Hess se wet: ΔH vind deur reaksies bymekaar te tel

Hoekom 'n toestandsfunksie Hess se wet laat werk

Entalpie is 'n toestandsfunksie: sy waarde hang slegs af van die huidige toestand van 'n sisteem, nie van hoe die sisteem daar gekom het nie. Die verandering ΔH tussen 'n begintoestand en 'n eindtoestand is dus dieselfde vir elke roete tussen hulle. Hoogte werk op dieselfde manier. Of jy 'n heuwel met die steil pad of die lang swaaie klim, jou verandering in hoogte is identies.

Hess se wet volg direk. As 'n reaksie as die som van twee of meer stappe geskryf kan word, is sy ΔH die som van die stappe se ΔH-waardes. Die stappe hoef nie werklik te gebeur nie; hulle moet net geldige chemiese vergelykings wees waarvan die entalpieë bekend is. Daardie vryheid maak die wet nuttig vir reaksies wat jy nie skoon in 'n kalorimeter kan laat plaasvind nie.

Drie reëls vir die hantering van termochemiese vergelykings

Elke reël volg uit die feit dat ΔH 'n ekstensiewe toestandsfunksie is. Om 'n proses om te keer bring die sisteem terug na sy begintoestand, dus moet die entalpieverandering gelyk en teenoorgesteld wees. Om die hoeveelheid reaksie te verdubbel verdubbel die energie wat betrokke is.

Skryf, voordat jy iets kombineer, die teikenvergelyking bo-aan jou werk. Vind dan in die gegewe vergelykings elke stof wat net een keer voorkom. Sy posisie en koëffisiënt vertel jou of daardie vergelyking omgekeer moet word en met watter faktor dit vermenigvuldig moet word.

• Keer 'n vergelyking om en jy verander die teken van sy ΔH.
• Vermenigvuldig 'n vergelyking met 'n faktor en jy vermenigvuldig sy ΔH met dieselfde faktor. Breuke soos ½ word toegelaat.
• Tel vergelykings bymekaar en jy tel hul ΔH-waardes bymekaar. Spesies wat aan albei kante van die som voorkom kanselleer, maar slegs as hul fisiese toestande ooreenstem.

Uitgewerkte voorbeeld: twee vergelykings omkeer en optel

Vind ΔH° vir die omskakeling van grafiet na diamant, C(grafiet) → C(diamant). Die direkte omskakeling vereis uiterste druk en kan nie in 'n kalorimeter uitgevoer word nie, maar albei vorme van koolstof brand. Gebruik (1) C(grafiet) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH° = −393.51 kJ, en (2) C(diamant) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH° = −395.40 kJ. Die eerste waarde is uit OpenStax Chemistry 2e Aanhangsel G; die tweede is uit dieselfde tabel bereken.

Grafiet is 'n reaktant in (1) en in die teiken, dus behou (1). Diamant is 'n reaktant in (2) maar 'n produk in die teiken, dus keer (2) om: CO₂(g) → C(diamant) + O₂(g), ΔH° = +395.40 kJ. Wanneer die twee bymekaargetel word, kom O₂ en CO₂ een keer aan elke kant voor en kanselleer, wat presies die teiken laat. ΔH° = −393.51 kJ + 395.40 kJ = +1.89 kJ.

Interpreteer die antwoord. Die positiewe teken beteken diamant lê effens hoër in entalpie as grafiet, konsekwent met grafiet, nie diamant nie, as die verwysingsvorm van koolstof. Die klein grootte van die getal is 'n herinnering dat die aftrek van twee groot, byna gelyke waardes hul onsekerheid vergroot.

Uitgewerkte voorbeeld: drie vergelykings en 'n kruiskontrole

Vind ΔH° vir die hidrogenering C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) uit verbrandingsdata. Gebruik (1) C₂H₄(g) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 2 H₂O(l), ΔH° = −1411.1 kJ; (2) H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l), ΔH° = −285.83 kJ; en (3) C₂H₆(g) + 7/2 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l), ΔH° = −1560.5 kJ. Hierdie verbrandingswaardes is uit Aanhangsel G-vormingsdata bereken sodat jy hulle kan reproduseer.

C₂H₄ en H₂ is reaktante in beide die teiken en vergelykings (1) en (2), dus behou dié soos geskryf. C₂H₆ is 'n produk in die teiken maar 'n reaktant in (3), dus keer (3) om en verander sy teken na +1560.5 kJ. Tel nou: suurstof is 3 + ½ = 7/2 O₂ links en 7/2 O₂ regs; koolstofdioksied is 2 aan elke kant; water is 2 + 1 = 3 regs en 3 links. Alles kanselleer behalwe die teiken. ΔH° = −1411.1 − 285.83 + 1560.5 = −136.4 kJ, gerapporteer tot een desimale plek omdat die minste presiese waardes een het.

