Legea lui Hess: lecție de chimie

1pe scurtstratul 1 din 3 · rezumatul lecției

Pe scurt

Legea lui Hess spune că efectul termic al unei transformări depinde de starea inițială și finală, nu de etapele intermediare. Ecuațiile termochimice se pot aduna algebric: la inversarea unei ecuații se schimbă semnul lui $Δ H$ , iar la înmulțirea ei cu un număr se înmulțește și $Δ H$ . Astfel se poate afla căldura unei reacții greu de măsurat direct din căldurile altor reacții. Stările de agregare ale substanțelor contează: $H_{2} O (l)$ și $H_{2} O (g)$ nu au aceeași entalpie.

2în detaliustratul 2 din 3 · pentru clasă și Bacalaureat

În detaliu

Entalpia este o mărime de stare: valoarea ei depinde numai de starea sistemului, nu de drumul parcurs. Din acest motiv variația $Δ H$ între aceleași stări inițială și finală este aceeași pe orice cale, iar într-un ciclu închis, care revine la starea de la care a plecat, suma efectelor termice este zero. Regulile de lucru sunt trei:

ecuația inversată are $Δ H$ de semn opus;
ecuația înmulțită cu un număr are $Δ H$ înmulțit cu același număr;
ecuațiile se adună, iar substanțele care apar de ambele părți, în aceeași stare de agregare, se simplifică.

Legea permite și aflarea unei etape necunoscute: dacă transformarea globală $A \to C$ are $Δ H = - 120$ kJ, iar etapa $A \to B$ are $+ 20$ kJ, etapa $B \to C$ are $Δ H = - 120 - 20 = - 140$ kJ.

Exemplul 1: se cere $Δ H$ pentru $C + \frac{1}{2} O_{2} \to CO$ , cunoscând $C + O_{2} \to C O_{2}$ , cu $Δ H_{1} = - 394$ kJ, și $CO + \frac{1}{2} O_{2} \to C O_{2}$ , cu $Δ H_{2} = - 283$ kJ. Carbonul nu poate fi ars în laborator exact până la $CO$ , fiindcă se formează și $C O_{2}$ , deci această căldură nu se măsoară direct.

$CO$ trebuie să apară în produși, dar în ecuația 2 este reactant; inversăm ecuația 2: $C O_{2} \to CO + \frac{1}{2} O_{2}$ , cu $Δ H_{2}^{'} = + 283$ kJ.
Adunăm ecuația 1 cu ecuația inversată: $C + O_{2} + C O_{2} \to C O_{2} + CO + \frac{1}{2} O_{2}$ .
Simplificăm $C O_{2}$ și jumătate din $O_{2}$ : rezultă $C + \frac{1}{2} O_{2} \to CO$ .
$Δ H = - 394 + 283 = - 111$ kJ.

Verificare: formarea monoxidului urmată de arderea lui dă $- 111 + (- 283) = - 394$ kJ, adică același efect ca arderea directă a carbonului. Pentru doi moli de $CO$ se înmulțește ecuația cu $2$ și rezultă $- 222$ kJ.

Exemplul 2: căldura de hidrogenare a etenei, $C_{2} H_{4} + H_{2} \to C_{2} H_{6}$ , aflată din entalpiile de combustie (toate cu $H_{2} O (l)$ ): $C_{2} H_{4}$ , $- 1411$ kJ/mol; $H_{2}$ , $- 286$ kJ/mol; $C_{2} H_{6}$ , $- 1560$ kJ/mol.

Scriem arderile: (a) $C_{2} H_{4} + 3 O_{2} \to 2C O_{2} + 2 H_{2} O$ , $- 1411$ kJ; (b) $H_{2} + \frac{1}{2} O_{2} \to H_{2} O$ , $- 286$ kJ; (c) $C_{2} H_{6} + \frac{7}{2} O_{2} \to 2C O_{2} + 3 H_{2} O$ , $- 1560$ kJ.
Etanul trebuie să fie produs, deci inversăm ecuația (c): $2C O_{2} + 3 H_{2} O \to C_{2} H_{6} + \frac{7}{2} O_{2}$ , cu $+ 1560$ kJ.
Adunăm (a), (b) și (c) inversată; $C O_{2}$ , $H_{2} O$ și $O_{2}$ se simplifică și rămâne $C_{2} H_{4} + H_{2} \to C_{2} H_{6}$ .
$Δ H = - 1411 - 286 + 1560 = - 137$ kJ. Hidrogenarea este exotermă.

Același tip de calcul se aplică transformării grafit–diamant: arderea grafitului cedează $394$ kJ/mol, iar a diamantului $396$ kJ/mol, deci $C (grafit) \to C (diamant)$ are $Δ H = - 394 - (- 396) = + 2$ kJ/mol, valoare greu de măsurat direct în laborator.

Exemplul 3: legea lui Hess justifică formula cu entalpii de formare, deoarece elementele servesc drept stare intermediară comună. Pentru $CaC O_{3} (s) \to CaO (s) + C O_{2} (g)$ , cu $Δ H_{f}^{\circ}$ în kJ/mol: $- 1207$ pentru $CaC O_{3}$ , $- 635$ pentru $CaO$ și $- 394$ pentru $C O_{2}$ .

