Hesa likums: kas tas ir, pamati un vingrinājumi

Hesa likums ļauj mums aprēķināt entalpijas variācijas, kas ir enerģijas daudzums, kas atrodas vielās pēc ķīmisko reakciju veikšanas. Tas ir tāpēc, ka nav iespējams izmērīt pašu entalpiju, bet gan tās variāciju.

Termoķīmijas pētījumu pamatā ir Hesa ​​likums.

Šo likumu eksperimentāli izstrādāja Germains Henrijs Hess, kurš izveidoja:

Entalpijas izmaiņas (ΔH) ķīmiskā reakcijā ir atkarīgas tikai no reakcijas sākuma un beigu stāvokļiem, neatkarīgi no reakciju skaita.

Kā var aprēķināt Hesa ​​likumu?

Entalpijas izmaiņas var aprēķināt, atņemot sākotnējo entalpiju (pirms reakcijas) no galīgās entalpijas (pēc reakcijas):

ΔH = H_f - H_i

Vēl viens veids, kā to aprēķināt, ir entalpiju summa katrā starpreakcijā. Neatkarīgi no reakciju skaita un veida.

ΔH = ΔH₁ + ΔH₂

Tā kā šajā aprēķinā tiek ņemtas vērā tikai sākotnējās un galīgās vērtības, tiek secināts, ka starpposma enerģija neietekmē tā izmaiņu rezultātu.

Šis ir īpašs gadījums Enerģijas taupīšanas princips, a Pirmais termodinamikas likums.

Jums vajadzētu arī zināt, ka Hesa ​​likumu var aprēķināt kā matemātisku vienādojumu. Lai to izdarītu, varat veikt šādas darbības:

• Apgrieziet ķīmisko reakciju otrādi, tādā gadījumā arī ΔH zīme ir jāmaina otrādi;
• Reiziniet vienādojumu, jāreizina arī ΔH vērtība;
• Daliet vienādojumu, jāsadala arī ΔH vērtība.

uzzināt vairāk par entalpija.

Entalpijas diagramma

Hesa likumu var vizualizēt arī, izmantojot enerģijas diagrammas:

Iepriekš redzamā diagramma parāda entalpijas līmeni. Šajā gadījumā cietušās reakcijas ir endotermiskas, tas ir, notiek enerģijas absorbcija.

ΔH₁ ir entalpijas izmaiņas, kas notiek no A uz B. Pieņemsim, ka tas ir 122 kj.
ΔH₂ ir entalpijas izmaiņas, kas notiek no B uz C. Pieņemsim, ka tas ir 224 kj.
ΔH₃ ir entalpijas izmaiņas, kas notiek no A uz C.

Tātad, mums ir svarīgi zināt ΔH vērtību_3, jo tas atbilst reakcijas entalpijas izmaiņām no A uz C.

Mēs varam atrast ΔH vērtību₃, no entalpijas summas katrā reakcijā:

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

Vai ΔH = H_f - H_i
ΔH = 346 kj - 122 kj
ΔH = 224 kj

Iestājeksāmens: soli pa solim atrisināts

1. (Fuvest-SP) Pamatojoties uz entalpijas variācijām, kas saistītas ar šādām reakcijām:

N_{2. punkta g) apakšpunkts} + 2 O_{2. punkta g) apakšpunkts} → 2 NĒ_{2. punkta g) apakšpunkts} ∆H1 = +67,6 kJ
N_{2. punkta g) apakšpunkts} + 2 O_{2. punkta g) apakšpunkts} → N₂O_{4. punkta g) apakšpunkts} ∆H2 = +9,6 kJ

Var paredzēt, ka entalpijas variācijas, kas saistītas ar NO dimerizācijas reakciju₂ būs vienāds ar:

2 N_{O2 (g)} → 1 N₂O_{4. punkta g) apakšpunkts}

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

Izšķirtspēja:

1. solis: Apgrieziet pirmo vienādojumu. Tas tāpēc, ka NĒ_{2. punkta g) apakšpunkts} tai jāpāriet uz reaģentu pusi, saskaņā ar globālo vienādojumu. Atcerieties, ka, mainot reakciju, ∆H1 arī maina zīmi, mainot to uz negatīvu.

