Legge sulla spiegazione di Hess, applicazioni, esempi

IL Legge di Hess È un'altra manifestazione della legge sul risparmio energetico che consente di determinare, attraverso semplici somme algebriche, l'entalpia di una reazione chimica. Compreso dall'entalpia come il calore rilasciato o assorbito, a costante pressione, che è associato a qualsiasi reazione chimica o fenomeno chimico.

Gli entalpie, ΔH, sono determinate sperimentalmente usando la calorimetria. Tuttavia, ci sono reazioni difficili da studiare con questa tecnica. Quando ciò accade, vengono usate altre reazioni che hanno le loro entalpie specifiche e che possiedono gli interessi o i composti che l'interesse.

Diagramma semplice e generale in cui viene applicata la legge di Hess per quattro reazioni chimiche. Fonte: Gabriel Bolívar.

In questo modo, può essere calcolato il ΔH "sconosciuto" della reazione. Ad esempio, il diagramma superiore aiuta a capire questa idea. Ci sono quattro reazioni: A-D, A-B, B-C e C-D. La reazione A-D è quella che ha il più grande ΔH, perché in cui si verificano, per così dire, i cambiamenti chimici più famosi.

Le altre reazioni, mentre hanno ΔH più piccole, poiché sono costituiti da passaggi alternativi o reazioni alternative per raggiungere gli stessi prodotti D. Pertanto, la somma di ΔH₁, ΔH₂ e ΔH₃, Sarà uguale a ΔH. Sapere questo, ΔH, o qualsiasi altra entalpia, può essere calcolato applicando semplici razzi. Questa è la legge di Hess.

La legge di Hess è molto utile quando si calcolano gli entalpie di reazione, oltre ad allenare gli entalpie per diversi composti o intermediari instabili.

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Spiegazione della legge di Hess

Calcolo dell'entalpia di una reazione

Il motivo per cui è soddisfatto:

ΔH = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃

È perché l'entalpia, o il cambiamento di entalpia, è una funzione statale. Ciò significa che i loro valori non sono modificati dal numero di passaggi, fasi o reazioni intermediari. Ad esempio, ΔH rimarrà lo stesso anche quando c'è un ΔH₁₀ che dovrebbe essere considerato nella somma algebrica.

Gli entalpie potrebbero essere visualizzati come le cime di alcune montagne. Non importa come siano diretti i passi verso di loro, l'altezza che li separa dal livello MAR non varierà mai. E precisamente sono le altezze che vengono aggiunte o sottratte per determinare l'altezza sconosciuta di una montagna circostante.

Tornando al diagramma precedente: A, è una montagna, di un'altra montagna e così via. La differenza di altezza tra le top A e D, è la più grande. Aggiungendo le altezze tra A-B, B-C e C-D, darà uguale all'altezza A-D. Questo è ciò che viene fatto con le entalpie delle loro rispettive reazioni chimiche.

Può servirti: gruppo fosfato

Entalpia di una reazione da entalpie di formazioni

Diagramma generale per calcolare l'entalpia di una reazione da entalpie di formazioni. Fonte: Gabriel Bolívar.

Una delle conseguenze più preziose della legge di Hess è che consente la determinazione delle entalpie di qualsiasi reazione chimica, prendendo le entalpie di addestramento di tutti i composti (reagenti e prodotti).

L'immagine superiore illustra questo punto. Compreso dall'entalpia della formazione di calore associata quando un composto è formato dai suoi elementi. Questa entalpia diventerebbe la massima differenza possibile tra reagenti e prodotti, senza la necessità di consultare altre reazioni chimiche; Almeno, al di fuori dell'addestramento separato dei composti.

Come si legge il diagramma questa volta? Un trucco è sempre quello di aggiungere gli entalpie quando va in direzione della freccia e sottrarle quando la freccia è sulla rotta opposta. Pertanto, ΔHºRXN, entalpia di reazione standard, aggiunge ΔHºF (reagenti), entalpia standard della formazione di reagenti e sono sottratti ΔHºF (prodotti), entalpia standard della formazione del prodotto dei prodotti.

Somme di reazioni

I diagrammi possono diventare molto complicati da interpretare, specialmente quando ci sono molte reazioni che devono essere considerate. Pertanto, viene utilizzata la somma delle reazioni. Questo metodo facilita notevolmente il calcolo delle entalpie e accelera la comprensione della legge di Hess.

