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

Thermochemie Prüfungen und Problemlösungen