τη χημική αντίδραση, οπότε το σημείο ΔΗ πρέπει επίσης να αντιστραφεί.
• Πολλαπλασιάστε την εξίσωση, η τιμή του ΔΗ πρέπει επίσης να πολλαπλασιαστεί.
• Διαιρέστε την εξίσωση, η τιμή του ΔΗ πρέπει επίσης να διαιρεθεί.

μάθετε περισσότερα για ενθαλπία.

Διάγραμμα Enthalpy

Ο νόμος του Έσση μπορεί επίσης να απεικονιστεί μέσω ενεργειακών διαγραμμάτων:

Το παραπάνω διάγραμμα δείχνει τα επίπεδα ενθαλπίας. Σε αυτήν την περίπτωση, οι αντιδράσεις που υφίστανται είναι ενδοθερμικές, δηλαδή υπάρχει απορρόφηση ενέργειας.

ΔΗ₁ είναι η αλλαγή ενθαλπίας που συμβαίνει από το Α στο Β. Ας υποθέσουμε ότι είναι 122 kj.
ΔΗ₂ είναι η αλλαγή ενθαλπίας που συμβαίνει από το Β στο Γ. Ας υποθέσουμε ότι είναι 224 kj.
ΔΗ₃ είναι η αλλαγή ενθαλπίας που συμβαίνει από το Α στο Γ.

Έτσι, έχει σημασία για εμάς να γνωρίζουμε την τιμή του ΔΗ_3, καθώς αντιστοιχεί στη μεταβολή της ενθαλπίας της αντίδρασης από το Α στο C.

Μπορούμε να βρούμε την τιμή του ΔΗ₃, από το άθροισμα της ενθαλπίας σε κάθε μία από τις αντιδράσεις:

ΔΗ₃ = ΔΗ₁ + ΔΗ₂
ΔΗ₃ = 122 kj + 224 kj
ΔΗ₃ = 346 kj

Ή ΔΗ = Η_φά - Χ_Εγώ
ΔΗ = 346 kj - 122 kj
ΔΗ = 224 kj

Είσοδος Είσοδος: Λύθηκε βήμα προς βήμα

1. (Fuvest-SP) Με βάση παραλλαγές ενθαλπίας που σχετίζονται με τις ακόλουθες αντιδράσεις:

Ν_{2 (ζ)} + 2 O_{2 (ζ)} → 2 ΟΧΙ_{2 (ζ)} ΔH1 = +67,6 kJ
Ν_{2 (ζ)} + 2 O_{2 (ζ)} → Ν₂Ο_{4 (ζ)} ΔH2 = +9,6 kJ

Μπορεί να προβλεφθεί ότι η παραλλαγή ενθαλπίας σχετίζεται με την αντίδραση διμερισμού ΝΟ₂ θα είναι ίσο με:

2 Ν_{O2 (g)} → 1 Ν₂Ο_{4 (ζ)}

α) -58,0 kJ b) +58,0 kJ c) -77,2 kJ d) +77,2 kJ e) +648 kJ

Ανάλυση:

Βήμα 1: Αντιστρέψτε την πρώτη εξίσωση. Αυτό συμβαίνει επειδή ΟΧΙ_{2 (ζ)} πρέπει να κινηθεί προς την πλευρά των αντιδραστηρίων, σύμφωνα με την παγκόσμια εξίσωση. Να θυμάστε ότι όταν αντιστρέφετε την αντίδραση, το ΔH1 αντιστρέφει επίσης το σύμβολο, μετατρέποντάς το σε αρνητικό.

Η δεύτερη εξίσωση διατηρείται.

2 ΟΧΙ_{2 (ζ)} → Ν_{2 (ζ)} + 2 O_{2 (ζ)} ΔΗ1 = - 67,6 kJ
Ν_{2 (ζ)} + 2 O_{2 (ζ)} → Ν₂Ο_{4 (ζ)} ΔH2 = +9,6 kJ

Βήμα 2: Σημειώστε ότι Ν_{2 (ζ)} εμφανίζεται σε προϊόντα και αντιδραστήρια και το ίδιο συμβαίνει με 2 mol O_{2 (ζ).}

2 ΟΧΙ_{2 (ζ)} → Ν_{2 (ζ)}+ 2 Ο_{2 (ζ)}ΔΗ1 = - 67,6 kJ
Ν_{2 (ζ)} + 2 Ο_{2 (ζ)} → Ν₂Ο_{4 (ζ)} ΔH2 = +9,6 kJ

Έτσι, μπορούν να ακυρωθούν με αποτέλεσμα την ακόλουθη εξίσωση:

2 ΟΧΙ_{2 (ζ)} → Ν₂Ο_{4 (ζ)}.