Supponiamo ad esempio che si desidera determinare ΔHºRXN della seguente reazione:

A + B + C → ABC

E abbiamo anche altre due reazioni:

A + B → AB (ΔHº₁)

AB + C → ABC (ΔHº₂)

È interessante notare che A + B + C sia sul lato sinistro (reagenti) e che ABC sia sul lato destro (prodotti). Quindi, procediamo semplicemente ad aggiungere le ultime due reazioni:

A + B → AB

AB + C → ABC

A + AB + C → ABC + AB

Poiché AB è da entrambe le parti viene eliminato. E così abbiamo:

A + B + C → ABC

ΔHºRXN = ΔHº₁ + ΔHº₂

Aggiungendo le reazioni, l'uso di qualsiasi diagramma viene omesso.

Applicazioni della legge di Hess

La legge di Hess consente, senza la necessità di esperimenti, entalpie per diverse reazioni chimiche o fenomeni. Alcuni di loro sono elencati:

- Entalpie di formazione per composti instabili o intermediari, come di solito abbiamo in chimica organica.

-Entalpie di transizioni di fase, nello studio dei solidi cristallini.

Può servirti: composto chimico

-Entalpie di transizioni allotropiche, come quella tra grafite e diamante.

Allo stesso modo, la legge di Hess viene utilizzata per determinare l'energia reticolare di un solido e le affinità elettroniche di alcuni atomi.

Esempi: esercizi risolti

- Esempio 1

Calcola ΔHrxn della seguente reazione:

2HCl (G) + F₂(g) → 2hf (l) + cl₂(G)

Se hai le seguenti reazioni e le loro rispettive entalpie:

4HCl (G) + o₂(g) → 2h₂O (l) + 2cl₂(g) (ΔH = -202.4 kj/mol)

1/2h₂(g) + 1/2f₂(g) → HF (L) (ΔH = -600.0 kj/mol)

H₂(g) + 1/2o₂(g) → H₂O (l) (ΔH = -285.8 kJ/mol)

Ordine equazioni

Per iniziare, dobbiamo aggiungere le reazioni in modo tale che HCL e F₂ sono sul lato sinistro e HF e CL₂, Dal lato giusto. Ma più importante, sta notando che così tanto₂ cenere₂O non sono nell'equazione di interesse. Pertanto, dobbiamo annullarli nella somma e far coincidere i coefficienti stechiometrici per moltiplicazioni:

2HCL (G) + 1/2₂(g) → H₂O (l) + cl₂(g) (ΔH = -202.4 kj/mol) * (1/2)

Questa equazione è stata moltiplicata per 1/2 per avere 2HCL anziché 4HCL

H₂(g) + f₂(g) → 2hf (l) (ΔH = -600.0 kj/mol) * (2)

Questa equazione moltiplicava per 2 per avere f₂ e no 1/2f₂

H₂O (l) → h₂(g) + 1/2o₂(g) (ΔH = -285.8 kj/mol) * (-1)

Nel frattempo, quest'ultimo si è moltiplicato per -1 per "girarlo". Pertanto, abbiamo le equazioni ordinate e pronti ad aggiungere.

Somma delle equazioni

L'aggiunta di tutto ci dà:

2HCL (G) + 1/2₂(g) → H₂O (l) + cl₂(g) (ΔH = -101.2 kJ/mol)

H₂(g) + f₂(g) → 2hf (l) ΔH = -1200.0 kj/mol)

H₂O (l) → h₂(g) + 1/2o₂(g) (ΔH = 285.8 kJ/mol)

2HCl (G) + F₂(g) → 2hf (l) +cl₂(G)

Si noti che i termini 1/2₂, H₂O e h₂ Sono cancellati perché sono su entrambi i lati della freccia. Vengono anche aggiunte gli entalpie, dando:

ΔHRX = 285.8 kJ/mol + (-101.2 kj/mol) + (-1200.0 kj/mol)

Questa espressione è la stessa dell'inizio:

ΔH = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃

E così, abbiamo che ΔHRX è uguale a:

ΔHRX = -1015.4 kj/mol

- Esempio 2

In questo esempio, si vedrà che le entalpie delle reazioni alternative corrispondono alle entalpie della formazione dei composti di interesse.

