De wet van Hess: wat het is, grondbeginselen en oefeningen

De wet van Hess stelt ons in staat om de enthalpievariatie te berekenen, de hoeveelheid energie die aanwezig is in stoffen na het ondergaan van chemische reacties. Dit komt omdat het niet mogelijk is om de enthalpie zelf te meten, maar de variatie ervan.

De wet van Hess ligt ten grondslag aan de studie van de thermochemie.

Deze wet is experimenteel ontwikkeld door Germain Henry Hess, die vaststelde:

De enthalpieverandering (ΔH) in een chemische reactie hangt alleen af ​​van de begin- en eindtoestand van de reactie, ongeacht het aantal reacties.

Hoe kan de wet van Hess worden berekend?

De enthalpieverandering kan worden berekend door de initiële enthalpie (vóór de reactie) af te trekken van de uiteindelijke enthalpie (na de reactie):

ΔH = H_f - H_ik

Een andere manier om het te berekenen is door de som van de enthalpieën in elk van de tussenreacties. Ongeacht het aantal en type reacties.

ΔH = ΔH₁ + H₂

Aangezien deze berekening alleen rekening houdt met de begin- en eindwaarden, wordt geconcludeerd dat de tussenenergie geen invloed heeft op het resultaat van zijn variatie.

Dit is een bijzonder geval van Principe van energiebesparing, een Eerste wet van de thermodynamica.

Je moet ook weten dat de wet van Hess kan worden berekend als een wiskundige vergelijking. Om dit te doen, kunt u de volgende acties uitvoeren:

• Keer de chemische reactie om, in welk geval het ΔH-teken ook moet worden omgekeerd;
• Vermenigvuldig de vergelijking, de waarde van ΔH moet ook worden vermenigvuldigd;
• Deel de vergelijking, de waarde van ΔH moet ook worden gedeeld.

meer weten over enthalpie.

Enthalpie diagram

De wet van Hess kan ook worden gevisualiseerd door middel van energiediagrammen:

Het bovenstaande diagram toont de enthalpieniveaus. In dit geval zijn de opgelopen reacties endotherm, dat wil zeggen dat er energie wordt geabsorbeerd.

H₁ is de enthalpieverandering die plaatsvindt van A naar B. Stel dat het 122 kj is.
H₂ is de enthalpieverandering die plaatsvindt van B naar C. Stel dat het 224 kj is.
H₃ is de enthalpieverandering die plaatsvindt van A naar C.

Het is dus belangrijk voor ons om de waarde van ΔH. te kennen_3, omdat het overeenkomt met de verandering in enthalpie van de reactie van A naar C.

We kunnen de waarde van ΔH. vinden₃, van de som van de enthalpie in elk van de reacties:

H₃ = ΔH₁ + H₂
H₃ = 122 kj + 224 kj
H₃ = 346 kj

Of ΔH = H_f - H_ik
ΔH = 346 kj – 122 kj
ΔH = 224 kj

Toelatingsexamen: stap voor stap opgelost

1. (Fuvest-SP) Gebaseerd op enthalpievariaties geassocieerd met de volgende reacties:

nee_2(g) + 2 O_2(g) → 2 NEE_2(g) ∆H1 = +67,6 kJ
nee_2(g) + 2 O_2(g) → Nee₂O_4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

Het kan worden voorspeld dat de enthalpievariatie geassocieerd met de NO-dimerisatiereactie₂ zal gelijk zijn aan:

2 Nee_O2(g) → 1 Nee₂O_4(g)

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

Resolutie:

Stap 1: Keer de eerste vergelijking om. Dat komt omdat NEE_2(g) moet naar de kant van de reactanten gaan, volgens de globale vergelijking. Onthoud dat bij het omkeren van de reactie, ∆H1 ook het teken omkeert en het verandert in negatief.

De tweede vergelijking is behouden.

2 NEE_2(g) → Nee_2(g) + 2 O_2(g) ∆H1 = - 67,6 kJ
nee_2(g) + 2 O_2(g) → Nee₂O_4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

Stap 2: Merk op dat N_2(g) komt voor in producten en reagentia en hetzelfde gebeurt met 2 mol O_2(g).

2 NEE_2(g) → nee_2(g)+ 2 O_2(g)∆H1 = - 67,6 kJ
nee_2(g) + 2 O_2(g) → Nee₂O_4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

Ze kunnen dus worden geannuleerd, wat resulteert in de volgende vergelijking:

2 NEE_2(g) → Nee₂O_4(g).

Stap 3: Je kunt zien dat we bij de globale vergelijking zijn aangekomen. Nu moeten we de vergelijkingen toevoegen.

∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = - 67,6 kJ + 9,6 kJ
∆H = -58 kJ ⇒ Alternatief A
Uit de negatieve waarde van ∆H weten we ook dat het een exotherme reactie is, waarbij warmte vrijkomt.

Lees meer, lees ook:

• thermochemie
• Oefeningen over thermochemie
• Endotherme en exotherme reacties
• Tweede wet van de thermodynamica

Opdrachten

1. (UDESC-2012) Methaangas kan worden gebruikt als brandstof, zoals weergegeven in vergelijking 1:

CH_4(g) + 2O_2(g) → CO_2(g) + 2H₂O_(g)

Gebruik de onderstaande thermochemische vergelijkingen, die u nodig acht, en de concepten van de wet van Hess om de enthalpiewaarde van vergelijking 1 te verkrijgen.

Ç_(en) + H₂O_(g) → CO_(g) + H_2(g) ΔH = 131,3 kJ mol^-1
CO_(g) + de_2(g) → CO_2(g) ΔH = – 283,0 kJ mol^-1
H_2(g) + de_2(g) → H₂O_(g) ΔH = – 241,8 kJ mol^-1
Ç_(en) + 2H_2(g) → CH_4(g) ΔH = – 74,8 kJ mol^-1

De enthalpiewaarde van vergelijking 1, in kJ, is:

a) - 704.6
b) - 725,4
c) - 802.3
d) - 524,8
e) - 110.5

Zie antwoord

c) – 802.3

2. (UNEMAT-2009) De wet van Hess is van fundamenteel belang in de studie van thermochemie en kan worden vermeld: als "de variatie van enthalpie in een chemische reactie hangt alleen af ​​van de begin- en eindtoestand van de" reactie". Een van de gevolgen van de wet van Hess is dat thermochemische vergelijkingen algebraïsch kunnen worden behandeld.

Gezien de vergelijkingen:

Ç _(grafiet) + O_2(g) → CO_2(g) H₁ = -393,3 kj
Ç _(Diamant) + O_2(g) → CO_2(g) H₂ = -395,2 kj

Bereken op basis van bovenstaande informatie de enthalpieverandering van grafietkoolstof naar diamantkoolstof en vink het juiste alternatief aan.

a) -788.5 kj
b) +1,9 kj
c) +788.5 kj
d) -1,9 kj
e) +98,1 kj

Zie antwoord

b) +1,9 kj