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Germain Henri Hess (1802 – 1850) é importante principalmente para os seus estudos termoquímicos, que começou em 1839, seu outro trabalho foi de menor importância.
O papel-chave foi publicado em 1840.
As contribuições de Hess ao calor pode ser resumida no que se chama a lei de Hess, que é uma lei empírica.
Isso é explicado pela teoria termodinâmica, que afirma que a entalpia é uma função de estado.
Químicos fizeram grande uso da lei de Hess no estabelecimento dos calores de formação de compostos que não são facilmente formadas a partir de seus elementos constituintes.
Germain Henri Hess (1802 – 1850)
BASICAMENTE Lei de Hess afirma que “o calor evoluído ou absorvido em um processo químico é o mesmo se o processo ocorre em uma ou em várias etapas” Também conhecido como a lei da soma de calor constante.
Tudo isto significa é que não importa quantos passos a reação química procede através, o calor total evoluiu ou absorvida é os valores de calor agregado de cada etapa e será sempre uma figura constante para esse processo.
Por exemplo: Quando o ácido fosfórico (um ácido tri-hidrogénio) é neutralizada com uma base, os hidrogénios são neutralizados em 3 passos.
H 3 P0 4 + NaOH -> NaH 2 PO 4 + H2O + : este é um passo, e vai dar X quantidade de calor.
NaH 2 PO 4 + NaOH -> Na 2 HPO 4 + H2O : este é de dois passos, e dará Y quantidade de calor.
Na 2 PO 4 + NaOH -> Na 3 PO 4 + H2O : sto é o passo três, e dará quantidade Z de calor.
Portanto X + Y + Z vai dar o calor total ou a soma constante de calor.
Germain Henri Hess (1802 – 1850) é importante principalmente para os seus estudos termoquímicos estados Hess Lei que o calor libertado ou absorvido em um processo químico é o mesmo se o processo ocorre em uma ou em várias etapas.. Isto também é conhecida como a lei da soma de calor constante.
Para ilustrar a lei de Hess, as equações térmicas e os diagramas de nível de energia são mostrados abaixo.
| Equações térmicas | A lei de Hess diagrama de nível de energia |
|---|---|
|
em seguida, A + 2 B = AB 2,dH 1 2 = 1 + dH dH 2 |
======= A + 2 B | | DH 1dH 1 2 | ===== AB + B | | DH 2 ======= AB 2 |
A energia química e lei de Hess
A entalpia padrão de reação e entalpia padrão de formação introduzido em Energia Química são propriedades químicas muito úteis. Nós já mencionamos algumas regras básicas sobre o dH quantidades, dH °, e dH f e suas equações anteriores.
Se ambos os lados das equações são multiplicados por um fator de alterar o número de moles, DH, dH °, ou dH f para a equação deve ser multiplicado pelo fator mesma, uma vez que são quantidades por equação como escrito.
Assim, para a equação
C (grafite) + 0,5 O 2 -> CO, dH ° = -110 kJ / mol.
Podemos escrevê-lo em qualquer uma das seguintes formas:
2 C (grafite) + O 2 -> 2 CO, dH = -220 ° kJ / mol (multiplicada por 2)
6 C (grafite) + 3 O 2 -> 6 CO, dH = -660 ° kJ / mol (multiplicada por 6)
Para a reação inversa, o sinal de estas quantidades são alterados (multiplicar por -1).
A equação implica o seguinte:
CO -> C (grafite) + 0,5 O 2,dH ° = 110 kJ / mol
2 CO -> 2 C (grafite) + O 2,dH ° = 220 kJ / mol.
A lei de Hess afirma que as mudanças de energia são funções do Estado. A quantidade de energia depende apenas os estados dos reagentes e do estado dos produtos, mas não sobre as etapas intermédias.
De energia (entalpia) mudanças nas reações químicas são as mesmas, independentemente de as reações ocorrem em um ou vários passos.
A mudança total de energia numa reação química é a soma das alterações de energia na sua muitos passos que conduzem à reação global.
Por exemplo, no diagrama abaixo, olhar para a oxidação do carbono em CO e CO2.
A oxidação direta de carbono (grafite) em CO 2 rendimentos uma entalpia de -393 kJ / mol. Quando o carbono é oxidado em CO e, em seguida é oxidado para CO CO 2, as entalpias são -110 e -283 kJ / mol, respectivamente.
A soma de entalpia nos dois passos é exatamente -393 kJ / mol, o mesmo que a reação de um passo.
0 kJ ———— C (grafite) + O 2 | | -110 KJ | | V | CO + 0,5 O 2 —– | | | -393 KJ | | -283 KJ | | | | VV ———— CO 2
As reações de duas etapas são:
C + 1/2 O 2 -> CO, dH ° = -110 kJ / mol
CO + 1/2 O 2 -> CO 2,dH ° = -283 kJ / mol.
Adicionando as duas equações em conjunto e cancelar o CO, intermediário, em ambos os lados leva para
C + O 2 -> CO 2,dH ° = (-110) + (-283) = -393 kJ / mol.
O verdadeiro mérito é realmente avaliar a entalpia de formação de CO.
Aplicação da Lei de Hess
Lei de Hess pode ser aplicada para calcular entalpias de reações que são difíceis de medir.
No exemplo acima, é muito difícil controlar a oxidação de grafite para dar puro CO No entanto, a entalpia para a oxidação de grafite para CO 2 pode ser facilmente medido.
