Ley de Hess (suma de las reacciones termoquímicas)
Ley de Hess ‘(Suma de las reacciones termoquímicas)
Los estados de Hess de la ley que, puede sumar uno más de una reacción para formar nueva reacción. Mientras hace esto, se aplican los cambios mismos también en los cambios de entalpía de las reacciones utilizadas. Siguientes ejemplos muestran la ley de Hess en detalle.
Ejemplo: Uso reacciones se dan más adelante;
I. C(s) + O2(g) → CO2(g) ; ∆H=-94 kcal
II. 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) ; ∆H=-136 kcal
para conseguir el cambio de entalpía de reacción siguiente.
C(k) + 1/2O2(g) → CO(g) ; ∆H=?
Solución:
En las reacciones químicas, se puede resumir cada uno de los lados reacciones como ecuaciones matemáticas. Nos suma reacciones I y II, pero el resultado no nos da lo que pide la pregunta. Por lo tanto, tenemos que hacer otros cálculos para obtener la reacción deseada. Si invertimos la reacción II y se multiplica 1/2 antes de añadir que la reacción, que se quería reacción.
I. C(s) + O2(g) → CO2(g) ; ∆H=-94 kcal
II. CO2(g) → CO(g) + 1/2O2(g) ; ∆H=-1/2(-136) kcal ("-“delante de ΔH resultado de invertir y lo multiplicamos reacción con 1/2)
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C(k) + 1/2O2(g) → CO(g) ; ∆H=-94+68=-26 kcal
Nos reacción anterior mediante el uso de la ley de Hess. Esquema que figuran a continuación un resumen de este proceso;
Ejemplo: El uso de reacciones termoquímicas dadas;
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)
encontrar cambio de entalpía de reacción siguiente;
N2O4 (g) → 2NO2 (g)
Solución:
Reacción III se invierte (o multiplicar -1)
N2O4(g) → N2(g) + 2O2(g) + 2 kcal
Reacción I se invierte y se multiplica por 2 (o multiplicado por -2)
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) + 2.(13,5) kcal
Reacción final no consiste de NO dada en la primera reacción. Por lo tanto, revocamos la reacción II (o multiplicar por -1)
N2(g) + O2(g) + 43 kcal → 2NO(g)
Resumimos estas tres reacciones;
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)
La variación de entalpía de la reacción deseada es de 14 kcal.
Concepto de entalpía se utiliza para todas las reacciones químicas. Sin embargo, hay algunas reacciones especiales como la combustión de la formación. Podemos darles nombre específico y sus entalpías también tienen nombres específicos. Algunos de ellos se indican a continuación;
1) La entalpía estándar molar de la Formación:
La variación de entalpía de formación del compuesto 1 mol de sus elementos se llama entalpía molar normal de formación y se expresa en kcal / mol o kjoule / mol. Puesto que la entalpía de reacciones cambiar con la temperatura y presión, la presión y la temperatura debe ser constante. Los valores estándar de la temperatura es de 25 0C y la presión es 1 atm. Entalpía estándar de formación de elemento por sus condiciones estables se supone que es cero. Por ejemplo, C tiene dos grafito alótropo y diamante, en condiciones normales, el grafito es más estable que el diamante, entalpía formación tan estándar de grafito es cero, pero entalpía estándar de diamante es diferente de cero. Tenga cuidado al escribir las reacciones de formación de un preste atención a las sugerencias siguientes:
La reacción debe ser escrito para el compuesto 1 mol
Compuesto deberá estar constituida por elementos
Compuesto se debe formar elementos estables
Ejemplos:
1) C(graphite) + O2(g) → CO2(g) ; ∆H=-94 kcal/mol
Esta reacción es la reacción de formación. Entalpía de formación del CO2 es -94 kcal y lo expresamos,
∆HF(CO2.g)=-94 kcal
2) C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ; ∆H=-94,5 kcal
Esta reacción no es la reacción de formación ya que C (diamante) no es estable forma de C.
3) H2(g) + I2(g) → 2HI(g) ; ∆H=12,4 kcal
Esta reacción no es la reacción de formación desde 2 moles compuesto se forman.
Si sabemos entalpía de formación de la materia, podemos encontrar el valor de ΔH de reacciones.
Reactivos → Productos; ΔH =?
Encontramos ΔH con la siguiente ecuación;
∆H=Σa∆H(F.(Productos) - Σb∆H(F.(Reactivos)
Donde A y B son los coeficientes de materia en la reacción. Por ejemplo;
aA + bB → cC + dD
Entalpía de esta reacción se encuentra por;
∆H=[c∆H(F.(C) + d∆H(F.(D)] - [a∆H(F.(A) + b∆H(F.(B)]
2) entalpía estándar de descomposición:
Cambio de entalpía de descomposición del compuesto 1 mol en sus elementos se llama entalpía estándar molar de descomposición.
Ejemplo:
H2O(l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ; ∆H=68 kcal
Entalpía estándar molar de H2O (l) es de 68 kcal.
3) La entalpía estándar de combustión:
Es el calor liberado por la reacción de un elemento en moles con O2(g).
Ejemplo:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ; ∆H=-212 kcal
Entalpía molar de combustión del CH4 (g) es -212 kcal. La mayoría de las reacciones de combustión son exotérmicas.
Ejemplo: El calor liberado por la reacción de formación de P2O5 elementos P y O2 dependen de que una de las siguientes cantidades;
I. Uso de fósforo blanco o de color rojo
II. El uso de gas oxígeno o el ozono
III. Número de moles de P2O5
Solución:
I. Blanco y fósforo rojo son alótropo del elemento fósforo. Por lo tanto, tienen entalpía diferente. Cambia ΔH de P2O5.
II. El oxígeno y el ozono son alótropo del elemento oxígeno. Por lo tanto, tienen entalpía diferente. Cambia ΔH de P2O5.
III. Entalpía de P2O5 aumenta con la mole cada vez mayor.
4) La entalpía estándar de reacción de neutralización:
Es el cambio de entalpía de neutralización del ácido 1 mol y una base de moles. Estas reacciones son reacciones exotérmicas.
Ácido + base → sal + agua + calor
Ejemplo:
H+ + OH- → H2O + 13,5 kcal
Entalpía de neutralización es -13,5 kcal Molar