Ligji i Hess-it: gjetja e ΔH duke mbledhur reaksione

Pse një funksion gjendjeje e bën ligjin e Hess-it të funksionojë

Entalpia është funksion gjendjeje: vlera e saj varet vetëm nga gjendja aktuale e një sistemi, jo nga mënyra si ka arritur aty. Ndryshimi ΔH mes një gjendjeje fillestare dhe një gjendjeje përfundimtare është prandaj i njëjtë për çdo rrugë mes tyre. Lartësia mbi nivelin e detit funksionon njëlloj. Qoftë nëse e ngjit një kodër me shtegun e pjerrët apo me zigzaget e gjata, ndryshimi i lartësisë sate është identik.

Ligji i Hess-it rrjedh drejtpërdrejt. Nëse një reaksion mund të shkruhet si shuma e dy ose më shumë hapave, ΔH i tij është shuma e vlerave ΔH të hapave. Hapat nuk duhet të ndodhin realisht; ata duhet vetëm të jenë ekuacione kimike të vlefshme entalpitë e të cilave njihen. Kjo liri e bën ligjin të dobishëm për reaksione që nuk mund t'i kryesh pastër në një kalorimetër.

Tri rregulla për manipulimin e ekuacioneve termokimike

Çdo rregull rrjedh nga fakti se ΔH është funksion gjendjeje ekstensiv. Përmbysja e një procesi e kthen sistemin në gjendjen e tij fillestare, ndaj ndryshimi i entalpisë duhet të jetë i barabartë dhe i kundërt. Dyfishimi i sasisë së reaksionit dyfishon energjinë e përfshirë.

Para se të kombinosh ndonjë gjë, shkruaj ekuacionin e synuar në krye të punës sate. Pastaj gjej, në ekuacionet e dhëna, çdo substancë që shfaqet vetëm një herë. Pozicioni dhe koeficienti i saj të tregojnë nëse ai ekuacion duhet përmbysur dhe me çfarë faktori duhet shumëzuar.

• Përmbys një ekuacion dhe e ndrysho shenjën e ΔH të tij.
• Shumëzo një ekuacion me një faktor dhe e shumëzo ΔH të tij me të njëjtin faktor. Thyesa si ½ lejohen.
• Mblidh ekuacione dhe mblidh vlerat e tyre ΔH. Speciet që shfaqen në të dyja anët e shumës thjeshtohen, por vetëm nëse gjendjet e tyre fizike përputhen.

Shembull i zgjidhur: përmbysja dhe mbledhja e dy ekuacioneve

Gjej ΔH° për shndërrimin e grafitit në diamant, C(graphite) → C(diamond). Shndërrimi i drejtpërdrejtë kërkon presion ekstrem dhe nuk mund të kryhet në një kalorimetër, por të dyja format e karbonit digjen. Përdor (1) C(graphite) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH° = −393.51 kJ, dhe (2) C(diamond) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH° = −395.40 kJ. Vlera e parë është nga Shtojca G e OpenStax Chemistry 2e; e dyta u llogarit nga e njëjta tabelë.

Grafiti është reaktant në (1) dhe në objektiv, ndaj mbaje (1). Diamanti është reaktant në (2) por produkt në objektiv, ndaj përmbys (2): CO₂(g) → C(diamond) + O₂(g), ΔH° = +395.40 kJ. Duke i mbledhur të dyja, O₂ dhe CO₂ shfaqen një herë në çdo anë dhe thjeshtohen, duke lënë saktësisht objektivin. ΔH° = −393.51 kJ + 395.40 kJ = +1.89 kJ.

Interpreto përgjigjen. Shenja pozitive do të thotë se diamanti qëndron pak më lart në entalpi se grafiti, në përputhje me faktin që grafiti, jo diamanti, është forma e referencës e karbonit. Madhësia e vogël e numrit është kujtesë se zbritja e dy vlerave të mëdha, pothuajse të barabarta, e zmadhon pasigurinë e tyre.

Shembull i zgjidhur: tri ekuacione dhe një kontroll i kryqëzuar

Gjej ΔH° për hidrogjenimin C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) nga të dhënat e djegies. Përdor (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; dhe (3) C₂H₆(g) + 7/2 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l), ΔH° = −1560.5 kJ. Këto vlera djegieje u llogaritën nga të dhënat e formimit të Shtojcës G që t'i riprodhosh.

C₂H₄ dhe H₂ janë reaktantë si në objektiv, ashtu edhe në ekuacionet (1) dhe (2), ndaj mbaji siç janë shkruar. C₂H₆ është produkt në objektiv por reaktant në (3), ndaj përmbys (3) dhe ndrysho shenjën e saj në +1560.5 kJ. Tani numëro: oksigjeni është 3 + ½ = 7/2 O₂ në të majtë dhe 7/2 O₂ në të djathtë; dioksidi i karbonit është 2 në çdo anë; uji është 2 + 1 = 3 në të djathtë dhe 3 në të majtë. Gjithçka thjeshtohet përveç objektivit. ΔH° = −1411.1 − 285.83 + 1560.5 = −136.4 kJ, e raportuar me një shifër pas presjes, sepse vlerat më pak precize kanë një.