Otrais vienādojums ir saglabāts.

2 NĒ_{2. punkta g) apakšpunkts} → N_{2. punkta g) apakšpunkts} + 2 O_{2. punkta g) apakšpunkts} 1H1 = - 67,6 kJ
N_{2. punkta g) apakšpunkts} + 2 O_{2. punkta g) apakšpunkts} → N₂O_{4. punkta g) apakšpunkts} ∆H2 = +9,6 kJ

2. solis: ņemiet vērā, ka N_{2. punkta g) apakšpunkts} parādās produktos un reaģentos, un tas pats notiek ar 2 mol O_{2. punkta g) apakšpunktā.}

2 NĒ_{2. punkta g) apakšpunkts} → N_{2. punkta g) apakšpunkts}+ 2 O_{2. punkta g) apakšpunkts}1H1 = - 67,6 kJ
N_{2. punkta g) apakšpunkts} + 2 O_{2. punkta g) apakšpunkts} → N₂O_{4. punkta g) apakšpunkts} ∆H2 = +9,6 kJ

Tādējādi tos var atcelt, iegūstot šādu vienādojumu:

2 NĒ_{2. punkta g) apakšpunkts} → N₂O_{4. punkta g) apakšpunkts}.

3. solis: Jūs varat redzēt, ka esam nonākuši pie globālā vienādojuma. Tagad mums jāpievieno vienādojumi.

∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = - 67,6 kJ + 9,6 kJ
∆H = -58 kJ ⇒ A alternatīva
Pēc ∆H negatīvās vērtības mēs arī zinām, ka tā ir eksotermiska reakcija ar siltuma izdalīšanos.

Uzziniet vairāk, lasiet arī:

• termoķīmija
• Vingrinājumi par termoķīmiju
• Endotermiskās un eksotermiskās reakcijas
• Otrais termodinamikas likums

Vingrinājumi

1. (UDESC-2012) Metāna gāzi var izmantot kā degvielu, kā parādīts 1. vienādojumā:

CH_{4. punkta g) apakšpunkts} + 2O_{2. punkta g) apakšpunkts} → CO_{2. punkta g) apakšpunkts} + 2H₂O_g)

Izmantojot zemāk minētos termoķīmiskos vienādojumus, kurus jūs uzskatāt par nepieciešamiem, un Hesa ​​likuma jēdzienus iegūstiet 1. vienādojuma entalpijas vērtību.

Ç_s) + H₂O_g) → CO_g) + H_{2. punkta g) apakšpunkts} ΔH = 131,3 kJ mol^-1
CO_g) + ½_{2. punkta g) apakšpunkts} → CO_{2. punkta g) apakšpunkts} ΔH = - 283,0 kJ mol^-1
H_{2. punkta g) apakšpunkts} + ½_{2. punkta g) apakšpunkts} → H₂O_g) ΔH = - 241,8 kJ mol^-1
Ç_s) + 2H_{2. punkta g) apakšpunkts} → CH_{4. punkta g) apakšpunkts} ΔH = - 74,8 kJ mol^-1

1. vienādojuma entalpijas vērtība (kJ) ir:

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

Skatiet Atbilde

c) - 802,3

2. (UNEMAT-2009) Hesa ​​likumam ir būtiska nozīme termoķīmijas pētījumā, un to var apgalvot kā “entalpijas variācijas ķīmiskajā reakcijā ir atkarīgas tikai no sākuma un beigu stāvokļa reakcija ". Viena no Hesa ​​likuma sekām ir tā, ka termoķīmiskos vienādojumus var apstrādāt algebriski.

Ņemot vērā vienādojumus:

Ç _(grafīts) + O_{2. punkta g) apakšpunkts} → CO_{2. punkta g) apakšpunkts} ΔH₁ = -393,3 kj
Ç _(Dimants) + O_{2. punkta g) apakšpunkts} → CO_{2. punkta g) apakšpunkts} ΔH₂ = -395,2 kj

Pamatojoties uz iepriekš minēto informāciju, aprēķiniet grafīta oglekļa entalpijas izmaiņas uz dimanta oglekli un atzīmējiet pareizo alternatīvu.

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

Skatiet Atbilde

b) +1,9 kj