Хесов закон: наоѓање на ΔH со собирање реакции

Зошто функцијата на состојба го прави Хесовиот закон да функционира

Енталпијата е функција на состојба: нејзината вредност зависи само од тековната состојба на системот, а не од тоа како системот стигнал до неа. Промената ΔH меѓу почетната и крајната состојба затоа е иста за секој пат меѓу нив. Надморската височина функционира исто. Без разлика дали се искачувате на ридот по стрмната патека или по долгите серпентини, вашата промена на висината е идентична.

Хесовиот закон следи директно. Ако реакцијата може да се напише како збир на два или повеќе чекори, нејзиното ΔH е збир на вредностите ΔH на чекорите. Чекорите не мора да се случуваат во реалноста; потребно е само да бидат валидни хемиски равенки чии енталпии се познати. Таа слобода го прави законот корисен за реакции што не можете чисто да ги извршите во калориметар.

Три правила за манипулација со термохемиски равенки

Секое правило следи од фактот дека ΔH е екстензивна функција на состојба. Обратувањето на процесот го враќа системот во почетната состојба, па промената на енталпијата мора да биде еднаква и спротивна. Удвојувањето на количеството реакција ја удвојува вклучената енергија.

Пред да комбинирате било што, запишете ја целната равенка на врвот од вашата работа. Потоа во дадените равенки најдете ја секоја супстанција што се јавува само еднаш. Нејзината позиција и коефициент ви кажуваат дали таа равенка мора да се обрне и со кој фактор мора да се помножи.

• Обрнете ја равенката и го менувате знакот на нејзиното ΔH.
• Помножете ја равенката со фактор и го множите нејзиното ΔH со истиот фактор. Дропки како ½ се дозволени.
• Соберете равенки и ги собирате нивните вредности ΔH. Честичките што се јавуваат од двете страни на збирот се скратуваат, но само ако нивните агрегатни состојби се совпаѓаат.

Решен пример: обратување и собирање на две равенки

Најдете ΔH° за претворање на графит во дијамант, C(graphite) → C(diamond). Директното претворање бара екстремен притисок и не може да се изведе во калориметар, но двете форми на јаглерод согоруваат. Користете (1) C(graphite) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH° = −393.51 kJ, и (2) C(diamond) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH° = −395.40 kJ. Првата вредност е од OpenStax Chemistry 2e Додаток G; втората е пресметана од истата табела.

Графитот е реактант во (1) и во целта, па задржете го (1). Дијамантот е реактант во (2), но производ во целта, па обрнете го (2): CO₂(g) → C(diamond) + O₂(g), ΔH° = +395.40 kJ. Собирајќи ги двете, O₂ и CO₂ се јавуваат по еднаш од секоја страна и се скратуваат, оставајќи точно целта. ΔH° = −393.51 kJ + 395.40 kJ = +1.89 kJ.

Протолкувајте го одговорот. Позитивниот знак значи дека дијамантот лежи малку повисоко по енталпија од графитот, што се согласува со тоа што графитот, а не дијамантот, е референтната форма на јаглеродот. Малата големина на бројот е потсетник дека одземањето на две големи, речиси еднакви вредности ја зголемува нивната неопределеност.

Решен пример: три равенки и вкрстена проверка

Најдете ΔH° за хидрогенизацијата C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) од податоци за согорување. Користете (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; и (3) C₂H₆(g) + 7/2 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l), ΔH° = −1560.5 kJ. Овие вредности за согорување се пресметани од податоците за градба од Додаток G за да можете да ги репродуцирате.

C₂H₄ и H₂ се реактанти и во целта и во равенките (1) и (2), па задржете ги како што се напишани. C₂H₆ е производ во целта, но реактант во (3), па обрнете го (3) и сменете му го знакот на +1560.5 kJ. Сега направете попис: кислородот е 3 + ½ = 7/2 O₂ лево и 7/2 O₂ десно; јаглерод диоксидот е 2 од секоја страна; водата е 2 + 1 = 3 десно и 3 лево. Сè се скратува освен целта. ΔH° = −1411.1 − 285.83 + 1560.5 = −136.4 kJ, наведено на едно децимално место бидејќи најмалку прецизните вредности имаат едно.

