Закон Гесса

редактировать

Представление закона Гесса (где H представляет собой энтальпию)

Закон Гесса постоянного тепла суммирования, также известный как закон Гесса, это отношения в области физической химии имени Жермен Гесс, в швейцарском -born русского химика и врача, который опубликовал его в 1840 году закон гласит, что общая энтальпия изменения во время завершения Ход химической реакции не зависит от количества предпринятых шагов.

Закон Гесса теперь понимается как выражение принципа сохранения энергии, также выраженного в первом законе термодинамики, и того факта, что энтальпия химического процесса не зависит от пути, пройденного от начального до конечного состояния ( т.е. энтальпия - это функция состояния ). Изменения энтальпии реакции можно определить калориметрическим методом для многих реакций. Значения обычно указываются для процессов с одинаковыми начальными и конечными температурами и давлениями, хотя условия могут изменяться во время реакции. Закон Гесса можно использовать для определения общей энергии, необходимой для химической реакции, когда ее можно разделить на синтетические этапы, которые легче охарактеризовать по отдельности. Это позволяет составить стандартные энтальпии образования, которые могут быть использованы в качестве основы для разработки сложных синтезов.

СОДЕРЖАНИЕ

1 Теория
2 Примеры
3 Расширение свободной энергии и энтропии
4 Приложения
5 См. Также
6 Ссылки
7 Дальнейшее чтение
8 Внешние ссылки

Теория

Закон Гесса гласит, что изменение энтальпии в химической реакции одинаково, независимо от того, протекает ли реакция в одну стадию или в несколько, при условии, что начальное и конечное состояния реакций и продуктов одинаковы.

Другими словами, если химическое изменение происходит несколькими разными путями, общее изменение энтальпии одинаково, независимо от пути, по которому происходит химическое изменение (при условии, что начальные и конечные условия одинаковы). Если бы это было не так, то можно было бы нарушить первый закон термодинамики.

Закон Гесса позволяет рассчитать изменение энтальпии (ΔH) реакции, даже если его нельзя измерить напрямую. Это достигается путем выполнения основных алгебраических операций на основе химических уравнений реакций с использованием ранее определенных значений энтальпий образования.

Комбинация химических уравнений приводит к чистому или общему уравнению. Если изменение энтальпии известно для каждого уравнения, результатом будет изменение энтальпии для итогового уравнения. Если чистое изменение энтальпии отрицательное (ΔH net lt;0), реакция экзотермична и с большей вероятностью будет спонтанной; положительные значения ΔH соответствуют эндотермическим реакциям. Энтропия также играет важную роль в определении спонтанности, поскольку некоторые реакции с положительным изменением энтальпии, тем не менее, являются спонтанными.

Закон Гесса гласит, что изменения энтальпии аддитивны. Таким образом, ΔH для одиночной реакции

{\ displaystyle \ Delta H _ {\ text {response}} ^ {\ ominus} = \ sum \ Delta H _ {\ mathrm {f} \, ({\ text {p}})} ^ {\ ominus} - \ sum \ Delta H _ {\ mathrm {f} \, ({\ text {r}})} ^ {\ ominus}}

{\ displaystyle \ Delta H _ {\ text {response}} ^ {\ ominus} = \ sum \ Delta H _ {\ mathrm {f} \, ({\ text {p}})} ^ {\ ominus} - \ sum \ Delta H _ {\ mathrm {f} \, ({\ text {r}})} ^ {\ ominus}}

где - энтальпия образования продукта p, - энтальпия образования реагента r, а верхний индекс ^o указывает значения стандартного состояния. Это можно рассматривать как сумму двух (реальных или фиктивных) реакций: ${\ displaystyle \ Delta H_ {f (p)}}$ ${\ displaystyle \ Delta H_ {f (p)}}$ ${\ displaystyle \ Delta H_ {f (r)}}$ ${\ displaystyle \ Delta H_ {f (r)}}$

Реагенты → Элементы

{\ displaystyle \ Delta H ^ {\ ominus} = - \ sum \ Delta H _ {\ mathrm {f} \, ({\ text {r}})} ^ {\ ominus}}

{\ displaystyle \ Delta H ^ {\ ominus} = - \ sum \ Delta H _ {\ mathrm {f} \, ({\ text {r}})} ^ {\ ominus}}

и Элементы → Продукты

{\ displaystyle \ Delta H ^ {\ ominus} = \ sum \ Delta H _ {\ mathrm {f} \, ({\ text {p}})} ^ {\ ominus}}

{\ displaystyle \ Delta H ^ {\ ominus} = \ sum \ Delta H _ {\ mathrm {f} \, ({\ text {p}})} ^ {\ ominus}}

Примеры

1) (а) C графит + O 2 → CO 2 (г); (ΔH = –393,5 кДж / моль) (прямая ступень)

(б) C графит + 1/2 O 2 → CO (г); (ΔH = –110,5 кДж / моль)

(в) CO (г) +1/2 O 2 → CO 2 (г); (ΔH = –283,02 кДж / моль)

Реакция (a) представляет собой сумму реакций (b) и (c), для которых общее ΔH = –393,5 кДж / моль, что равно ΔH в (a).