Drumul în două etape: $CaC O_{3}$ se descompune formal în elemente, cu $+ 1207$ kJ.
Elementele formează $CaO$ și $C O_{2}$ , cu $- 635 - 394 = - 1029$ kJ.
$Δ H = + 1207 - 1029 = + 178$ kJ: reacția este endotermă, la fel ca în calculul direct, $[- 635 + (- 394)] - (- 1207)$ .

3pentru admiterestratul 3 din 3 · pentru examene

Pentru admitere

Calculează $Δ H$ pentru $S + \frac{3}{2} O_{2} \to S O_{3}$ , cunoscând $S + O_{2} \to S O_{2}$ , cu $Δ H_{1} = - 297$ kJ, și $2S O_{2} + O_{2} \to 2S O_{3}$ , cu $Δ H_{2} = - 198$ kJ.

A doua ecuație produce $2$ mol de $S O_{3}$ ; o împărțim la $2$ : $S O_{2} + \frac{1}{2} O_{2} \to S O_{3}$ , cu $Δ H_{2}^{'} = - 99$ kJ.
O adunăm cu prima ecuație; $S O_{2}$ se simplifică și rămâne $S + \frac{3}{2} O_{2} \to S O_{3}$ .
$Δ H = - 297 + (- 99) = - 396$ kJ pentru un mol de $S O_{3}$ . La $16$ g de sulf, adică $0, 50$ mol, se degajă $0, 50 \cdot 396 = 198$ kJ.

Într-un ciclu cu schimbare de stare de agregare adună și entalpia tranziției de fază: dacă formarea apei lichide are $Δ H = - 286$ kJ/mol, iar vaporizarea $+ 44$ kJ/mol, formarea unui mol de vapori are $- 286 + 44 = - 242$ kJ/mol. Pentru $2 H_{2} + O_{2} \to 2 H_{2} O (g)$ rezultatul se dublează: $- 484$ kJ.

Tip complement grupat, despre legea lui Hess:

efectul termic al unei transformări nu depinde de etapele intermediare;
într-un ciclu închis, suma efectelor termice ale etapelor este zero;
la înmulțirea unei ecuații cu $3$ , $Δ H$ se înmulțește cu $3$ ;
ecuațiile în care apare $H_{2} O (l)$ și cele în care apare $H_{2} O (g)$ se pot aduna direct, fără a ține seama de starea de agregare.

Variante:

A. Numai 1, 2 și 3 sunt corecte
B. Numai 1 și 3 sunt corecte
C. Numai 2 și 4 sunt corecte
D. Numai 4 este corectă
E. Toate sunt corecte sau toate sunt false

Răspuns corect: A. Entalpia este mărime de stare, deci $Δ H$ depinde doar de starea inițială și finală (afirmația 1). Un ciclu revine la starea de plecare: etapele $+ 15$ kJ, $- 40$ kJ și $+ 25$ kJ dau suma $0$ (afirmația 2). Efectul termic este proporțional cu cantitățile din ecuație (afirmația 3). Afirmația 4 este falsă: $H_{2} O (l)$ și $H_{2} O (g)$ au entalpii diferite, iar între ele se adaugă entalpia de vaporizare.

Scrie ecuațiile înainte de a aduna numerele: substanța intermediară trebuie să dispară, iar coeficienții din reacția finală trebuie să coincidă cu cei ceruți. Dacă ecuația cerută conține un mol de $S O_{3}$ , se folosește jumătate din $Δ H_{2}$ , deoarece ecuația dată produce $2$ mol.

Greșeli frecvente

Greșit: La inversarea ecuației $Δ H$ păstrează semnul.
Corect: semnul se inversează.
Greșit: Se pot aduna efectele termice fără a aduna și simplifica ecuațiile.
Corect: reacțiile intermediare trebuie să însumeze exact transformarea cerută.
Greșit: Dacă o ecuație se înmulțește cu $2$ , $Δ H$ rămâne neschimbat, fiindcă Hess vorbește despre etape.
Corect: $Δ H$ se înmulțește cu $2$ , deoarece se transformă de două ori mai multe substanțe.
Greșit: Un catalizator care grăbește o etapă schimbă $Δ H$ al reacției globale.
Corect: $Δ H$ depinde numai de starea inițială și finală, nu de drum sau de catalizator.
Greșit: Efectele termice pot fi adunate chiar dacă apa este lichidă într-o ecuație și gazoasă în alta.
Corect: $H_{2} O (l)$ și $H_{2} O (g)$ sunt substanțe diferite în bilanț; se adaugă entalpia de vaporizare.

în contul tăuPremium

Testează-te pe această lecție

Lecția o citești aici, fără cont. Testele pe lecții și capitole sunt în cont, cu grile originale Didaxis și explicația fiecăreia: gratuit 10 grile pe zi, fără limită cu Premium, 49 de lei pe lună pentru fiecare copil.

Testează-te în cont

Înainte și după

ÎnainteEntalpia reacțieiCăldura de reacție, combustie, neutralizare și dizolvare.DupăReacții lente și rapideComparația vitezei observabile în reacții uzuale.CapitolulEnergetică și cineticăToate lecțiile capitolului „Energetică și cinetică”.

Surse și referințe

OMECI 5099/2009, Chimie XII real, pp. 7–9; rocnee.eu
OpenStax, Chemistry 2e, §5.3, «Enthalpy», subcapitolul «Hess’s Law»; openstax.org
OMENCS 5070/2016, anexa 2, programa Bac Chimie, p. 4; aplicare 2027 prin OMEC 5211/2026 art. 3(3); edu.ro

Desene: Redactare proprie (desen original)