Hess törvénye lehetővé teszi számunkra az entalpia variációjának kiszámítását, amely az anyagok kémiai reakciók utáni jelenléte. Ennek oka, hogy nem magát az entalpia mérhető, hanem annak variációja.
Hess törvénye alapozza meg a termokémia tanulmányozását.
Ezt a törvényt kísérleti úton fejlesztette ki Germain Henry Hess, aki megállapította:
Az entalpia változás (ΔH) egy kémiai reakcióban csak a reakció kezdeti és végső állapotától függ, függetlenül a reakciók számától.
Hogyan lehet kiszámítani Hess törvényét?
Az entalpia változása kiszámítható úgy, hogy kivonjuk a kezdeti (a reakció előtti) entalpiát a végső entalpiából (a reakció után):
ΔH = Hf - Hén
Kiszámításának másik módja az egyes közbenső reakciók entalpiáinak összege. A reakciók számától és típusától függetlenül.
ΔH = ΔH1 + ΔH2
Mivel ez a számítás csak a kezdeti és a végső értékeket veszi figyelembe, arra a következtetésre jutottak, hogy a köztes energia nem befolyásolja annak változása eredményét.
Ez a sajátos esete Az energiatakarékosság elve, a A termodinamika első törvénye.
Azt is tudnia kell, hogy a Hess-törvény matematikai egyenletként kiszámítható. Ehhez a következő műveleteket hajthatja végre:
- Fordítsa meg a kémiai reakciót, ebben az esetben a ΔH jelet is meg kell fordítani;
- Szorozzuk meg az egyenletet, a ΔH értékét is meg kell szorozni;
- Osszuk el az egyenletet, a ΔH értékét is el kell osztani.
többet tudni entalpia.
Enthalpia diagram
Hess törvénye energiadiagramok segítségével is megjeleníthető:
A fenti diagram az entalpia szintjét mutatja. Ebben az esetben az elszenvedett reakciók endotermek, vagyis van energiafelvétel.
ΔH1 az entalpia változás, amely A-ról B-re történik. Tegyük fel, hogy 122 kj.
ΔH2 az entalpia változás, amely B-ről C-re történik. Tegyük fel, hogy 224 kj.
ΔH3 az entalpia változás, amely A-ról C-re történik.
Tehát fontos számunkra tudni a ΔH értékét3, mivel megfelel a reakció entalpia-változásának A-ról C-ra.
Megtalálhatjuk a ΔH értékét3, az egyes reakciók során az entalpia összegéből:
ΔH3 = ΔH1 + ΔH2
ΔH3 = 122 kj + 224 kj
ΔH3 = 346 kj
Vagy ΔH = Hf - Hén
ΔH = 346 kj - 122 kj
ΔH = 224 kj
Felvételi vizsga: lépésről lépésre megoldva
1. (Fuvest-SP) Az alábbi reakciókhoz kapcsolódó entalpia-variációk alapján:
N2. g) + 2 O2. g) → 2 NEM2. g) ∆H1 = +67,6 kJ
N2. g) + 2 O2. g) → N2O4. g) ∆H2 = +9,6 kJ
Megjósolható, hogy az NO dimerizációs reakcióval kapcsolatos entalpia variáció2 egyenlő lesz:
2 NO2 (g) → 1 N2O4. g)
a) -58,0 kJ b) +58,0 kJ c) -77,2 kJ d) +77,2 kJ e) +648 kJ
Felbontás:
1. lépés: Fordítsa meg az első egyenletet. Ez azért van, mert NEM2. g) át kell állnia a reagensek oldalára a globális egyenlet szerint. Ne feledje, hogy a reakció megfordításakor a ∆H1 is megfordítja a jelet, negatívra változtatva.
A második egyenlet konzervált.
2 NEM2. g) → N2. g) + 2 O2. g) ∆H1 = - 67,6 kJ
N2. g) + 2 O2. g) → N2O4. g) ∆H2 = +9,6 kJ
2. lépés: Vegye figyelembe, hogy N2. g) termékekben és reagensekben jelenik meg, és ugyanez történik 2 mol O-val is2. (g).
2 NEM2. g) → N2. g)+ 2 O2. g)∆H1 = - 67,6 kJ
N2. g) + 2 O2. g) → N2O4. g) ∆H2 = +9,6 kJ
Így törölhetők a következő egyenletet eredményezve:
2 NEM2. g) → N2O4. g).
3. lépés: Láthatja, hogy elérkeztünk a globális egyenlethez. Most hozzá kell adnunk az egyenleteket.
∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = - 67,6 kJ + 9,6 kJ
∆H = -58 kJ ⇒ A alternatíva
A ∆H negatív értékéből azt is tudjuk, hogy ez exoterm reakció, hőfelszabadítással.
Tudjon meg többet, olvassa el még:
- termokémia
- Gyakorlatok a termokémiáról
- Endoterm és exoterm reakciók
- A termodinamika második törvénye
Feladatok
1. (UDESC-2012) A metángáz üzemanyagként használható, amint az az 1. egyenletben látható:
CH4. g) + 2O2. g) → CO2. g) + 2H2Og)
Az alábbi, Ön által szükségesnek tartott termokémiai egyenletek és a Hess-törvény fogalmainak felhasználásával megkapjuk az 1. egyenlet entalpiaértékét.
Çs + H2Og) → COg) + H2. g) ΔH = 131,3 kJ mol-1
COg) + ½ a2. g) → CO2. g) ΔH = - 283,0 kJ mol-1
H2. g) + ½ a2. g) → H2Og) ΔH = - 241,8 kJ mol-1
Çs + 2H2. g) → CH4. g) ΔH = - 74,8 kJ mol-1
Az 1. egyenlet entalpia értéke kJ-ban:
a) - 704,6
b) - 725,4
c) - 802,3
d) - 524,8
e) - 110,5
c) - 802,3
2. (UNEMAT-2009) Hess-törvény alapvető fontosságú a termokémia tanulmányozásában, és kijelenthető mivel „az entalpia változása egy kémiai reakcióban csak a kezdeti és végső állapotoktól függ reakció". Hess-törvény egyik következménye, hogy a termokémiai egyenletek algebrai módon kezelhetők.
Tekintettel az egyenletekre:
Ç (grafit) + O2. g) → CO2. g) ΔH1 = -393,3 kj
Ç (Gyémánt) + O2. g) → CO2. g) ΔH2 = -395,2 kj
A fenti információk alapján számítsa ki a grafit szén entalpia változását gyémánt széndé, és jelölje be a helyes alternatívát.
a) -788,5 kj
b) +1,9 kj
c) +788,5 kj
d) -1,9 kj
e) +98,1 kj
b) +1,9 kj
