Hessov zakon: što je to, osnove i vježbe

Hessov nam zakon omogućuje izračunavanje varijacije entalpije, odnosno količine energije prisutne u tvarima nakon kemijskih reakcija. To je zato što nije moguće izmjeriti samu entalpiju, već njezinu varijaciju.

Hessov zakon temelji se na proučavanju termokemije.

Ovaj je zakon eksperimentalno razvio Germain Henry Hess, koji je ustanovio:

Promjena entalpije (ΔH) u kemijskoj reakciji ovisi samo o početnom i konačnom stanju reakcije, bez obzira na broj reakcija.

Kako se može izračunati Hessov zakon?

Promjena entalpije može se izračunati oduzimanjem početne entalpije (prije reakcije) od konačne entalpije (nakon reakcije):

ΔH = H_f - H_ja

Drugi način za izračunavanje je kroz zbroj entalpija u svakoj od intermedijarnih reakcija. Bez obzira na broj i vrstu reakcija.

ΔH = ΔH₁ + ΔH₂

Budući da ovaj izračun uzima u obzir samo početnu i konačnu vrijednost, zaključeno je da srednja energija ne utječe na rezultat njenih promjena.

Ovo je poseban slučaj Načelo uštede energije, a Prvi zakon termodinamike.

Također biste trebali znati da se Hessov zakon može izračunati kao matematička jednadžba. Da biste to učinili, možete izvršiti sljedeće radnje:

• Obrnuti kemijsku reakciju, u tom slučaju znak ΔH također mora biti obrnut;
• Pomnožite jednadžbu, vrijednost ΔH također se mora pomnožiti;
• Podijelite jednadžbu, vrijednost ΔH također se mora podijeliti.

znati više o entalpija.

Dijagram entalpije

Hessov zakon također se može prikazati kroz energetske dijagrame:

Gornji dijagram prikazuje razinu entalpije. U ovom su slučaju pretrpljene reakcije endotermne, odnosno postoji apsorpcija energije.

ΔH₁ je promjena entalpije koja se događa od A do B. Pretpostavimo da je 122 kj.
ΔH₂ je promjena entalpije koja se događa iz B u C. Pretpostavimo da je 224 kj.
ΔH₃ je promjena entalpije koja se događa od A do C.

Dakle, važno nam je znati vrijednost ΔH_3, jer odgovara promjeni entalpije reakcije od A do C.

Možemo pronaći vrijednost ΔH₃, iz zbroja entalpije u svakoj od reakcija:

ΔH₃ = ΔH₁ + ΔH₂
ΔH₃ = 122 kj + 224 kj
ΔH₃ = 346 kj

Ili ΔH = H_f - H_ja
ΔH = 346 kj - 122 kj
ΔH = 224 kj

Prijemni ispit: Riješen korak po korak

1. (Fuvest-SP) Na temelju varijacija entalpije povezane sa sljedećim reakcijama:

N_{2 (g)} + 2 O_{2 (g)} → 2 NE_{2 (g)} ∆H1 = +67,6 kJ
N_{2 (g)} + 2 O_{2 (g)} → N₂O_{4 (g)} ∆H2 = +9,6 kJ

Može se predvidjeti da je varijacija entalpije povezana s reakcijom dimerizacije NO₂ bit će jednako:

2 N_{O2 (g)} → 1 N₂O_{4 (g)}

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

Rješenje:

Korak 1: Obrni prvu jednadžbu. To je zato što NE_{2 (g)} treba se pomaknuti na stranu reaktanata, prema globalnoj jednadžbi. Imajte na umu da kada preokrene reakciju, ∆H1 također preokrene znak, mijenjajući ga u negativan.

Druga je jednadžba sačuvana.

2 NE_{2 (g)} → N_{2 (g)} + 2 O_{2 (g)} ∆H1 = - 67,6 kJ
N_{2 (g)} + 2 O_{2 (g)} → N₂O_{4 (g)} ∆H2 = +9,6 kJ

Korak 2: Imajte na umu da N_{2 (g)} pojavljuje se u proizvodima i reagensima, a isto se događa s 2 mola O_{2 (g).}

2 NE_{2 (g)} → N_{2 (g)}+ 2 O_{2 (g)}∆H1 = - 67,6 kJ
N_{2 (g)} + 2 O_{2 (g)} → N₂O_{4 (g)} ∆H2 = +9,6 kJ

Stoga se mogu otkazati što rezultira sljedećom jednadžbom:

2 NE_{2 (g)} → N₂O_{4 (g)}.

Korak 3: Možete vidjeti da smo došli do globalne jednadžbe. Sada moramo dodati jednadžbe.

∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = - 67,6 kJ + 9,6 kJ
∆H = -58 kJ ⇒ Alternativa A
Iz negativne vrijednosti ∆H također znamo da je to egzotermna reakcija, s oslobađanjem topline.

Saznajte više, pročitajte i:

• termokemija
• Vježbe iz termokemije
• Endotermne i egzotermne reakcije
• Drugi zakon termodinamike

Vježbe

1. (UDESC-2012) Plin metan može se koristiti kao gorivo, kao što je prikazano u jednadžbi 1:

CH_{4 (g)} + 2O_{2 (g)} → CO_{2 (g)} + 2H₂O_(g)

Koristeći dolje termokemijske jednadžbe, koje smatrate potrebnima, i koncepte Hess-ovog zakona, dobijte vrijednost entalpije jednadžbe 1.

Ç_(s) + H₂O_(g) → CO_(g) + H_{2 (g)} ΔH = 131,3 kJ mol^-1
CO_(g) + ½_{2 (g)} → CO_{2 (g)} ΔH = - 283,0 kJ mol^-1
H_{2 (g)} + ½_{2 (g)} → H₂O_(g) ΔH = - 241,8 kJ mol^-1
Ç_(s) + 2H_{2 (g)} → CH_{4 (g)} ΔH = - 74,8 kJ mol^-1

Vrijednost entalpije jednadžbe 1, u kJ, iznosi:

a) - 704,6
b) - 725,4
c) - 802,3
d) - 524,8
e) - 110,5

Pogledajte Odgovor

c) - 802,3

2. (UNEMAT-2009) Hessov zakon je od temeljne važnosti u proučavanju termokemije i može se navesti jer „varijacija entalpije u kemijskoj reakciji ovisi samo o početnom i konačnom stanju reakcija ". Jedna od posljedica Hess-ovog zakona jest da se termokemijske jednadžbe mogu algebarski tretirati.

S obzirom na jednadžbe:

Ç _(grafit) + O_{2 (g)} → CO_{2 (g)} ΔH₁ = -393,3 kj
Ç _(Dijamant) + O_{2 (g)} → CO_{2 (g)} ΔH₂ = -395,2 kj

Na temelju gornjih podataka izračunajte promjenu entalpije ugljika grafita u ugljiku dijamanta i označite ispravnu alternativu.

a) -788,5 kj
b) +1,9 kj
c) +788,5 kj
d) -1,9 kj
e) +98,1 kj

Pogledajte Odgovor

b) +1,9 kj