Hess'sches Gesetz (Summe der thermochemischen Reaktionen)
Hess’sches Gesetz (Summe der thermochemischen Reaktionen)
Hess ‘Gesetz besagt, dass Sie eine oder mehrere Reaktionen zu einer neuen Reaktion zusammenfassen können. Dabei wenden Sie dieselben Änderungen auch auf Enthalpieänderungen der verwendeten Reaktionen an. Die folgenden Beispiele zeigen das Hess’sche Gesetz im Detail.
Beispiel: Verwenden Sie die unten angegebenen Reaktionen.
I. C(s) + O2(g) → CO2(g) ; ∆H=-94 kcal
II. 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) ; ∆H=-136 kcal
Enthalpieänderung der folgenden Reaktion zu bekommen.
C(k) + 1/2O2(g) → CO(g) ; ∆H=?
Lösung:
Bei chemischen Reaktionen können Sie die einzelnen Seiten von Reaktionen wie mathematische Gleichungen summieren. Wir summieren die Reaktionen I und II, aber das Ergebnis gibt uns nicht die Frage, die uns gestellt wird. Daher sollten wir einige andere Berechnungen durchführen, um die gewünschte Reaktion zu erhalten. Wenn wir Reaktion II umkehren und 1/2 multiplizieren, bevor wir Reaktion I hinzufügen, erhalten wir die gewünschte Reaktion.
I. C(s) + O2(g) → CO2(g) ; ∆H=-94 kcal
II. CO2(g) → CO(g) + 1/2O2(g) ; ∆H=-1/2(-136) kcal ("-" vor ∆H ist das Ergebnis der Umkehrung und wir multiplizieren die Reaktion mit 1/2)
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C(k) + 1/2O2(g) → CO(g) ; ∆H=-94+68=-26 kcal
Wir erhalten oben eine Reaktion, indem wir das Hess’sche Gesetz anwenden. Das unten angegebene Schema fasst diesen Prozess zusammen.
Beispiel: Verwendung gegebener thermochemischer Reaktionen;
I. NO2(g) + 13,5 kcal → NO(g) + 1/2O2(g)
II. 2NO(g) → N2(g) + O2(g) + 43 kcal
III. N2(g) + 2O2(g) + 2 kcal → N2O4(g)
Enthalpieänderung der folgenden Reaktion finden;
N2O4(g) → 2NO2(g)
Lösung:
Reaktion III ist umgekehrt (oder -1 multiplizieren) N2O4(g) → N2(g) + 2O2(g) + 2 kcal
Reaktion I wird umgekehrt und mit 2 multipliziert (oder mit -2 multipliziert)
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) + 2.(13,5) kcal
Die Endreaktion besteht nicht aus NO, das in der ersten Reaktion angegeben wurde. Wir kehren also Reaktion II um (oder multiplizieren mit -1)
N2(g) + O2(g) + 43 kcal → 2NO(g)
Wir fassen diese drei Reaktionen zusammen;
N2O4(g) → N2(g) + 2O2(g) + 2 kcal
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) + 27 kcal
N2(g) + O2(g) + 43 kcal → 2NO(g)
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N2O4(g) + 14 kcal → 2NO2(g)
Die Enthalpieänderung der gewünschten Reaktion beträgt 14 kcal.
Das Enthalpiekonzept wird für alle chemischen Reaktionen verwendet. Es gibt jedoch einige spezielle Reaktionen wie die Formationsverbrennung. Wir können ihnen einen bestimmten Namen geben und ihre Enthalpien haben auch bestimmte Namen. Einige von ihnen sind unten angegeben;
1) Standardmolare Bildungsenthalpie:
Die Enthalpieänderung der Bildung von 1 Mol Verbindung aus ihren Elementen wird als molare Standardbildungsenthalpie bezeichnet und in kcal / mol oder kjoule / mol ausgedrückt. Da sich die Reaktionsenthalpie mit Temperatur und Druck ändert, müssen Druck und Temperatur konstant sein. Die Standardwerte für die Temperatur sind 25 ° C und für den Druck 1 atm. Die Standardbildungsenthalpie des Elements für seine stabilen Bedingungen wird mit Null angenommen. Zum Beispiel hat C zwei allotrope Graphite und Diamanten, unter Standardbedingungen ist Graphit stabiler als Diamant, so dass die Standardbildungsenthalpie von Graphit Null ist, die Standardenthalpie von Diamant jedoch von Null verschieden ist. Seien Sie vorsichtig beim Schreiben von Formationsreaktionen und beachten Sie die folgenden Vorschläge.
