Rezolvarea problemelor Legii lui Hess

Legea lui Hess afirmă că variația de entalpie a unei reacții chimice (este valabil și procesul fizic) este independentă de căile prin care are loc reacția. Dar cum funcționează?

Originea legii lui Hess

Ei bine, legea este o expresie a legii simple, dar importante, a conservării energiei – care afirmă că energia se conservă; energia nu poate fi nici creată, nici distrusă, ci doar transferată de la o formă de energie la o altă formă de energie. De exemplu, arderea metanului implică transferul de energie din energie chimică în căldură.

Un alt motiv este că „entalpia” însăși este o funcție de stare. Schimbarea, numită schimbare de entalpie, depinde numai de starea inițială și de starea finală. Când mergeți de la Londra la New York, puteți folosi zborul direct sau zborul indirect. Costul și timpul de călătorie depind de rutele pe care le folosiți. Dintr-o perspectivă mai științifică, lucrul efectuat împotriva frecării depinde de traseul (traseele) pe care îl (le) parcurgeți, cu cât traseul pe care l-ați implicat este mai lung, cu atât valoarea este mai mare.

Pe de altă parte, pentru schimbarea entalpiei, nu este așa. Ea este independentă de traseul (traseele) pe care are loc reacția. date fiind aceleași condiții. O puteți trata ca pe un vector dacă nu doriți să vă implicați în concepte mai complicate.

Utilizarea legii lui Hess în principiu

În chimie, întâlnim adesea reacții chimice care sunt reversibile, cu formare de produși secundari sau reacția nu are loc în condiții standard, așa cum se cere. Există constrângeri! Evaluarea variației de entalpie a reacției direct prin experiment nu este fezabilă. În acest caz, variația entalpiei poate fi dedusă indirect prin legea lui Hess folosind un/un alt set de reacții chimice care pot obține același set de reactanți și produși prin combinarea de ecuații. Setul de reacții alese sunt, de obicei, experimente fezabile cu un montaj experimental simplu sau cu date disponibile în registrul de date. Schimbarea entalpiei standard de formare și schimbarea entalpiei standard de combustie a multor substanțe chimice sunt două seturi de date care au fost bine studiate de oamenii de știință. Datele sunt disponibile cu o acuratețe ridicată și sunt o bună sursă de date pentru a afla schimbarea entalpiei reacției pe care o dorim.

Condiții standard? Stări standard?

Deoarece condițiile de mediu, cum ar fi temperatura, presiunea și concentrația, afectează valoarea schimbării entalpiei obținute, trebuie să definim bine condițiile și stările pe care le-am folosit. De aceea avem condiții standard, stări standard și variație standard de entalpie.

Condițiile standard se referă la 1 atm, 298K, iar starea standard se referă la forma cea mai stabilă din punct de vedere termodinamic a elementului.
De exemplu, grafitul și diamantul sunt făcute din carbon. Ele sunt elemente. Dar grafitul este folosit ca stare standard a carbonului deoarece grafitul este mai stabil din punct de vedere termodinamic decât diamantul. Are o entalpie mai mică. (În teorie, nu putem măsura direct valoarea entalpiei, dar putem ajunge la o concluzie luând în considerare variația standard a entalpiei de ardere a grafitului și cea a diamantului)

Acum, variația standard a entalpiei se referă la variația standard a entalpiei în condiții standard, iar reactanții și produsele se află în stări standard.

În partea următoare, voi discuta despre tehnicile de utilizare a legii lui Hess pentru rezolvarea problemelor întâlnite în chimia de liceu.

Variația entalpică standard a combustiei (ΔH°c)

Variația entalpică standard a combustiei reprezintă variația entalpică atunci când 1 mol de substanță este arsă complet în oxigen în condiții standard și toți reactanții și produșii se află în stări standard, dacă este necesar. O notație simplă a variației standard a entalpiei standard de combustie a carbonului se scrie astfel: ΔH°c

Din definiție, înseamnă că,

1. Reactivul trebuie să fie combustibil. Dacă reactantul nu este combustibil, de exemplu, dioxidul de carbon. Definirea variației standard a entalpiei de combustie a dioxidului de carbon nu are sens. Aceasta limitează utilizarea sa doar la substanțele combustibile, atunci când se compară cu entalpia standard de formare, care este aplicabilă în majoritatea cazurilor.
2. Coeficientul reactantului în ecuația chimică trebuie să fie 1. Este important pentru că atunci când folosiți o ecuație greșită pentru a reprezenta schimbarea entalpiei standard de combustie, calculul pentru schimbarea entalpiei din ecuația dorită va fi în zadar. (a se vedea diagrama de mai jos)
3. Dacă reactanții și produșii din ecuația vizată sunt toți combustibili, ne putem folosi de valorile schimbării entalpiei standard a combustiei pentru a găsi schimbările entalpice respective. (de exemplu, hidrogenarea etenei în etan, în cazul în care etena, hidrogenul și etanul sunt toate combustibile)

Exemplu: Hidrogenarea etenei

Considerați hidrogenarea etenei. Dorim să aflăm variația de entalpie a hidrogenării etenei. Ecuația este următoarea:

(Observați că atunci când menționăm o anumită substanță în termenul nostru standard de schimbare de entalpie, coeficientul acelei substanțe particulare va fi 1. Aici coeficientul etenei este 1, este în regulă acum.)

