Problemen met de wet van Hess oplossen

De wet van Hess stelt dat de enthalpieverandering van een chemische reactie (fysisch proces mag ook) onafhankelijk is van de routes waarlangs de reactie plaatsvindt. Maar hoe werkt dat dan?

Oorsprong van de Wet van Hess

Welnu, de wet is een uitdrukking van de eenvoudige maar belangrijke wet van behoud van energie – die stelt dat energie behouden blijft; energie kan noch worden geschapen noch worden vernietigd, maar alleen worden overgebracht van de ene vorm van energie naar een andere vorm van energie. Bijvoorbeeld, bij de verbranding van methaan gaat chemische energie over in warmte.

Een andere reden is dat “enthalpie” zelf een toestandsfunctie is. De verandering, enthalpieverandering genoemd, hangt alleen af van de begintoestand en de eindtoestand. Als je van Londen naar New York gaat, kun je de directe vlucht nemen of de indirecte vlucht. De kosten en de reistijd zijn afhankelijk van de routes die je gebruikt. In een meer wetenschappelijk perspectief hangt de arbeid tegen wrijving af van de route(s) die je neemt, hoe langer de route is die je neemt, de waarde is groter.

Voor enthalpieverandering daarentegen, geldt dit niet. Het is onafhankelijk van de route(s) waarlangs de reactie plaatsvindt. gegeven dezelfde omstandigheden. Je kunt het als een vector behandelen als je je niet met ingewikkelder begrippen wilt bezighouden.

Gebruik van de wet van Hess in principe

In de chemie komen we vaak chemische reacties tegen die omkeerbaar zijn, met vorming van nevenproducten of de reactie vindt niet plaats onder standaardomstandigheden zoals vereist. Er bestaan beperkingen! Evaluatie van de enthalpieverandering van de reactie rechtstreeks door experiment is niet haalbaar. In dit geval kan de enthalpieverandering indirect worden afgeleid met behulp van de wet van Hess met behulp van een/een andere reeks chemische reacties waarmee dezelfde reeks reactanten en producten kan worden verkregen door combinatie van vergelijkingen. De gekozen reeks reacties zijn gewoonlijk uitvoerbare experimenten met een eenvoudige proefopstelling of met gegevens uit een databank. Standaard enthalpieverandering van vorming en standaard enthalpieverandering van verbranding van veel chemicaliën zijn twee gegevensreeksen die door wetenschappers goed zijn bestudeerd. De gegevens zijn met grote nauwkeurigheid beschikbaar en zij zijn een goede bron van gegevens voor het vinden van de gewenste enthalpieverandering van een reactie.

Standaardcondities? Standaardcondities?

Aangezien omgevingscondities zoals temperatuur, druk en concentratie van invloed zijn op de verkregen enthalpieverandering, moeten we goed definiëren welke condities en toestanden we hebben gebruikt. Daarom hebben we standaardomstandigheden, standaardtoestanden en standaard enthalpieverandering.

Standaardomstandigheden verwijst naar 1 atm, 298 K en standaardtoestand verwijst naar de thermodynamisch meest stabiele vorm van een element.
Zo zijn bijvoorbeeld grafiet en diamant gemaakt van koolstof. Het zijn elementen. Maar grafiet wordt gebruikt als de standaardtoestand van koolstof omdat grafiet thermodynamisch stabieler is dan diamant. Het heeft een lagere enthalpie. (In theorie kunnen we de enthalpiewaarde niet rechtstreeks meten, maar we kunnen tot de conclusie komen door te kijken naar de standaard enthalpieverandering bij de verbranding van grafiet en die van diamant)

Dus, standaard enthalpieverandering verwijst naar standaard enthalpieverandering onder standaardomstandigheden en reactanten en producten bevinden zich in standaardtoestanden.

In het volgende deel zal ik de technieken bespreken waarbij de wet van Hess wordt gebruikt om problemen op te lossen die men op de middelbare school in de scheikunde tegenkomt.