Si desidera determinare ΔHRXN per la prossima reazione di decomposizione:

2so₃(g) → 2so₂(g) + o₂(G)

E le entalpie di addestramento dei composti SO sono contate a portata di mano₃ E così₂:

S (s) + o₂(g) → Quindi₂(g) (ΔH = -296.8 kJ/mol)

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S (s) + 3/2o₂(g) → Quindi₃(g) (ΔH = -395.6 kJ/mol)

Ordine equazioni

Questo esercizio sarà risolto allo stesso modo dell'esempio precedente. Dovrebbe essere così₃ avere ragione e moltiplicare per 2. Per questo, dobbiamo "girare" l'equazione di SO Formazione₃ moltiplicandolo per -1, e poi moltiplicandolo per 2:

2so₃(g) → 2s (s) + 3o₂(g) (ΔH = -395.6 kj/mol) * (-2)

L'equazione di SO Formazione₂ Lo moltiplichiamo anche per 2:

2s (s) + 2nd₂(g) → 2so₂(g) (ΔH = -296.8 kj/mol) * (2)

Somma delle equazioni

Ora vengono aggiunte le equazioni:

2so₃(g) → 2s (s) + 3o₂(g) (ΔH = 791.2 kJ/mol)

2s (s) + 2nd₂(g) → 2so₂(g) (ΔH = -593.6 kJ/mol)

2so₃(g) → 2so₂(g) + o₂(G)

Si noti che il termine 2S viene eliminato perché è su entrambi i lati della freccia. Inoltre, 3 °₂ 2O è sottratto₂ Dare un o₂. La somma delle entalpie, e quindi, il valore di Δhrxn sarà:

ΔH = ΔHRXN = 791.2 kJ/mol + (-593.6 kJ/mol)

= 197.6 kj/mol

Come ogni reazione di decomposizione, è endotermico, quindi la sua entalpia è positiva.

Metodo alternativo

C'è un metodo per raggiungere lo stesso risultato in un modo più diretto e semplice. Questo è stato menzionato in una sezione precedente.

2so₃(g) → 2so₂(g) + o₂(G)

Per determinare il ΔHRXN di questa reazione, dobbiamo calcolare ΔHºF (reagenti) e ΔHºF (prodotti). Il ΔHºF (così₃) è uguale a -395.6 kj/mol, mentre ΔHºF (così₂) è uguale a -296.8 kj/mol. Il ΔHºF (o₂) è uguale a 0, poiché l'ossigeno elementare esiste come molecola di O₂ e non come atomi o liberi.

Quindi, abbiamo:

ΔHrxn = ΔHºF (prodotti) - ΔHºF (reagenti)

= [ΔHºF (SO₂) + ΔHºF (o₂)] - ΔHºF (SO₃)

= ΔHºF (così₂) - ΔHºF (SO₃)

Tuttavia, dobbiamo moltiplicare entrambe le entalpie di allenamento per 2, al fine di abbinare i coefficienti stechiometrici rispetto all'equazione chimica:

ΔHrxn = 2ΔHºF (SO₂) - 2ΔHºF (SO₃)

E calcolando che abbiamo:

ΔHrxn = 2 (-296.8 kJ/mol) - 2 (-395.6 kJ/mol)

= 197.6 kj/mol

In effetti, questo è il modo in cui di solito è preferito risolvere tutti gli esercizi in cui viene applicata la legge di Hess.

Riferimenti

1. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Chimica. (8 ° ed.). Apprendimento del Cengage.
2. Wikipedia. (2020). La legge di Hess. Recuperato da: in.Wikipedia.org
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4. Clark Jim. (2010). La legge di Hess e i calcoli del cambiamento di entalpia. Recuperato da: ChemGuide.co.UK
5. Helmestine, Anne Marie, PH.D. (11 febbraio 2020). Definizione della legge di Hess. Recuperato da: Thoughtco.com
6. Foist Laura. (2020). Legge di Hess: definizione, formula ed esempio. Studio. Recuperato da: studio.com
7. Quimitube. (2014). Teoria 14 termochimica: calcolo dell'entalpia di una reazione da parte della legge di Hess. Recuperato da: quimitube.com