La loi de Hess - Conservation de l'énergie
Le principe de conservation de l'énergie
Compétences pour développer
- Changer l'enthalpie de réaction lorsque l'équation change
- Interprétez la loi de Hess
- Appliquer le principe de la conservation de la loi de l'énergie Hess pour résoudre les problèmes.
- Esquisse d'un diagramme d'énergie pour les réactions connexes et
- Utilisez un diagramme pour expliquer la loi de Hess
Le diagramme de niveau d'énergie de la loi de Hess
L'énergie chimique et la loi de Hess
L'enthalpie standard de réaction et enthalpie standard de formation introduite en énergie chimique sont des propriétés chimiques très utiles. Nous avons déjà évoqué quelques règles de base concernant la dH quantités, dH ° et dHf et leurs équations précédentes.
Si les deux côtés des équations sont multipliées par un facteur de modifier le nombre de moles, dH, dH °, ou dHf pour l'équation doit être multipliée par le même facteur, car ils sont les quantités par l'équation comme écrit. Ainsi, par l'équation C (graphite) + 0,5 O2 -> CO, dH ° = -110 kJ / mol. On peut écrire dans l'une des formes suivantes: 2 C (graphite) + O2 -> 2 CO, dH ° = -220 kJ / mol (multiplié par 2)
6 C (graphite) + 3 O2 -> 6 CO, dH ° = -660 kJ / mol (multiplié par 6)
Pour la réaction inverse, le signe de ces quantités sont modifiées (à multiplier par -1). L'équation implique ce qui suit: CO -> C (graphite) + 0,5 O2. dH ° = 110 kJ / mol
2 CO -> 2 C (graphite) + O2. dH ° = 220 kJ / mol.
La loi de Hess affirme que les changements d'énergie sont des fonctions de l'État. La quantité d'énergie ne dépend que des états des réactifs et l'état des produits, mais pas sur les étapes intermédiaires. changements d'énergie (enthalpie) dans les réactions chimiques sont les mêmes, indépendamment du fait que les réactions se produisent dans une ou plusieurs étapes. Le changement d'énergie totale dans une réaction chimique est la somme des changements d'énergie dans ses nombreuses étapes menant à la réaction globale.
Par exemple, dans le diagramme ci-dessous, nous examinons l'oxydation du carbone en CO et CO2. L'oxydation directe du carbone (graphite) en CO2 donne une enthalpie de -393 kJ / mol. Lorsque le carbone est oxydé en CO et CO est oxydé en CO2. les enthalpies sont -110 et -283 kJ / mol respectivement. La somme de l'enthalpie au cours des deux étapes est exactement -393 kJ / mol, de même que la réaction en une étape. Les réactions à deux étapes sont les suivantes: C + 1/2 O2 -> CO, dH ° = -110 kJ / mol
CO + de 1/2 O2 -> CO2. dH ° = -283 kJ / mol. En ajoutant les deux équations, et annuler l'intermédiaire, CO, des deux côtés conduit à C + O2 -> CO2. dH = ° (-110) + (- 283) = -393 kJ / mol. Le vrai mérite est en fait d'évaluer l'enthalpie de formation de CO comme nous le verrons bientôt.
Application de la loi de Hess
La loi de Hess peut être appliquée pour calculer enthalpies des réactions qui sont difficiles à mesurer. Dans l'exemple ci-dessus, il est très difficile de contrôler l'oxydation du graphite pour donner CO pur. Cependant, enthalpie pour l'oxydation du graphite en CO2 peut être facilement mesurée. Donc, peut l'enthalpie d'oxydation du CO en CO2. L'application de la loi de Hess nous permet d'estimer l'enthalpie de formation de CO Depuis, C + O2 -.> CO2. dH ° = -393 kJ / mol
CO + de 1/2 O2 -> CO2. dH ° = -283 kJ / mol. Soustraction de la seconde équation à partir de la première donne C + 1/2 O2 -> CO, dH = -393 ° - (- 283) = -110 kJ / mol
L'équation montre l'enthalpie standard de formation de CO soit -110 kJ / mol.
Application de la loi de Hess permet de calculer dH, dH ° et dHf pour des réactions chimiques qui impossibles à mesurer, à condition que nous avons toutes les données de réactions liées.
Quelques exemples sont donnés ci-dessous pour illustrer les applications de la loi Hess.
