Hess Wet (Samenvatting Van Thermo-Chemische Reacties)
De wet van Hess stelt dat je meer dan één reacties kunt samenvatten
om een nieuwe reactie te vormen. Terwijl u dit doet, past u dezelfde
wijzigingen ook toe op enthalpiewijzigingen van gebruikte reacties.
De volgende voorbeelden tonen de wet van Hess in detail.
Voorbeeld: Gebruik onderstaande reacties;
I. C(s) + O2(g) → CO2(g) ;
ΔH=-94
kcal
II. 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)
; ΔH=-136
kcal
om enthalpie verandering van volgende reactie te krijgen.
C(k) + 1/2O2(g) → CO(g) ; ΔH=?
Oplossing:
In chemische reacties kun je elke kant van reacties optellen, zoals
wiskundige vergelijkingen. We sommen reacties I en II op, maar het
resultaat geeft ons niet wat de vraag stelt. We moeten dus een
aantal andere berekeningen doen om de gewenste reactie te krijgen.
Als we reactie II omkeren en het 1/2 vermenigvuldigen voordat
reactie I wordt toegevoegd, krijgen we de gewenste reactie.
I. C(s) + O2(g) → CO2(g) ;
ΔH=-94
kcal
II. CO2(g) → CO(g) + 1/2O2(g)
; ΔH=-1/2(-136)
kcal ("-" voor ΔH resultaat van omkering en we vermenigvuldigen
reactie met 1/2)
-----------------------------------------------
C(k) + 1/2O2(g) → CO(g) ; ΔH=-94+68=-26 kcal
We krijgen bovenstaande reactie door de wet van Hess te
gebruiken. Het onderstaande schema vat dit proces samen;
Voorbeeld: Met behulp van gegeven thermochemische reacties;
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)
vind enthalpie verandering van volgende reactie;
N2O4(g) → 2NO2(g)
Oplossing:
Reactie III is omgekeerd (of vermenigvuldig -1)
N2O4(g) → N2(g) + 2O2(g)
+ 2 kcal
Reactie I wordt omgekeerd en vermenigvuldigd met 2 (of
vermenigvuldigd met -2)
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) + 2.(13,5) kcal
Eindreactie bestaat niet uit NO gegeven in eerste reactie. We
keren dus reactie II om (of vermenigvuldigen met -1)
N2(g) + O2(g) + 43 kcal → 2NO(g)
We sommen deze drie reacties op;
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)
Enthalpie verandering van gewenste reactie is 14 kcal.
Enthalpy concept wordt gebruikt voor alle chemische reacties. Maar
er zijn enkele speciale reacties zoals formatie-verbranding. We
kunnen ze een specifieke naam geven en hun enthalpieën hebben ook
specifieke namen. Sommigen van hen worden hieronder gegeven;
1) Standaard molaire enthalpie van vorming:
Enthalpievorming van vorming van 1 molverbinding uit zijn
elementen wordt standaard molaire enthalpie van vorming
genoemd en uitgedrukt in kcal / mol of kjoule / mol. Aangezien de
enthalpie van reacties verandert met temperatuur en druk, moeten
druk en temperatuur constant zijn. Standaard waarden van temperatuur
is 25 0C en druk is 1 atm. Aangenomen wordt dat de
standaardvormingenthalpie van het element voor zijn stabiele
omstandigheden nul is. C heeft bijvoorbeeld twee allotroopgrafiet en
diamant, onder standaardomstandigheden is grafiet stabieler dan
diamant, dus de standaardvormingenthalpie van grafiet is nul maar de
standaardenthalpie van diamant is anders dan nul. Wees voorzichtig
bij het schrijven van formatiereacties en let op de volgende
suggesties;
- Reactie moet worden
geschreven voor 1 mol verbinding
- Compound moet worden gevormd door
elementen
- Verbinding moet stabiele elementen
zijn
Voorbeelden:
1) C (grafiet) + O2(g) → CO2(g)
; ΔH=-94
kcal/mol
Deze reactie is een vormingsreactie. Enthalpie van CO2
vorming is -94 kcal en we drukken het uit,
ΔHF(CO2.g)=-94
kcal
2) C (diamant) + O2(g) → CO2(g)
; ΔH=-94,5
kcal
Deze reactie is geen vormingsreactie omdat C (diamant) geen stabiele
vorm van C is.
3) H2(g) + I2(g) → 2HI(g)
; ΔH=12,4
kcal
Deze reactie is geen vormingsreactie aangezien 2 mol verbinding
wordt gevormd.
Als we formatie-enthalpie van zaken weten, kunnen we ΔH waarde van
reacties vinden.
Reactanten→ Producten ; ΔH=?
We vinden ΔH door vergelijking te volgen;
ΔH=ΣaΔH(F.(Producten)
- ΣbΔH(F.(Reactanten)
Waar a en b coëfficiënten zijn van reagerende zaken.
Bijvoorbeeld;
aA + bB → cC + dD
Enthalpie van deze reactie wordt gevonden door;
ΔH =
[cΔH(F.(C)
+ dΔH(F.(D)]
- [aΔH(F.(A)
+ bΔH(F.(B)]
2) Standaard enthalpie van ontleding:
Enthalpie verandering van afbraak van 1 mol verbinding in zijn
elementen wordt standaard molaire ontbindingsenthalpie genoemd.
Voorbeeld:
Example:
H2O(l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ; ΔH=68 kcal
Standaard molaire enthalpie van H2O (l) is 68 kcal.
3) Standaard verbranding enthalpie:
Het is de warmte die vrijkomt bij de reactie van één
molelement met O2 (g).
Voorbeeld:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
; ΔH=-212
kcal
De molaire verbrandingsenthalpie van CH4 (g) is -212
kcal. De meeste verbrandingsreacties zijn exotherm.
Voorbeeld: Warmte die vrijkomt uit de reactie van formatie P2O5
uit elementen P en O2 hangt af van welke van de volgende
hoeveelheden;
I. Met behulp van witte of rode fosfor
II. Zuurstof of ozongas gebruiken
III. Aantal mol P2O5
Oplossing:
I. Witte en rode fosfor zijn allotroop van
fosforelement. Ze hebben dus verschillende enthalpie. Het verandert
ΔH van P2O5.
II. Zuurstof en ozon zijn allotrope van zuurstofelement.
Ze hebben dus verschillende enthalpie. Het verandert ΔH van P2O5.
III. Enthalpie van P2O5 neemt toe
met toenemende mol.
4) Standaard Enthalpie Van Neutralisatiereactie:
Het is de enthalpiewijziging van neutralisatie van 1 mol
zuur en 1 mol base. Deze reacties zijn exotherme reacties.
Zuur + Base → Zout + Water + Warmte
Voorbeeld:
H+ + OH- → H2O + 13,5 kcal
Molaire neutralisatie enthalpie is -13,5 kcal
Thermochemie
Examens En Probleem Oplossingen
