Закон Гесса та ентальпія формування
- Page ID
- 24489
Навички для розвитку
- Обчисліть ентальпії реакцій за допомогою закону Гесса
- Визначте «стандартний стан»
Що таке закон Гесса?
Закон Гесса є раннім твердженням закону збереження енергії (1840 р.). Це говорить про те, що тепло, що виділяється процесом, не залежить від того, як відбувається процес (лише від початкового та кінцевого станів: іншими словами, це функція стану). Тепер ми знаємо, що для цього дійсно слід використовувати ентальпію, а не тепло, тому що ентальпія - це функція стану, тому це правда, тоді як тепло - це процес. Закон Гесса дозволяє нам розбити реакцію або процес на низку невеликих, легко виміряних кроків, і тоді ми можемо скласти ΔH кроків, щоб знайти зміну ентальпії всього цього. Закон Гесса - відмінний спосіб думати про хімічні процеси і робити прогнози. Ми побачимо безліч застосувань закону Гесса, але зараз давайте почнемо з пошуку реакційних ентальпій за допомогою стандартних ентальпій формування.
Стандартні ентальпії освіти
Стандартні ентальпії освіти допомагають нам прогнозувати реакційні ентальпії для багатьох реакцій, якщо продукти та реагенти добре вивчені, навіть якщо специфічна реакція нова. Для цього ми уявляємо, що беремо реагенти і розділяємо їх на чисті елементи в стандартному стані. Стандартним станом є елемент в найбільш стійкому вигляді при кімнатній температурі і атмосферному тиску. Потім беремо елементи і рекомбінуємо їх, щоб вийшли вироби. Реакційна ентальпія дорівнює різниці в ентальпіях цих процесів.
Приклад
Давайте розглянемо конкретний приклад. Ось деякі ентальпії освіти (в кДж/моль реакції):
\ [C (s) + O_ {2} (g)\ стрілка вправо CO_ {2} (g)\;\ Дельта H_ {f} = -394\; кДж$$
$$C (s) + 2H_ {2} (g)\ стрілка вправо CH_ {4} (г)\;\ Дельта H_ {f} = -75\; кДж$
$2H$Н$ _ {2} (g) + O_ {2} (g)\ стрілка вправо 2H_ {2} O (l)\;\ Дельта H_ {f} = -572\; кДж\]
Скористаємося цими ентальпіями освіти для розрахунку ентальпії горіння на 1 моль метану. Потрібна реакція
$CH_ {4} (g) + 2O_ {2} (g)\ rightarrow CO_ {2} (g) + 2H_ {2} O (g) $$
Якщо ми обернемо реакцію, то змінюємо знак на ΔH, а якщо помножити реакцію на постійний коефіцієнт, множимо ΔH на той же коефіцієнт. Давайте об'єднаємо рівняння константи формування, щоб вони складалися до потрібної нам реакції:
| СН 4 (г) | → | C (s) + 2Н 2 (г) | ΔН ф = 75 кДж |
| С (с) + О 2 (г) | → | СО 2 (г) | ΔН ф = -394 кДж |
| 2Н 2 (г) + О 2 (г) | → | 2Н 2 О (л) | ΔН ф = -572 кДж |
Це майже правильно, але нам не вистачає стану води:
\[H_{2}O(l)\rightarrow H_{2}O(g)\; \Delta H=44\; kJ\]
Повний комплект
| СН 4 (г) | → | C (s) + 2Н 2 (г) | ΔН ф = 75 кДж |
| С (с) + О 2 (г) | → | СО 2 (г) | ΔН ф = -394 кДж |
| 2Н 2 (г) + О 2 (г) | → | 2Н 2 О (л) | ΔН ф = -572 кДж |
| 2Н 2 О (л) | → | 2Н 2 О (г) | ΔН ф = 88 кДж |
| СН 4 (г) + 2О 2 (г) | → | СО 2 (г) + 2Н 2 О (г) | ΔH =? |
Зверніть увагу, що все, крім бажаної реакції, скасовується. Тепер ми просто складаємо ентальпії кожного кроку, і виявляємо, що ентальпія згоряння 1 моля метану становить -803 кДж.
Загальний порядок розрахунків закону Гесса
Визначте рівняння для потрібного процесу (процес, для якого потрібно знати зміну ентальпії). Розбийте його на кроки, для яких ви можете шукати зміни ентальпії. Ймовірно, це означає такі кроки, як формування з елементів, так і зміни стану. (Пізніше ми включимо інші процеси, такі як іонізація тощо) Організуйте кроки так, щоб все скасувалося, залишивши лише бажану реакцію. Переконайтеся, що коефіцієнти на рівняннях правильні (при необхідності множимо рівняння і ΔH на постійну) і що всі компоненти знаходяться в правильному стані (як у прикладі вище, нам довелося перетворити з рідкої води в газоподібну воду). Тоді просто складіть його!