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)
-------------------------------------------------------------
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)
---------------------------------------------
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