Hess Wet (Samenvatting Van Thermo Chemische Reacties)
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