Разница в величине ΔH составляет 0,02 кДж / моль, что связано с ошибками измерения.

2) Учитывая:

B 2 O 3 (т) + 3H 2 O (г) → 3O 2 (г) + B 2 H 6 (г) (ΔH = 2035 кДж / моль)
H 2 O (л) → H 2 O (г) (ΔH = 44 кДж / моль)
H 2 (г) + 1/2 O 2 (г) → H 2 O (л) (ΔH = –286 кДж / моль)
2B (т) + 3H 2 (г) → B 2 H 6 (г) (ΔH = 36 кДж / моль)

Найдите ΔH f:

2B (т) + 3/2 O 2 (г) → B 2 O 3 (т)

После умножения уравнений (и изменения их энтальпии) на соответствующие коэффициенты и изменения направления, когда это необходимо, результат будет следующим:

B 2 H 6 (г) + 3O 2 (г) → B 2 O 3 (т) + 3H 2 O (г) (ΔH = 2035 × (–1) = –2035 кДж / моль)
3H 2 O (г) → 3H 2 O (л) (ΔH = 44 × (–3) = –132 кДж / моль)
3H 2 O (л) → 3H 2 (г) + (3/2) O 2 (г) (ΔH = –286 × (–3) = 858 кДж / моль)
2B (т) + 3H 2 (г) → B 2 H 6 (г) (ΔH = 36 кДж / моль)

Складывая эти уравнения и отбрасывая общие члены с обеих сторон, получаем

2B (т) + 3/2 O 2 (г) → B 2 O 3 (т) (ΔH = –1273 кДж / моль)

Расширение свободной энергии и энтропии

Понятия закона Гесса можно расширить, включив в него изменения энтропии и свободной энергии Гиббса, которые также являются функциями состояния. Термодинамический цикл Бордвелл является примером такого расширения, который использует легко измерить равновесия и окислительно - восстановительные потенциалы, чтобы определить экспериментально недоступное свободную энергию Гиббса значения. Объединение значений ΔG ^o из термодинамических циклов Бордвелла и значений ΔH ^o, найденных с помощью закона Гесса, может быть полезным при определении значений энтропии, которые не измеряются напрямую и, следовательно, должны вычисляться альтернативными способами.

За бесплатную энергию:

{\ displaystyle \ Delta G _ {\ text {response}} ^ {\ ominus} = \ sum \ Delta G _ {\ mathrm {f} \, ({\ text {p}})} ^ {\ ominus} - \ sum \ Delta G _ {\ mathrm {f} \, ({\ text {r}})} ^ {\ ominus}.}

{\ displaystyle \ Delta G _ {\ text {response}} ^ {\ ominus} = \ sum \ Delta G _ {\ mathrm {f} \, ({\ text {p}})} ^ {\ ominus} - \ sum \ Delta G _ {\ mathrm {f} \, ({\ text {r}})} ^ {\ ominus}.}

С энтропией ситуация немного иная. Поскольку энтропия может быть измерена как абсолютная величина, а не относительно энтропии элементов в их эталонных состояниях (как в случае ΔH ^o и ΔG ^o), нет необходимости использовать энтропию образования; просто используются абсолютные энтропии для продуктов и реагентов:

{\ displaystyle \ Delta S _ {\ text {response}} ^ {\ ominus} = \ sum S _ {({\ text {p}})} ^ {\ ominus} - \ sum S _ {({\ text {r} })} ^ {\ ominus}.}

{\ displaystyle \ Delta S _ {\ text {response}} ^ {\ ominus} = \ sum S _ {({\ text {p}})} ^ {\ ominus} - \ sum S _ {({\ text {r} })} ^ {\ ominus}.}

Приложения

Закон Гесса полезен при определении энтальпий следующих веществ:

Теплоты образования нестабильных промежуточных продуктов, таких как CO (г) и NO (г).
Тепловые изменения при фазовых переходах и аллотропных переходах.
Энергия решетки ионных веществ путем построения циклов Борна – Габера, если известно сродство к электрону для образования аниона, или
Сродство к электрону с использованием цикла Борна – Габера с теоретической энергией решетки

Смотрите также

использованная литература

Чакрабарти, ДК (2001). Введение в физическую химию. Мумбаи: Альфа-наука. С. 34–37. ISBN 1-84265-059-9.

дальнейшее чтение

Лестер, Генри М. (1951). «Жермен Анри Гесс и основы термохимии». Журнал химического образования. 28 (11): 581–583. Bibcode : 1951JChEd..28..581L. DOI : 10.1021 / ed028p581.

внешние ссылки

Статья Гесса (1840 г.), на которой основан его закон (на сайте ChemTeam)
эксперимент закона Гесса