Kontroll i kryqëzuar me entalpitë e formimit: ΔH°f i C₂H₆(g) është −84.0 kJ/mol dhe i C₂H₄(g) është +52.4 kJ/mol, dhe H₂(g) është zero, ndaj ΔH° = −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ. Dy rrugë të ndryshme japin të njëjtën përgjigje, që është pikërisht ajo që garanton një funksion gjendjeje.

Entalpitë standarde të formimit dhe gjendjet e referencës

Entalpia standarde e formimit, ΔH°f, është ndryshimi i entalpisë kur një mol përbërje formohet nga elementët e saj, secili në formën e vet të referencës, në kushte standarde. Forma e referencës është forma më e qëndrueshme, me përjashtime të rralla: fosfori përdor P₄(s) të bardhë, që Shtojca G e liston në zero. IUPAC e cakton presionin standard në 1 bar; shumë tabela ende përdorin 1 atm dhe ndryshimi është i papërfillshëm për shumicën e punës me entalpi. Vlerat e tabeluara zakonisht jepen në 298.15 K.

Një ekuacion formimi prodhon gjithmonë saktësisht një mol produkt, ndaj koeficientët thyesorë janë normalë: ½ N₂(g) + 3/2 H₂(g) → NH₃(g), ΔH°f = −45.9 kJ/mol. Për një element që është tashmë në formën e vet të referencës, si O₂(g), H₂(g), grafiti ose bromi i lëngët, ΔH°f është zero sipas përkufizimit. Format e tjera të një elementi nuk janë zero: Shtojca G e liston diamantin në +1.89 kJ/mol në raport me grafitin.

Llogaritja e ΔH°rxn nga të dhënat e formimit

Çdo reaksion mund të imagjinohet si dy hapa: zbërtheji reaktantët në elementët e tyre, pastaj ndërto produktet nga ata elementë. Hapi i parë është e kundërta e reaksioneve të formimit të reaktantëve dhe i dyti janë reaksionet e formimit të produkteve. Kjo jep formulën e punës ΔH°rxn = Σ n ΔH°f(produktet) − Σ m ΔH°f(reaktantët), ku n dhe m janë koeficientët në ekuacionin e barazuar.

Shembull i zgjidhur. Gjej ΔH° për 2 N₂H₄(l) + N₂O₄(g) → 3 N₂(g) + 4 H₂O(g), një reaksion hidrazine i llojit të përdorur në disa motorë raketash. Nga Shtojca G: N₂H₄(l) +50.63 kJ/mol, N₂O₄(g) +11.1 kJ/mol, H₂O(g) −241.82 kJ/mol dhe N₂(g) 0. Produktet: 3(0) + 4(−241.82) = −967.28 kJ. Reaktantët: 2(50.63) + 11.1 = 112.36 kJ. ΔH° = −967.28 − 112.36 = −1079.6 kJ, e raportuar me një shifër pas presjes, sepse 11.1 ka një. Kjo është −539.8 kJ për mol hidrazinë.

Gjendja e ujit ka rëndësi. Nëse ekuacioni do të prodhonte ujë të lëngët, me −285.83 kJ/mol, përgjigjja do të ishte −1255.7 kJ. Ndryshimi është katër herë entalpia e çliruar kur një mol avull uji kondensohet.

Gabimet që prishin një llogaritje me ligjin e Hess-it

Shumica e gabimeve në këto probleme janë gabime llogaritjeje dhe një numërim i shkruar i çdo specieje i kap pothuajse të gjitha. Kur thjeshtimi nuk e riprodhon saktësisht objektivin, një ekuacion është përmbysur ose shkallëzuar gabim.

Një kontroll i dytë është të vlerësosh shenjën. Djegiet dhe formimi i shumicës së përbërjeve të qëndrueshme janë ekzotermike, ndaj një përgjigje pozitive për djegien e një lënde djegëse sinjalizon një hap të përmbysur.

• Përmbysja e një ekuacioni pa ndryshuar shenjën e ΔH të tij.
• Shumëzimi i një ekuacioni me 2 ose ½ por lënia e ΔH të tij të pandryshuar.
• Zbritja në radhën e gabuar: formula është produktet minus reaktantët.
• Harrimi i koeficientëve gjatë mbledhjes së entalpive të formimit.
• Përdorimi i ΔH°f për gjendjen e gabuar, si H₂O(g) kur ekuacioni ka H₂O(l).
• Dhënia e një ΔH°f jozero një elementi në formën e vet të referencës, ose dhënia e zeros një përbërjeje.