Przeczytaj

bg‑cyan

Prawo Hessa

Hessa

Prawo: Hessa

RTzXNfuBxi7A31

Ilustracja czarno-biała przedstawiająca portret Germana Iwanowicza Hessa. Młody mężczyzna delikatnie się uśmiecha. Ma krótkie włosy, lekko falowane, wysokie czoło, baczki. Ubrany jest w marynarkę z szerokimi klapami, koszulę. Pod kołnierzem koszuli ma zawiązaną chustkę. — German Iwanowicz Hess (1802-1850)
Źródło: dostępny w internecie: www.pl.wikipedia.org, domena publiczna.

Obliczenie standardowej entalpiientalpiaentalpii jakiejkolwiek reakcji umożliwia prawo Hessaprawo Hessaprawo Hessa, które brzmi:
zmiana entalpii reakcji chemicznej nie zależy od drogi przemiany, a jedynie od efektów cieplnych stanu początkowego i końcowego.

Jest to podstawowe prawo procesów termodynamicznychproces termodynamicznyprocesów termodynamicznych, które zostało sformułowane przez rosyjskiego chemika Germana Hessa w 1840 r.

Aby prawo to zostało spełnione oraz by można było je zastosować, musi zostać zrealizowany jeden z warunków:

reakcja przebiega w stałej objętości;
reakcja przebiega w warunkach izobarycznychproces izobarycznyizobarycznych.

Prawo Hessa można wyrazić wzorem:

Δ H^{0} = Σn Δ H_{p}^{0} - Σn Δ H_{s}^{0}

gdzie:

$Δ H^{0}$ – efekt cieplny reakcji chemicznej;
$Σn Δ H_{p}^{0}$ – suma zmian standardowej entalpii produktów;
$ΣnΔ H_{s}^{0}$ – suma zmian standardowej entalpii substratów.

Prawo to można również przedstawić graficznie:

RS24HwQOy2c2z1

Schemat przedstawia prawo Hessa. Schemat układa się w kształt kwadratu. Od napisu stan początkowy odchodzą dwie strzałki: jedna prowadzi w dół, przy niej jest zapis Δ H ∘ . Strzałka prowadzi do napisu Stan końcowy. Natomiast druga strzałka prowadzi w prawo, nad strzałką jest zapis Δ H 1 ∘ , do stan pośredni. Od napisu stan pośredni strzałka kieruje się w dół, przy strzałce jest zapis Δ H 2 ∘ . Strzałka prowadzi w dół, przy strzałce jest Δ H 3 ∘ . Strzałka prowadzi do napisu: stan pośredni. Od stanu pośredniego jest strzałka w lewo, nad strzałką jest Δ H 4 ∘ . Strzałka prowadzi do napisu Stan końcowy. — Graficzne przedstawienie prawa Hessa
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Entalpię reakcji można przedstawić, dodając efekty cieplne stanów pośrednich.

Δ H_{}^{0} = Δ H_{1}^{0} + Δ H_{2}^{0} + Δ H_{3}^{0} + Δ H_{4}^{0}

Podczas rozwiązywania zadań z wykorzystaniem prawa Hessa, łączy się poszczególne równania chemiczne (dodaje stronami, odejmuje stronami, mnoży) tak, aby otrzymać równanie tej reakcji, której efekt cieplny jest obliczany. Działania matematyczne, które zostały dokonane na równaniach reakcji, należy następnie wykonać na wartościach entalpii poszczególnych reakcji chemicznych (dodać, odjąć, podzielić, pomnożyć).

Ćwiczenie 1

Znając entalpię następujących reakcji:

$N_{2 (g)} + O_{2 (g)} \to 2 {NO}_{(g)} Δ H_{1}^{0} = 180 kJ$
${NO}_{(g)} + O_{2 (g)} \to 2 {NO}_{2 (g)} Δ H_{2}^{0} = - 112 kJ$

oblicz na podstawie prawa Hessa entalpię reakcji:

2 N_{2 (g)} + 2 O_{2 (g)} \to 2 {NO}_{2 (g)} Δ H_{x}^{0} = ?

R1FgH3ItjRXWv1

Rozwiązanie oraz odpowiedź zapisz w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnie umieść je w wyznaczonym polu.