Βήμα 3: Μπορείτε να δείτε ότι φτάσαμε στην παγκόσμια εξίσωση. Τώρα πρέπει να προσθέσουμε τις εξισώσεις.

ΔH = ΔH1 + ΔH2
ΔH = - 67,6 kJ + 9,6 kJ
ΔH = -58 kJ ⇒ Εναλλακτική Α
Από την αρνητική τιμή του ΔH γνωρίζουμε επίσης ότι είναι μια εξώθερμη αντίδραση, με την απελευθέρωση θερμότητας.

Μάθετε περισσότερα, διαβάστε επίσης:

• θερμοχημεία
• Ασκήσεις Θερμοχημείας
• Ενδοθερμικές και εξωθερμικές αντιδράσεις
• Δεύτερος νόμος της θερμοδυναμικής

Γυμνάσια

1. (UDESC-2012) Το αέριο μεθάνιο μπορεί να χρησιμοποιηθεί ως καύσιμο, όπως φαίνεται στην εξίσωση 1:

Χ.Χ._{4 (ζ)} + 2Ο_{2 (ζ)} → CO_{2 (ζ)} + 2Η₂Ο_(σολ)

Χρησιμοποιώντας τις παρακάτω θερμοχημικές εξισώσεις, τις οποίες θεωρείτε απαραίτητες, και τις έννοιες του νόμου του Έσση, αποκτήστε την τιμή ενθαλπίας της εξίσωσης 1.

ΝΤΟ_(μικρό) + Χ₂Ο_(σολ) → CO_(σολ) + Χ_{2 (ζ)} ΔΗ = 131,3 kJ mol^-1
CO_(σολ) + ½ το_{2 (ζ)} → CO_{2 (ζ)} ΔΗ = - 283,0 kJ mol^-1
Η_{2 (ζ)} + ½ το_{2 (ζ)} → Η₂Ο_(σολ) ΔΗ = - 241,8 kJ mol^-1
ΝΤΟ_(μικρό) + 2Η_{2 (ζ)} → CH_{4 (ζ)} ΔΗ = - 74,8 kJ mol^-1

Η τιμή ενθαλπίας της εξίσωσης 1, σε kJ, είναι:

α) - 704.6
β) - 725.4
γ) - 802.3
δ) - 524,8
ε) - 110.5

Δείτε την απάντηση

γ) - 802.3

2. (UNEMAT-2009) Ο νόμος του Έσση έχει θεμελιώδη σημασία στη μελέτη της Θερμοχημείας και μπορεί να αναφερθεί ως «η διακύμανση της ενθαλπίας σε μια χημική αντίδραση εξαρτάται μόνο από τις αρχικές και τελικές καταστάσεις του αντίδραση". Μία από τις συνέπειες του νόμου του Έσση είναι ότι οι θερμοχημικές εξισώσεις μπορούν να αντιμετωπιστούν αλγεβρικά.

Δεδομένων των εξισώσεων:

ΝΤΟ _{(γραφίτης)} + Ο_{2 (ζ)} → CO_{2 (ζ)} ΔΗ₁ = -393,3 kj
ΝΤΟ _{(Διαμάντι)} + Ο_{2 (ζ)} → CO_{2 (ζ)} ΔΗ₂ = -395,2 kj

Με βάση τις παραπάνω πληροφορίες, υπολογίστε την αλλαγή ενθαλπίας του άνθρακα γραφίτη σε άνθρακα διαμαντιών και σημειώστε τη σωστή εναλλακτική λύση.

α) -788,5 kj
β) +1,9 kj
γ) +788,5 kj
δ) -1,9 kj
ε) +98,1 kj

Δείτε την απάντηση

β) +1,9 kj