Hidrogenarea nu este fezabilă în condiții standard. După cum s-a spus mai sus, toți reactanții și produsele sunt combustibili. Ne vom folosi de datele standard privind schimbarea entalpiei standard de combustie (care pot fi găsite în cartea de date sau realizate prin experiment cu ajutorul unui calorimetru cu bombă) pentru a afla delta H necunoscută a reacției noastre vizate.

Există două modalități de rezolvare a problemelor Legii lui Hess:

A: Metoda algebrică

Metoda algebrică este de fapt o metodă mai bună de rezolvare a problemelor Legii lui Hess. Cu toate acestea, în majoritatea manualelor de chimie, se preferă să se folosească cel de-al doilea „ciclu entalpic”.

Este similar cu modul în care se rezolvă o problemă de ecuații simultane. Pare complicat, dar în majoritatea problemelor de examen, puteți rezolva problema doar uitându-vă la direcția și coeficientul reactanților și produselor.

Rețineți că etena și hidrogenul (ecuația 1 și ecuația 2) se află în partea stângă, care este aceeași direcție cu ecuația dorită, iar etanul este în direcția opusă. De asemenea, ele apar o singură dată, ceea ce înseamnă că nici o altă ecuație nu va afecta coeficientul substanțelor pe care l-am stabilit.

Pot fi convertite prin înmulțirea -1 la delta H3 pentru a întoarce ecuația 3 în sens opus, astfel încât etanul să fie în partea dreaptă.Rezultatele arată relația:

Vezi! Problema este rezolvată și răspunsul este:

Vom considera un caz mai dificil după introducerea ciclului entalpic.

B: Ciclul entalpiei.

De asemenea, putem construi un ciclu entalpiei pas cu pas pentru a rezolva problema Legii lui Hess.

Cel roșu se referă la ecuația 1, cel verde se referă la ecuația 2 și cel violet se referă la ecuația 3. Atenție la numărul de oxigen adăugat și la reprezentarea variației de entalpie. Etapele secundare ale reactanților sunt de obicei combinate într-o singură etapă în manuale, dar vreau să vă arăt pas cu pas pentru referință. se adaugă același număr de oxigen (3,5). Dacă nu este același, înseamnă că s-a întâmplat ceva greșit.

Potem trata săgeata ca pe un vector și folosi „metoda cap-coadă” pentru a rezolva problema. Suma este egală cu coada adăugată la cap.

Acum, ecuațiile 1 și 2 sunt în aceeași direcție cu săgeata noastră, iar ecuația 3 este opusă săgeții noastre. Prin urmare, ecuația 3 este răsturnată pentru a inversa direcția. Avem același rezultat.

Exemplu: Hidrogenarea etenei

De data aceasta, pentru rezolvarea problemelor folosim aceeași ecuație, dar folosind datele privind variația entalpiei standard de formare.

Variația entalpiei standard de formare este variația entalpiei atunci când 1 mol de substanță se formează din elementele sale constitutive în stările lor standard, în condiții standard. Actorul principal este produsul, iar coeficientul de produs indicat în ecuație trebuie să fie de unu. O notație simplă a variației standard de entalpie de formare a dioxidului de carbon se scrie astfel: ΔH°f

În diagrame se prezintă metoda algebrică și ciclul entalpiei pentru rezolvarea problemei.

Nota:

1. Variația standard de entalpie de formare a hidrogenului este zero. Puteți înțelege uitându-vă la ecuația reprezentată. Aceasta nu înseamnă nimic.
2. Aplicația care folosește datele privind schimbarea standard a entalpiei de formare are o flexibilitate mai mare decât cea a schimbării standard a entalpiei de combustie (care se limitează la substanța care este combustibilă.)

Tactica de rezolvare a Legii lui Hess

Până acum, se pare că problemele sunt ușor de rezolvat atât cu ajutorul mediei algebrice, cât și cu ajutorul ciclului entalpic. Să vedem următorul exemplu.

Dificultate:

1. Agenul, hidrogenul apar mai mult de o dată în setul de ecuații.
2. Construirea ciclului entalpiei are nevoie de etape complicate.

Soluție:

Metoda algebrică

Solvați mai întâi variabilele mai ușoare , adică substanța care apare o singură dată – clorul și clorura de hidrogen.

Încercați să aflați operația pe ecuația 2 folosind ecuația 1 și ecuația 3 cunoscute.

Amonia apare în partea dreaptă. Ea nu apare în ecuația noastră țintă. Ea trebuie să fie anulată de ecuația rămasă 2. Pentru a elimina amoniacul, variația de entalpie trebuie să fie înmulțită cu -1. Rezultatele urmează.

Ciclul Entalpiei

Trebuie să adăugăm ambele părți ale aceluiași număr de amoniac pentru a conecta ecuația noastră țintă la ecuația 2. În caz contrar, nici măcar nu putem construi ciclul din cauza absenței unor substanțe care să se potrivească oricărui set de ecuații.

Apoi, ca de obicei, începem de pe ambele părți și construim ciclul:

De la coadă la cap, obținem același rezultat:

Metoda algebrică este o metodă mai bună și, uneori, la examenul deschis vi se cere să rezolvați problema folosind ciclul entalpic. Când întrebarea devine dificilă, vă puteți gândi la ciclul entalpic rezolvând-o mai întâi prin metoda algebrică. Adăugați elementele/compușii necesari la început, pe ambele părți, pentru a „iniția” ciclul entalpiei.

Sper că vă veți bucura și veți înțelege abilitățile de rezolvare a problemelor Legii lui Hess întâlnite la Chimie în liceu.

.