Хессов закон нам омогућава да израчунамо варијацију енталпије, која је количина енергије присутне у супстанцама након хемијских реакција. То је зато што није могуће измерити саму енталпију, већ њену варијацију.
Хесс-ов закон лежи у основи проучавања термохемије.
Овај закон експериментално је развио Гермаин Хенри Хесс, који је установио:
Промена енталпије (ΔХ) у хемијској реакцији зависи само од почетног и крајњег стања реакције, без обзира на број реакција.
Како се може израчунати Хессов закон?
Промена енталпије може се израчунати одузимањем почетне енталпије (пре реакције) од коначне енталпије (после реакције):
ΔХ = Хф - Хи
Други начин за израчунавање је кроз збир енталпија у свакој од интермедијарних реакција. Без обзира на број и врсту реакција.
ΔХ = ΔХ1 + ΔХ2
Будући да се у овом прорачуну узимају у обзир само почетне и коначне вредности, закључено је да средња енергија не утиче на резултат њених промена.
Ово је посебан случај Принцип уштеде енергије, а Први закон термодинамике.
Такође бисте требали знати да се Хесов закон може израчунати као математичка једначина. Да бисте то урадили, можете извршити следеће радње:
- Обрнути хемијску реакцију, у том случају знак ΔХ такође мора бити обрнут;
- Помножите једначину, вредност ΔХ такође мора бити помножена;
- Поделите једначину, вредност ΔХ такође мора бити подељена.
знати више о енталпија.
Дијаграм енталпије
Хесс-ов закон се такође може приказати кроз енергетске дијаграме:
Горњи дијаграм приказује нивое енталпије. У овом случају, претрпљене реакције су ендотермне, односно постоји апсорпција енергије.
ΔХ1 је промена енталпије која се дешава од А до Б. Претпоставимо да је 122 кј.
ΔХ2 је промена енталпије која се дешава из Б у Ц. Претпоставимо да је 224 кј.
ΔХ3 је промена енталпије која се дешава од А до Ц.
Дакле, нама је важно да знамо вредност ΔХ3, као што одговара промени енталпије реакције од А до Ц.
Можемо наћи вредност ΔХ3, из збира енталпије у свакој од реакција:
ΔХ3 = ΔХ1 + ΔХ2
ΔХ3 = 122 кј + 224 кј
ΔХ3 = 346 кј
Или ΔХ = Хф - Хи
ΔХ = 346 кј - 122 кј
ΔХ = 224 кј
Пријемни испит: Решава се корак по корак
1. (Фувест-СП) На основу варијација енталпије повезане са следећим реакцијама:
Н.2 (г) + 2 О.2 (г) → 2 НЕ2 (г) ∆Х1 = +67,6 кЈ
Н.2 (г) + 2 О.2 (г) → Н2О.4 (г) ∆Х2 = +9,6 кЈ
Може се предвидети да је варијација енталпије повезана са реакцијом димерације НО2 биће једнако:
2 Н.О2 (г) → 1 Н.2О.4 (г)
а) -58,0 кЈ б) +58,0 кЈ в) -77,2 кЈ г) +77,2 кЈ д) +648 кЈ
Резолуција:
Корак 1: Обрни прву једначину. То је зато што НЕ2 (г) треба да пређе на страну реактаната, према глобалној једначини. Запамтите да при преокретању реакције ∆Х1 такође обрће знак, мењајући га у негативан.
Друга једначина је сачувана.
2 НЕ2 (г) → Н2 (г) + 2 О.2 (г) ∆Х1 = - 67,6 кЈ
Н.2 (г) + 2 О.2 (г) → Н2О.4 (г) ∆Х2 = +9,6 кЈ
Корак 2: Имајте на уму да је Н.2 (г) појављује се у производима и реагенсима, а исто се дешава са 2 мола О.2 (г).
2 НЕ2 (г) → Н.2 (г)+ 2 О.2 (г)∆Х1 = - 67,6 кЈ
Н.2 (г) + 2 О.2 (г) → Н2О.4 (г) ∆Х2 = +9,6 кЈ
Дакле, они се могу поништити што резултира следећом једначином:
2 НЕ2 (г) → Н2О.4 (г).
Корак 3: Можете видети да смо дошли до глобалне једначине. Сада морамо додати једначине.
∆Х = ∆Х1 + ∆Х2
∆Х = - 67,6 кЈ + 9,6 кЈ
∆Х = -58 кЈ ⇒ Алтернатива А.
Из негативне вредности ∆Х такође знамо да је то егзотермна реакција, са ослобађањем топлоте.
Сазнајте више, прочитајте такође:
- термохемија
- Вежбе из термохемије
- Ендотермне и егзотермне реакције
- Други закон термодинамике
Вежбе
1. (УДЕСЦ-2012) Метан гас се може користити као гориво, као што је приказано у једначини 1:
ЦХ4 (г) + 2О2 (г) → ЦО2 (г) + 2Х2О.(г)
Користећи термохемијске једначине доле, које сматрате потребним, и концепте Хесс-овог закона, добијете енталпијску вредност једначине 1.
Ц(с) + Х2О.(г) → ЦО(г) + Х2 (г) ΔХ = 131,3 кЈ мол-1
ЦО(г) + ½ тхе2 (г) → ЦО2 (г) ΔХ = - 283,0 кЈ мол-1
Х.2 (г) + ½ тхе2 (г) → Х.2О.(г) ΔХ = - 241,8 кЈ мол-1
Ц(с) + 2Х2 (г) → ЦХ4 (г) ΔХ = - 74,8 кЈ мол-1
Вредност енталпије једначине 1, у кЈ, је:
а) - 704,6
б) - 725,4
в) - 802,3
г) - 524,8
е) - 110,5
в) - 802,3
2. (УНЕМАТ-2009) Хесс-ов закон је од фундаменталне важности у проучавању термохемије и може се констатовати јер „варијација енталпије у хемијској реакцији зависи само од почетног и крајњег стања реакција ". Једна од последица Хесс-овог закона је да се термохемијске једначине могу третирати алгебарски.
С обзиром на једначине:
Ц (графит) + О.2 (г) → ЦО2 (г) ΔХ1 = -393,3 кј
Ц (Дијамант) + О.2 (г) → ЦО2 (г) ΔХ2 = -395,2 кј
На основу горњих података, израчунајте промену енталпије графитног угљеника у дијамантски угљеник и означите тачну алтернативу.
а) -788,5 кј
б) +1,9 кј
в) +788,5 кј
г) -1,9 кј
д) +98,1 кј
б) +1,9 кј