- Die Reaktion muss für 1 Mol Verbindung geschrieben werden
- Die Verbindung muss aus Elementen bestehen
- Verbindung müssen stabile Elemente gebildet werden
Beispiel:
1) C(Graphit) + O2(g) → CO2(g) ; ∆H=-94 kcal/mol
Diese Reaktion ist eine Bildungsreaktion. Die Bildungsenthalpie von CO2 ist -94 kcal und wir drücken es aus,
∆HF(CO2.g)=-94 kcal
2) C(Diamant) + O2(g) → CO2(g) ; ∆H=-94,5 kcal
Diese Reaktion ist keine Bildungsreaktion, da C (Diamant) keine stabile Form von C ist.
3) H2(g) + I2(g) → 2HI(g) ; ∆H=12,4 kcal
Diese Reaktion ist keine Bildungsreaktion, da 2 Mol Verbindung gebildet werden.
Wenn wir die Bildungsenthalpie von Dingen kennen, können wir den ∆H Wert von Reaktionen finden.
Reaktanten → Produkte; ∆H =?
Wir finden ∆H durch folgende Gleichung;
∆H=Σa∆H(F.(Produkte) - Σb∆H(F.(Reaktanten)
Wobei a und b Koeffizienten von Materie in Reaktion sind. Zum Beispiel;
aA + bB → cC + dD
Die Enthalpie dieser Reaktion wird gefunden durch:
∆H=[c∆H(F.(C) + d∆H(F.(D)] - [a∆H(F.(A) + b∆H(F.(B)]
2) Standard-Zersetzungsenthalpie: Die Enthalpieänderung der Zersetzung von 1 Mol Verbindung in ihre Elemente wird als molare Standard-Zersetzungsenthalpie bezeichnet.
Beispiel:
H2O(l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ; ∆H=68 kcal
Die Standard-Molenthalpie von H2O (l) beträgt 68 kcal.
3) Standardverbrennungsenthalpie: Dies ist die Wärme, die bei der Reaktion eines Molelements mit O2(g) freigesetzt wird.
Beispiel:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ; ∆H=-212 kcal
Die molare Verbrennungsenthalpie von CH4(g) beträgt -212 kcal. Die meisten Verbrennungsreaktionen sind exotherm.
Beispiel: Aus der Reaktion der Bildung P2O5 aus den Elementen P und O2 freiwerdende Wärme hängt davon ab, welche der folgenden Größen vorliegt;
I. Verwendung von weißem oder rotem Leuchtstoff
II. Mit Sauerstoff oder Ozongas
III. Molzahl von P2O5
Lösung:
I. Weißer und roter Leuchtstoff sind Allotrope des Leuchtstoffelements. Sie haben also unterschiedliche Enthalpien. Es ändert ∆H von P2O5.
II. Sauerstoff und Ozon sind Allotrope des Sauerstoffelements. Sie haben also unterschiedliche Enthalpien. Es ändert ∆H von P2O5.
III. Die Enthalpie von P2O5 nimmt mit zunehmendem Mol zu.
4) Standard-Neutralisationsenthalpie: Es ist die Enthalpieänderung der Neutralisation von 1 Mol Säure und 1 Mol Base. Diese Reaktionen sind exotherme Reaktionen.
Säure + Base → Salz + Wasser + Wärme
Beispiel: H+ + OH- → H2O + 13,5 kcal
Die molare Neutralisationsenthalpie beträgt -13,5 kcal