Řešení úloh podle Hessova zákona

Hessův zákon říká, že změna entalpie chemické reakce (fyzikální proces je také v pořádku) nezávisí na cestách, kterými reakce probíhá. Jak ale funguje

Původ Hessova zákona

Zákon je vyjádřením jednoduchého, ale důležitého zákona zachování energie – říká, že energie se zachovává; energii nelze ani vytvořit, ani zničit, ale pouze převést z jedné formy energie do jiné formy energie. Například při spalování metanu dochází k přenosu chemické energie na teplo.

Dalším důvodem je, že samotná „entalpie“ je stavová funkce. Změna, nazývaná změna entalpie, závisí pouze na počátečním a konečném stavu. Když letíte z Londýna do New Yorku, můžete použít přímý nebo nepřímý let. Náklady a doba cesty závisí na tom, jaké trasy použijete. Z přírodovědnějšího hlediska závisí práce vykonaná proti tření na trase (trasách), kterou se vydáte, čím delší trasy se zúčastníte, tím je tato hodnota větší.

Naopak u změny entalpie tomu tak není. Je nezávislá na cestě (cestách), kterou reakce probíhá. za stejných podmínek. Pokud se nechcete pouštět do složitějších pojmů, můžete s ní zacházet jako s vektorem.

Použití Hessova zákona v principu

V chemii se často setkáváme s chemickými reakcemi, které jsou vratné, s tvorbou vedlejších produktů nebo reakce neprobíhá za standardních podmínek podle požadavků. Omezení existují! Vyhodnocení změny entalpie reakce přímo experimentem není proveditelné. V takovém případě lze změnu entalpie nepřímo odvodit pomocí Hessova zákona s využitím a/ jiného souboru chemických reakcí, při nichž lze kombinací rovnic dosáhnout stejného souboru reaktantů a produktů. Zvolená sada reakcí jsou obvykle proveditelné experimenty s jednoduchým experimentálním uspořádáním nebo s údaji dostupnými v databázi. Standardní změna entalpie vzniku a standardní změna entalpie hoření mnoha chemických látek jsou dva soubory dat, které byly vědci dobře prostudovány. Data jsou k dispozici s vysokou přesností a jsou dobrým zdrojem dat pro zjištění námi požadované změny entalpie reakce.

Standardní podmínky? Standardní stavy?

Jelikož podmínky prostředí, jako je teplota, tlak a koncentrace, ovlivňují získanou hodnotu změny entalpie, musíme dobře definovat podmínky a stavy, které jsme použili. Proto máme standardní podmínky, standardní stavy a standardní změnu entalpie.

Standardními podmínkami se rozumí 1 atm, 298 K a standardním stavem se rozumí termodynamicky nejstabilnější forma prvku.
Například grafit a diamant se skládají z uhlíku. Jsou to prvky. Ale grafit se používá jako standardní stav uhlíku, protože grafit je termodynamicky stabilnější než diamant. Má nižší entalpii. (Teoreticky nemůžeme přímo změřit hodnotu entalpie, ale můžeme dojít k závěru, když vezmeme v úvahu standardní změnu entalpie hoření grafitu a diamantu)

Takže standardní změna entalpie se vztahuje na standardní změnu entalpie za standardních podmínek a reaktanty a produkty jsou ve standardních stavech.

V následující části se budu zabývat technikami využívajícími Hessův zákon k řešení úloh, se kterými se setkáváme ve středoškolské chemii.

Standardní změna entalpie hoření (ΔH°c)

Standardní změna entalpie hoření je změna entalpie při úplném spálení 1 molu látky v kyslíku za standardních podmínek a všechny reaktanty a produkty jsou případně ve standardních stavech. Jednoduchý zápis standardní změny entalpie hoření uhlíku se zapisuje takto: ΔH°c

Z definice vyplývá,

1. Reaktant musí být hořlavý. Pokud reaktant není hořlavý, např. oxid uhličitý. Definice standardní změny entalpie hoření oxidu uhličitého je nesmyslná. Omezuje její použití pouze na hořlavé látky při porovnání se standardní entalpií vzniku, která je použitelná ve většině případů.
2. Koeficient reaktantu v chemické rovnici musí být 1. Je důležitý, protože když použijete nesprávnou rovnici pro vyjádření standardní změny entalpie hoření, výpočet pro změnu entalpie požadované rovnice bude marný. (viz diagram níže)
3. Jsou-li všechny reaktanty a produkty cílové rovnice spalitelné, můžeme k nalezení příslušných změn entalpie využít hodnoty standardní změny entalpie hoření. (Např. hydrogenace ethenu na ethan, kde ethen, vodík a ethan jsou všechny spalitelné.)

Příklad: Hydrogenace ethenu

Podívejte se na hydrogenaci ethenu. Chceme zjistit změnu entalpie hydrogenace ethenu. Rovnice je následující:

(Všimněte si, že když v našem standardním výrazu pro změnu entalpie uvedeme konkrétní látku, bude koeficient této konkrétní látky 1. Zde je koeficient ethenu 1, to je nyní v pořádku)

Hydrogenace není za standardních podmínek proveditelná. Jak je uvedeno výše, všechny reaktanty a produkty jsou hořlavé. Ke zjištění neznámé hodnoty delta H naší cílové reakce využijeme standardní údaje o změně entalpie hoření (které lze nalézt v databázi nebo provést experiment pomocí bombového kalorimetru).