Wypisz dane i szukane

Dane:

Δ H_{1}^{0}

= 180 kJ

Δ H_{2}^{0}

= -112 kJ

Szukane:

Δ H_{x}^{0}

= ?

Wypisz równania termochemiczne

N_{2 (g)} + O_{2 (g)} \to 2 {NO}_{(g)}

2 {NO}_{(g)} + O_{2 (g)} \to 2 {NO}_{2 (g)}

N_{2 (g)} + 2 O_{2 (g)} \to 2 {NO}_{2 (g)}

Metoda algebraiczna

Równanie:

N_{2 (g)} + 2 O_{2 (g)} \to 2 {NO}_{2 (g)}

Δ H_{x}^{0}

można otrzymać jako algebraiczną sumę równania 1 i 2.

N_{2 (g)} + O_{2 (g)} \to 2 {NO}_{(g)}

Δ H_{1}^{0}

= 180 kJ

2 {NO}_{(g)} + O_{2 (g)} \to 2 {NO}_{2 (g)}

Δ H_{2}^{0}

= -112 kJ

Dodając do siebie oba równania, otrzymamy (pamiętaj: dodajesz równania chemiczne do siebie tylko wtedy, jeżeli ten sam związek znajduje się w obu równaniach jako produkt):

N_{2 (g)} + O_{2 (g)} + 2 {NO}_{(g)} + O_{2 (g)} \to 2 {NO}_{(g)} + 2 {NO}_{2}_{(g)}

W wyniku uproszczenia równania reakcji otrzymujemy:

N_{2 (g)} + 2 O_{2 (g)} \to 2 {NO}_{2 (g)}

Całkowitą entalpię reakcji możemy obliczyć, dodając do siebie wartości entalpii reakcji 1 i 2:

Δ H_{x}^{0} = Δ H_{1}^{0} + Δ H_{2}^{0}

= 180 kJ + (-112 kJ) = 68 kJ.

Metoda graficzna

R1eKExtZPv2eg

Grafika przedstawia obliczenia efektu cieplnego reakcji. Zobrazowano stan początkowy, stan pośredni i stan końcowy. Na dole ilustracji przedstawiono stan początkowy: dwie różowe kule + po dwie pary niebieskich kul. Obok nich jest równanie: N 2 + 2 O 2 . Od tego zapisu biegną dwie strzałki skierowane w górę. Strzałka po lewej stronie ma w połowie zapis: Δ H 1 = + 180 k J . Natomiast na górze, na końcu strzałki, są dwie pary kul - różowa połączona z niebieską + dwie połączone ze sobą niebieskie kule. Obok nich jest zapis: 2 N O + O 2 . To stan pośredni. Druga strzałka, która biegnie w górę po prawej stronie od zapisu stanu początkowego, jest krótka i kończy się wzorem 2 N O 2 . W stronę 2 N O 2 z góry, od stanu pośredniego, skierowana jest strzałka w dół. W połowie strzałki jest Δ H 2 = − 112 k J . Po prawej stronie grafiki, na wysokości 2 N O 2 zilustrowano stan końcowy. To różowa kula połączona na dole z dwiema niebieskimi kulami + różowa kula połączona na dole z dwiema niebieskimi kulami. Pod nimi jest równanie: Δ H x = Δ H 1 + Δ H 2 = 180 kJ + (-112 kJ) = 68 kJ. — Graficzne przedstawienie obliczeń efektu cieplnego reakcji
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Zapisz odpowiedź

Standardowa entalpia tworzenia tlenku azotu(IV) wynosi 68 kJ.

bg‑cyan

Efekt energetyczny reakcji

Każdej przemianie chemicznej i fizycznej towarzyszy określony efekt cieplnyciepło reakcji chemicznejefekt cieplny, który można określić jako ilość energii wymienionej w postaci ciepła między układem a otoczeniem. Wyróżnia się dwa typy przemian związanych z wymianą energii:

Rx06M9hAWjmcc1

Dwie ilustracje obok siebie. Na pierwszej z nich kolba stożkowa z napisem UKŁAD, od kolby strzałka na zewnątrz z napisem energia. Nad strzałką napis otoczenie. Na drugiej ilustracji strzałka z energią skierowana jest odwrotnie, czyli w stronę naczynia laboratoryjnego. — Schematy procesów egzoenergetycznych i endoenergetycznych
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

RQIGHjjaVxEFj

Na ilustracji znajdują się dwa wykresy porównujące proces egzoenergetyczny i endoenergetyczny. Pierwszy wykres przedstawia proces egzoenergetyczny. Na osi X zaznaczono drogę reakcji, na osi Y na dole energię produktów oznaczono jako E p , powyżej niej jest energia substratów oznaczona jako E s . Krzywa na wykresie zaczyna się w punkcie energii substratów, sięga nieco powyżej niej, po czym opada do poziomu energii produktów. Opis: Δ H < O . To energia oddana do otoczenia. Skoro ciepło przepływa z układu do otoczenia, to znaczy, że temperatura układu jest większa od temperatury otoczenia. Drugi wykres dotyczy procesu endoenergetycznego. Na osi X zaznaczono drogę reakcji, na osi Y na dole zaznaczono energię substratów, a powyżej energię produktów. Linia na wykresie rozpoczyna się w punkcie energii substratów, pnie się w górę ponad energię produktów, po czym łagodnie opada na wysokość energii produktów. Opis: Δ H > 0 , energia pobrana z otoczenia. Skoro ciepło przepływa z otoczenia do układu, to znaczy że temperatura układu jest mniejsza niż temperatura otoczenia. — Porównanie procesu egzoenergetycznego i endoenergetycznego
Źródło: GroMar Sp. z o.o. opracowano na podstawie M. Krzeczkowska, J. Loch, A. Mizera, *Repetytorium chemia. Liceum – poziom podstawowy i rozszerzony*, Wydawnictwo Szkolne PWN, Warszawa – Bielsko-Biała 2010, licencja: CC BY-SA 3.0.

Kiedy energia jest wydzielana z układu – reakcję nazywamy egzoenergetyczną, a kiedy jest pochłaniana przez układ – endoenergetyczną.

Słownik

entalpia

(gr. enthálpō „rozgrzewam”) potencjał termodynamiczny w procesach przebiegających bez zmian entropii i ciśnienia; w procesach odwracalnych, które zachodzą pod stałym ciśnieniem (izobarycznym), zmiana entalpii jest równa ilości ciepła dostarczonej układowi

proces izobaryczny

proces termodynamiczny, podczas którego ciśnienie nie ulega zmianie

proces termodynamiczny

termodynamiczny proces; przemiana termodynamiczna; ciągła zmiana w czasie termodynamicznego stanu układu, od stanu początkowego do końcowego, które są stanami równowagi termodynamicznej

ciepło reakcji chemicznej

ilość ciepła wydzielona (pochłonięta) podczas reakcji chemicznej między substancjami w stanie podstawowym, przy przereagowaniu w stałej temperaturze stechiometrycznych ilości substancji (ilości zgodnych z zapisem stechiometrycznego równania reakcji) w określonych warunkach

prawo Hessa

podstawowe prawo termochemii, które głosi, że ciepło reakcji chem. izochorycznej lub izobarycznej, gdy układ wykonuje tylko pracę objętościową, nie zależy od stanów pośrednich, tj. od drogi reakcji, a tylko od początkowego i końcowego stanu układu i jest równe sumie efektów cieplnych poszczególnych etapów reakcji

Bibliografia

Krzeczkowska M., Loch J., Mizera A., Repetytorium chemia. Liceum – poziom podstawowy i rozszerzony, Wydawnictwo Szkolne PWN, Warszawa – Bielsko‑Biała 2010.

Wprowadzenie

Film samouczek

Prawo Hessa

Efekt energetyczny reakcji

Słownik

Bibliografia