Standaardenthalpieverandering bij verbranding (ΔH°c)

Standaardenthalpieverandering bij verbranding is de enthalpieverandering wanneer 1 mol stof volledig in zuurstof wordt verbrand onder standaardomstandigheden en alle reagentia en producten zich zo nodig in standaardtoestanden bevinden. Een eenvoudige notatie van standaard enthalpieverandering van verbranding van koolstof wordt zo geschreven: ΔH°c

Vanuit de definitie betekent dit,

1. De reactant moet brandbaar zijn. Als de reactant niet brandbaar is, b.v. kooldioxide. De definitie van standaard enthalpieverandering van verbranding van kooldioxide is zinloos. Het beperkt het gebruik ervan tot alleen brandbare stoffen, bij vergelijking met de standaard enthalpie van vorming die in de meeste gevallen van toepassing is.
2. Coefficiënt van reactant in de chemische vergelijking moet 1 zijn. Dit is belangrijk, want als je de verkeerde vergelijking gebruikt om de standaard enthalpieverandering van verbranding weer te geven, zal de berekening voor de enthalpieverandering van de gewenste vergelijking tevergeefs zijn. (zie het schema hieronder)
3. Als de reactanten en producten van de beoogde vergelijking allemaal brandbaar zijn, kunnen we gebruik maken van de waarden van de standaard enthalpieverandering van verbranding om de respectieve enthalpieveranderingen te vinden. (b.v. hydrogenering van etheen tot ethaan, waarbij etheen, waterstof en ethaan alle brandbaar zijn.)

Voorbeeld: Hydrogenering van etheen

Beschouw de hydrogenering van etheen. We willen de enthalpieverandering van de hydrogenering van etheen vinden. De vergelijking is als volgt:

(Merk op dat wanneer we een bepaalde stof in onze standaard enthalpieveranderingsterm vermelden, de coëfficiënt van die bepaalde stof 1 moet zijn. Hier is de coëfficiënt van etheen 1, het is nu in orde.)

De hydrogenering is onder standaardomstandigheden niet uitvoerbaar. Zoals gezegd zijn alle reactanten en producten brandbaar. We zullen gebruik maken van standaard enthalpieverandering van verbrandingsgegevens (die kunnen worden gevonden in databook of uitgevoerd door middel van een experiment met een bomcalorimeter) om de onbekende delta H van onze doelreactie te achterhalen.

Er zijn twee manieren om problemen met de wet van Hess op te lossen:

A: Algebraïsche methode

De algebraïsche methode is eigenlijk een betere methode om problemen met de wet van Hess op te lossen. In de meeste scheikundeleerboeken wordt echter de voorkeur gegeven aan de laatstgenoemde “enthalpie-cyclus”.

Het is vergelijkbaar met de manier waarop je een probleem van gelijktijdige vergelijkingen oplost. Het ziet er lastig uit, maar in de meeste examenproblemen kun je het probleem oplossen door alleen maar te kijken naar de richting en de coëfficiënt van reactanten en producten.

Merk op dat etheen en waterstof (vergelijking 1 en vergelijking 2) aan de linkerkant staan, wat dezelfde richting is als de gewenste vergelijking, en ethaan staat in tegenovergestelde richting. Ze komen ook maar één keer voor, dat betekent dat geen andere vergelijkingen van invloed zijn op de coëfficiënt van de stoffen die we hebben ingesteld.

We kunnen het omzetten door -1 te vermenigvuldigen met delta H3 om vergelijking 3 in tegengestelde richting om te draaien, zodat ethaan aan de rechterkant staat.Het resultaat toont het verband:

Kijk! Het probleem is opgelost en het antwoord is:

We zullen een moeilijker geval beschouwen na de invoering van de enthalpiecyclus.

B: Enthalpiecyclus.

We kunnen ook stap voor stap een enthalpiecyclus construeren om het probleem van de wet van Hess op te lossen.