Existují dva způsoby řešení úloh Hessova zákona:

A: Algebraická metoda

Algebraická metoda je vlastně lepší metoda řešení úloh Hessova zákona. Ve většině učebnic chemie se však přednostně používá ten druhý „entalpický cyklus“.

Je to podobný způsob, jako když řešíte úlohy ze simultánních rovnic. Vypadá to složitě, ale ve většině zkouškových úloh lze úlohu vyřešit pouhým pohledem na směr a koeficient reaktantů a produktů.

Všimněte si, že ethen a vodík (rovnice 1 a rovnice 2) jsou na levé straně, což je stejný směr jako požadovaná rovnice, a ethan je v opačném směru. Objevují se také pouze jednou, to znamená, že žádné další rovnice neovlivní námi stanovený koeficient látek.

Můžeme jej převést tak, že k delta H3 přičteme násobek -1 a rovnici 3 převrátíme v opačném směru, takže ethan je na pravé straně.Výsledek ukazuje vztah:

Podívejte se! Úloha je vyřešena a odpověď zní:

Po zavedení entalpického cyklu budeme uvažovat složitější případ.

B: entalpický cyklus.

K řešení úlohy s Hessovým zákonem můžeme také krok za krokem sestrojit entalpický cyklus.

Červená se vztahuje k rovnici 1, zelená k rovnici 2 a fialová k rovnici 3.

K řešení úlohy s Hessovým zákonem můžeme postupně sestrojit entalpický cyklus. Dejte si pozor na počet přidaných kyslíků a zastoupení změny entalpie. Kroky na straně reaktantů se v učebnicích obvykle spojují do jednoho kroku, ale pro orientaci vám chci ukázat krok za krokem. přidává se stejný počet kyslíku (3,5). Pokud není stejný, znamená to, že se stalo něco špatného.

S šipkou můžeme zacházet jako s vektorem a k řešení problému použít „metodu hlava-ocas“. Součet je roven součtu ocasu a hlavy.

Rovnice 1 a 2 jsou tedy ve stejném směru jako naše šipka a rovnice 3 je opačná k naší šipce. Proto rovnici 3 převrátíme, abychom otočili směr. Máme stejný výsledek.

Příklad:

Tentokrát použijeme stejnou rovnici, ale k řešení úloh použijeme údaje o standardní změně entalpie vzniku.

Standardní změna entalpie vzniku je změna entalpie při vzniku 1 molu látky z jejích složek v jejich standardních stavech za standardních podmínek. Hlavním činitelem je součin a součinový koeficient uvedený v rovnici musí být roven jedné. Jednoduchý zápis standardní změny entalpie vzniku oxidu uhličitého se zapisuje tímto způsobem: ΔH°f

Na obrázcích je uvedena algebraická metoda a entalpický cyklus k řešení úlohy.

Poznámka:

1. Standardní změna entalpie vzniku vodíku je nulová. Pochopíte to, když se podíváte na znázorněnou rovnici. To nic neznamená.
2. Aplikace využívající údaje o standardní změně entalpie vzniku má větší flexibilitu než aplikace standardní změny entalpie hoření (která se omezuje na látku, která je hořlavá.)

Taktika řešení Hessova zákona

Dosud se zdá, že úlohy lze snadno řešit jak algebraickým průměrem, tak entalpickým cyklem. Podívejme se na následující příklad.

Obtížnost:

1. Dusík, vodík se v souboru rovnic vyskytují vícekrát.
2. Sestavení entalpického cyklu vyžaduje složité kroky.

Řešení:

Algebraická metoda

Řešte nejprve jednodušší proměnné , tj. látku, která se vyskytuje pouze jednou – chlor a chlorovodík.

Pokus se zjistit operaci na rovnici 2 pomocí známé rovnice 1 a rovnice 3.

Na pravé straně se objeví amoniak. V naší cílové rovnici se nevyskytuje. Musí být zrušena zbývající rovnicí 2. Pro odstranění amoniaku je třeba změnu entalpie vynásobit koeficientem -1. Následují výsledky.

Entalpický cyklus

Musíme obě strany doplnit o stejný počet amoniaku, abychom naši cílovou rovnici spojili s rovnicí 2. To znamená, že na obou stranách musí být amoniak. Jinak cyklus ani nemůžeme sestrojit kvůli absenci látek, které by odpovídaly jakékoli soustavě rovnic.

Pak jako obvykle začneme z obou stran a sestrojíme cyklus:

Od ocasu k hlavě dostaneme stejný výsledek:

Algebraická metoda je lepší metoda a někdy se při otevřené zkoušce vyžaduje řešení úlohy pomocí entalpického cyklu. Když se otázka stane obtížnou, můžete se zamyslet nad entalpickým cyklem tak, že ji nejprve vyřešíte algebraickou metodou. Doplňte potřebné prvky/sloučeniny na začátek na obou stranách, abyste „zahájili“ svůj entalpický cyklus.

Doufám, že se vám řešení úloh podle Hessova zákona, se kterými se setkáváte na střední škole v chemii, bude líbit a že mu porozumíte.