Exemple 1 L'enthalpie de combustion pour H2. C (graphite) et de CH4 sont -285,8, -393,5, -890,4 et kJ / mol respectivement. Calculer l'enthalpie standard de formation dHf pour CH4.
Solution :
Permet d'interpréter les informations sur enthalpie de formation en écrivant les équations:
A partir des équations ci-dessus, tirer
C + 2H2 -> CH4
Discussion :
Trois enthalpies de réactions impliquées dans cet exemple sont enthalpies standard de formation, et un est l'enthalpie de combustion. La formation de méthane à partir de graphite et de l'hydrogène ne peut être atteint facilement, et son enthalpie de formation ne sont pas directement mesurable, mais les calculs comme celui-ci fournit les données à inclure dans les données thermodynamiques. La valeur de -74,4 kJ / mol a été cité dans plusieurs sources de données.
A partir de ces données, nous pouvons construire un diagramme de niveau d'énergie pour ces combinaisons chimiques comme suit:
Exemple 2 A partir des données ci-après, CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2 O dH o = -890 kJ / mol
H2 O (l) -> H2 O (g) dH o = 44 kJ / mol à 298 K
Calculer l'enthalpie de la réaction CH4 + 2 O2 (g) -> CO2 (g) + 2 H2 O (g) dH = o.
Discussion :
on extrait une grande quantité d'énergie (890 vs 802 kJ / mol de) si l'échappement est condensée en eau liquide. Les gaz d'échappement du four à haute efficacité est à plus basse température, et la vapeur d'eau est condensée en liquide. Cependant, il y a toujours un peu perdu dans une opération de four.
Exemple 3 Les enthalpies standard de formation de SO2 et SO3 sont -297 et -396 kJ / mol respectivement. Calculer l'enthalpie standard de réaction pour la réaction: SO2 + de 1/2 O2 -> SO3.
Solution :
Afin de montrer comment les réactions chimiques ont lieu, et pour une meilleure appréciation de la technique de résolution de problèmes, nous écrivons les équations selon les données fournies: SO2 (g) -> S (s) + O2 (g) dH = 297 kJ
S (s) + 3/2 O2 -> SO3dH = -396 kJ Ajouter les deux équations pour donner le SO2 (g) + 1/2 O2 -> SO3dH = -99 kJ
Votre tour au travail:
Dessinez un diagramme de niveau d'énergie pour les combinaisons de substances.
- 2 O (g) -> O2 (g) dH o = -249 kJ / mol
- H2 O (l) -> H2 O (g) dH o = 44 kJ / mol à 298 K
- 2 H (g) + O (g) -> H2 O (g) dH o = -803 kJ / mol
- C (graphite) + O 2 (g) -> CO2 (g) dH o = -643 kJ / mol
- C (graphite) + O2 (g) -> CO2 (g) dH o = -394 kJ / mol
- C (graphite) + 2 H2 (g) -> CH4 (g) dH o = -75 kJ / mol
- H 2 (g) -> H2 (g) dH o = -436 kJ / mol
- H2 O (l) -> H2 O (g) dH = 41 kJ / mol à 373 K, l'état non-standard
Discussion :
Travailler les détails vous et vérifier le résultat. Le calcul est assez compliqué. La lecture ne sera pas en mesure de maîtriser la technique. Les données des équations 2, 5 et 8 ne sont pas nécessaires. Souvent, vous devez sélectionner les données appropriées à partir d'un tableau de la norme de formation dans Enthalpie résolution de problèmes.
Comparer pour résultat de l'exemple 2, ce résultat diffèrent légèrement, en raison d'un autre ensemble de données utilisées. La différence est de 0,2%.
Une méthode consiste à réécrire les équations clés comme suit, puis les ajouter à annuler composé indésirable des deux côtés. Pratiquez l'annulation de la formule vous-même. CH4 (g) -> C (graphite) + 2 dH H2 (g) o = 75 kJ / mol
C (graphite) + O 2 (g) -> CO2 (g) dH o = -643 kJ / mol
2 O2 (g) -> 4 O (g) dH o = 498 kJ / mol
4 H (g) + 2 O (g) -> 2 H2 O (g) dH o = -1606 kJ / mol
2 H2 (g) -> 4 H (g) dH o = 872 kJ / mol
ajouter toutes les équations --------------------------- ajouter tous dH s
CH4 + 2 O2 (g) -> CO2 (g) + 2 H2 O (g) dH o = -804 kJ / mol