De rode verwijst naar vergelijking 1, de groene verwijst naar vergelijking 2 en de paarse verwijst naar vergelijking 3. Let op het aantal toegevoegde zuurstof en de weergave van de enthalpieverandering. De stappen aan de kant van de reactant worden in het tekstboek meestal in één stap gecombineerd, maar ik wil ze ter referentie stap voor stap laten zien. hetzelfde aantal zuurstof wordt toegevoegd (3,5). Als het niet hetzelfde is, betekent dat dat er iets fout is gegaan.

We kunnen de pijl als een vector behandelen en de “kop-staart methode” gebruiken om het probleem op te lossen. De som is gelijk aan staart opgeteld bij kop.

Vergelijkingen 1 en 2 staan dus in dezelfde richting als onze pijl en vergelijking 3 is tegengesteld aan onze pijl. Vandaar dat vergelijking 3 wordt omgedraaid om de richting om te keren. We hebben hetzelfde resultaat.

Voorbeeld: Hydrogenering van etheen

Deze keer gebruiken we dezelfde vergelijking, maar dan met behulp van gegevens over de standaardenthalpieverandering bij de vorming om de problemen op te lossen.

Standaardenthalpieverandering bij de vorming is de enthalpieverandering wanneer 1 mol stof wordt gevormd uit de samenstellende elementen in hun standaardtoestand onder standaardomstandigheden. De hoofdrolspeler is het product en de in de vergelijking vermelde productcoëfficiënt moet één zijn. Een eenvoudige notatie van de standaard enthalpieverandering bij de vorming van koolstofdioxide wordt als volgt geschreven ΔH°f

De diagrammen tonen de algebraïsche methode en de enthalpiecyclus om het probleem op te lossen.

Note:

1. De standaard enthalpieverandering bij de vorming van waterstof is nul. U kunt dit begrijpen door naar de weergegeven vergelijking te kijken. Het betekent niets.
2. De toepassing met behulp van standaard enthalpie verandering van formatie gegevens heeft een grotere flexibiliteit dan die van standaard enthalpie verandering van verbranding (die beperkt tot stof die brandbaar is.)

Tactiek om de wet van Hess op te lossen

Tot nu toe lijkt het erop dat de problemen gemakkelijk op te lossen zijn door zowel het algebraïsch gemiddelde als de enthalpie-cyclus. Laten we het volgende voorbeeld eens bekijken.

Geweldigheid:

1. Stikstof, waterstof komen meer dan eens voor in de reeks vergelijkingen.
2. Het samenstellen van de enthalpiecyclus vergt lastige stappen.

Oplossing:

Algebraïsche methode

Los eerst de gemakkelijkste variabelen op, d.w.z. de stof die maar één keer voorkomt – chloor en waterstofchloride.

Probeer de bewerking van vergelijking 2 uit te zoeken met behulp van bekende vergelijking 1 en vergelijking 3.

Ammonium komt aan de rechterkant voor. Het komt niet voor in onze doelvergelijking. Het moet worden opgeheven door de resterende vergelijking 2. Om ammoniak te elimineren, moet de enthalpieverandering met -1 worden vermenigvuldigd. De resultaten volgen.

Enthalpiecyclus

We moeten aan beide zijden evenveel ammoniak toevoegen om onze doelvergelijking met vergelijking 2 te verbinden. Anders kunnen we de cyclus zelfs niet construeren, omdat er geen stoffen zijn die in een reeks vergelijkingen passen.

Dan beginnen we, zoals gewoonlijk, aan beide kanten en construeren we de cyclus:

Van staart tot kop krijgen we hetzelfde resultaat:

Algebraïsche methode is een betere methode en soms in open examen wordt u gevraagd om het probleem op te lossen met behulp van enthalpiecyclus. Als de vraag moeilijk wordt, kun je aan de enthalpiecyclus denken door hem eerst met de algebraïsche methode op te lossen. Voeg aan het begin aan beide kanten de nodige elementen/verbindingen toe om je enthalpiecyclus te “starten”.

Ik hoop dat je plezier beleeft aan het oplossen van problemen met de wet van Hess die je op de middelbare school in de scheikunde tegenkomt en dat je ze begrijpt.