Хессов закон: шта је то, основе и вежбе

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 = Х_ф - Х_и

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 ΔХ_3, 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 = Х_ф - Х_и
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 НЕ_{2 (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 НЕ_{2 (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 НЕ_{2 (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

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 НЕ_{2 (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 НЕ_{2 (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:

ЦХ_{4 (г)} + 2О_{2 (г)} → ЦО_{2 (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) + Х_{2 (г)} ΔХ = 131,3 кЈ мол^-1
ЦО_(г) + ½ тхе_{2 (г)} → ЦО_{2 (г)} ΔХ = - 283,0 кЈ мол^-1
Х._{2 (г)} + ½ тхе_{2 (г)} → Х.₂О._(г) ΔХ = - 241,8 кЈ мол^-1
Ц_(с) + 2Х_{2 (г)} → ЦХ_{4 (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

Погледајте одговор

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)} → ЦО_{2 (г)} ΔХ₁ = -393,3 кј
Ц _{(Дијамант)} + О._{2 (г)} → ЦО_{2 (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

Погледајте одговор

б) +1,9 кј