Kruiskontrole met vormingsentalpieë: ΔH°f van C₂H₆(g) is −84.0 kJ/mol en van C₂H₄(g) is +52.4 kJ/mol, en H₂(g) is nul, dus ΔH° = −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ. Twee verskillende roetes gee dieselfde antwoord, wat presies is wat 'n toestandsfunksie waarborg.

Standaardvormingsentalpieë en verwysingstoestande

Die standaardvormingsentalpie, ΔH°f, is die entalpieverandering wanneer een mol van 'n verbinding uit sy elemente vorm, elk in sy verwysingsvorm, onder standaardtoestande. Die verwysingsvorm is die stabielste vorm met seldsame uitsonderings: fosfor gebruik wit P₄(s), wat Aanhangsel G by nul lys. IUPAC stel standaarddruk op 1 bar; baie tabelle gebruik steeds 1 atm, en die verskil is weglaatbaar vir die meeste entalpiewerk. Getabuleerde waardes word gewoonlik by 298.15 K gegee.

'n Vormingsvergelyking maak altyd presies een mol produk, dus is breukkoëffisiënte normaal: ½ N₂(g) + 3/2 H₂(g) → NH₃(g), ΔH°f = −45.9 kJ/mol. Vir 'n element wat reeds in sy verwysingsvorm is, soos O₂(g), H₂(g), grafiet of vloeibare broom, is ΔH°f volgens definisie nul. Ander vorme van 'n element is nie nul nie: Aanhangsel G lys diamant by +1.89 kJ/mol relatief tot grafiet.

ΔH°rxn uit vormingsdata bereken

Enige reaksie kan as twee stappe voorgestel word: breek die reaktante af in hul elemente, bou dan die produkte uit daardie elemente. Die eerste stap is die omgekeerde van die reaktante se vormingsreaksies en die tweede is die produkte se vormingsreaksies. Dit gee die werkformule ΔH°rxn = Σ n ΔH°f(produkte) − Σ m ΔH°f(reaktante), waar n en m die koëffisiënte in die gebalanseerde vergelyking is.

Uitgewerkte voorbeeld. Vind ΔH° vir 2 N₂H₄(l) + N₂O₄(g) → 3 N₂(g) + 4 H₂O(g), 'n hidrasienreaksie van die soort wat in sommige vuurpylenjins gebruik word. Uit Aanhangsel G: N₂H₄(l) +50.63 kJ/mol, N₂O₄(g) +11.1 kJ/mol, H₂O(g) −241.82 kJ/mol, en N₂(g) 0. Produkte: 3(0) + 4(−241.82) = −967.28 kJ. Reaktante: 2(50.63) + 11.1 = 112.36 kJ. ΔH° = −967.28 − 112.36 = −1079.6 kJ, gerapporteer tot een desimale plek omdat 11.1 een het. Dit is −539.8 kJ per mol hidrasien.

Die toestand van water maak saak. As die vergelyking vloeibare water opgelewer het, met −285.83 kJ/mol, sou die antwoord −1255.7 kJ wees. Die verskil is vier keer die entalpie wat vrygestel word wanneer 'n mol waterdamp kondenseer.

Foute wat 'n Hess se wet-berekening breek

Die meeste foute in hierdie probleme is boekhoudfoute, en 'n neergeskrewe telling van elke spesie vang byna almal. Wanneer die kansellasie nie die teiken presies reproduseer nie, is 'n vergelyking verkeerd omgekeer of geskaleer.

'n Tweede kontrole is om die teken te skat. Verbrandings en die vorming van die meeste stabiele verbindings is eksotermies, dus dui 'n positiewe antwoord vir die verbranding van 'n brandstof op 'n omgekeerde stap.

• 'n Vergelyking omkeer sonder om die teken van sy ΔH te verander.
• 'n Vergelyking met 2 of ½ vermenigvuldig maar sy ΔH onveranderd laat.
• In die verkeerde volgorde aftrek: die formule is produkte minus reaktante.
• Die koëffisiënte vergeet wanneer vormingsentalpieë opgetel word.
• ΔH°f vir die verkeerde toestand gebruik, soos H₂O(g) wanneer die vergelyking H₂O(l) het.
• 'n Element in sy verwysingsvorm 'n nie-nul ΔH°f gee, of 'n verbinding nul gee.