Вкрстена проверка со енталпиите на градба: ΔH°f на C₂H₆(g) е −84.0 kJ/mol, а на C₂H₄(g) е +52.4 kJ/mol, а H₂(g) е нула, па ΔH° = −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ. Два различни пата го даваат истиот одговор, што е токму она што го гарантира функцијата на состојба.

Стандардни енталпии на градба и референтни состојби

Стандардната енталпија на градба, ΔH°f, е промената на енталпијата кога еден мол соединение се формира од своите елементи, секој во својата референтна форма, под стандардни услови. Референтната форма е најстабилната форма со ретки исклучоци: фосфорот користи бел P₄(s), кој Додаток G го наведува со нула. IUPAC го поставува стандардниот притисок на 1 bar; многу табели сè уште користат 1 atm, а разликата е занемарлива за повеќето работи со енталпија. Табелираните вредности обично се даваат на 298.15 K.

Равенката на градба секогаш создава точно еден мол производ, па дропните коефициенти се нормални: ½ N₂(g) + 3/2 H₂(g) → NH₃(g), ΔH°f = −45.9 kJ/mol. За елемент веќе во својата референтна форма, како O₂(g), H₂(g), графит или течен бром, ΔH°f е нула по дефиниција. Другите форми на елементот не се нула: Додаток G го наведува дијамантот со +1.89 kJ/mol во однос на графитот.

Пресметување на ΔH°rxn од податоци за градба

Секоја реакција може да се замисли како два чекора: разложете ги реактантите на нивните елементи, потоа изградете ги производите од тие елементи. Првиот чекор е обратен на реакциите на градба на реактантите, а вториот се реакциите на градба на производите. Тоа ја дава работната формула ΔH°rxn = Σ n ΔH°f(производи) − Σ m ΔH°f(реактанти), каде n и m се коефициентите во изедначената равенка.

Решен пример. Најдете ΔH° за 2 N₂H₄(l) + N₂O₄(g) → 3 N₂(g) + 4 H₂O(g), реакција на хидразин од видот што се користи кај некои ракетни мотори. Од Додаток G: N₂H₄(l) +50.63 kJ/mol, N₂O₄(g) +11.1 kJ/mol, H₂O(g) −241.82 kJ/mol и N₂(g) 0. Производи: 3(0) + 4(−241.82) = −967.28 kJ. Реактанти: 2(50.63) + 11.1 = 112.36 kJ. ΔH° = −967.28 − 112.36 = −1079.6 kJ, наведено на едно децимално место бидејќи 11.1 има едно. Тоа е −539.8 kJ по мол хидразин.

Состојбата на водата е важна. Ако равенката создаваше течна вода, користејќи −285.83 kJ/mol, одговорот би бил −1255.7 kJ. Разликата е четирикратна енталпија ослободена кога мол водена пареа кондензира.

Грешки што го нарушуваат пресметувањето според Хесовиот закон

Повеќето грешки во овие задачи се грешки во евиденцијата, а запишан попис на секоја честичка фаќа речиси сите. Кога скратувањето не ја репродуцира точно целта, некоја равенка е погрешно обратена или скалирана.

Втора проверка е проценка на знакот. Согорувањата и градбата на повеќето стабилни соединенија се егзотермни, па позитивен одговор за согорување на гориво сигнализира обратен чекор.

• Обратување на равенка без менување на знакот на нејзиното ΔH.
• Множење на равенка со 2 или ½ но оставање на нејзиното ΔH непроменето.
• Одземање по погрешен редослед: формулата е производи минус реактанти.
• Заборавање на коефициентите при собирање на енталпиите на градба.
• Користење ΔH°f за погрешна состојба, како H₂O(g) кога равенката има H₂O(l).
• Давање на елемент во референтна форма ненулта ΔH°f, или давање на соединение нула.