Assim, pode a entalpia de oxidação do CO para o CO 2.
A aplicação da lei de Hess permite estimar a entalpia de formação de CO vez que,
C + O 2 -> CO 2,dH = -393 ° kJ / mol
CO + 1/2 O 2 -> CO 2,dH ° = -283 kJ / mol.
Subtraindo a segunda equação da primeira dá
C + 1/2 O 2 -> CO, dH ° = -393 – (-283) = -110 kJ / mol
A equação mostra a entalpia padrão de formação de CO para ser -110 kJ / mol.
Aplicação da lei de Hess nos permite calcular dH, dH °, e dH f para as reações químicas que impossíveis de medir, desde que temos todos os dados de reações relacionadas.
Alguns exemplos mais são dadas abaixo para ilustrar as aplicações da Lei de Hess.
Exemplo 1
A entalpia de combustão para a H 2, C (grafite) e CH 4 são -285,8, -393,5, e -890,4 kJ / mol, respectivamente. Calcule a entalpia padrão de formação dH f para CH 4.
Solução:
Permite interpretar as informações sobre entalpia de formação, escrevendo as equações:
| dH º f / (KJ / mol) |
|
|---|---|
| (1) H 2 (g) + 0,5 O 2 (g) -> H2O (l) | -285,8 |
| (2) C (grafite) + O 2 (g) -> CO 2 (g) | -293,5 |
| (3) CH 4 (g) + 2O 2 (g) -> CO 2 (g) + 2H 2 O (l) | -890,4 |
| A partir das equações acima, derivar C + 2H 2 -> CH 4 |
|
| Resposta: C + 2H 2 -> CH 4 | -74,7 |
| Dica: 2 * (1) + (2) – (3), Assim, dH f = 2 * (-285,8) + (-393,5) – (-890,4) =? |
|
Discussão:
Três entalpias de reações envolvidas neste exemplo são as entalpias padrão de formação, e um deles é a entalpia de combustão. A formação de metano a partir de grafite e de hidrogénio não pode ser conseguido facilmente, e sua entalpia de formação não é diretamente mensurável, mas os cálculos como este fornecer os dados a serem incluídos na dados termodinâmicos. O valor de -74,4 kJ / mol foi listado em várias fontes de dados.
A partir destes dados, pode-se construir um diagrama de nível de energia para estas combinações químicas como se segue:
=== C (grafite) + 2 H 2 (g) + 2 O 2 (g) === – 74,7 kJ | | == CH 4 (g) + 2 O 2 (g) == | | | | | | | | | -965,1 KJ -890,4 KJ | | [(-2 * 285,8-393,5) kJ] | | | | | | | | VV ========== CO 2 (g) + 2 H2O (l) ==========
Exemplo 2
A partir dos dados a seguir,
CH 4 + 2O 2 -> CO 2 + 2H 2 O dH o = -890 kJ / mol
H2O (l) -> H2O (g) o = dH 44 kJ / mol a 298 K
Calcula-se a entalpia da reação
CH 4 + 2 O 2 (g) -> CO 2 (g) + 2 H2O (g) dH o =?
Solução:
Adicionar as duas equações para dar o terceiro:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) -> CO 2 (g) + 2 H2O (l) o = dH -890 kJ / mol
2 H2O (l) -> 2 H2O (g) o = dH 88 kJ / mol
adicionar as equações ———————– adicionar as entalpias
CH 4 + 2 O 2 (l) -> CO 2 (g) + 2 H2O (g) o = dH -802 kJ / mol
Discussão:
Uma maior quantidade de energia (890 vs 802 kJ / mol) é extraído se o escape é condensado à água líquida. Os gases de escape do forno de alta eficiência é a temperatura mais baixa, eo vapor de água é condensado para líquido. No entanto, existe sempre alguma perdido em uma operação do forno.
Exemplo 3
As entalpias padrão de formação de SO 2 e SO 3 são -297 e -396 kJ / mol, respectivamente.
Calcula-se a entalpia padrão de reação para a reação:
SO 2 + 1/2 O 2 -> SO 3.
Solução:
A fim de mostrar como as reações químicas acontecem, e para uma melhor apreciação da técnica de resolução de problemas, podemos escrever as equações de acordo com os dados fornecidos:
SO 2 (g) -> S (s) + O 2 (g) dH = 297 kJ
S (s) + 3/2 O 2 -> SO 3dH = -396 kJ
Adicionar as duas equações para dar
SO 2 (g) + 1/2 O 2 -> SO 3dH = -99 kJ
Sua vez de trabalhar:
Desenhe um diagrama de nível de energia para as combinações de substâncias.
Exemplo 4
A partir das entalpias seguintes reações:
2 O (g) -> O 2 (g) o = dH -249 kJ / mol
H2O (l) -> H2O (g) o = dH 44 kJ / mol a 298 K
2 H (g) + O (g) -> H2O (g) o = dH -803 kJ / mol
C (grafite) + 2 O (g) -> CO 2 (g) o = dH -643 kJ / mol
C (grafite) + O 2 (g) -> CO 2 (g) o = dH -394 kJ / mol
C (grafite) + 2 H 2 (g) -> CH 4 (g) dH o = -75 kJ / mol
2 H (g) -> H 2 (g) o = dH -436 kJ / mol
H2O (l) -> H2O (g) dH = 41 kJ / mol a 373 K, a condição não-padrão
Calcular o calor de combustão do metano para gasosa H 2 O.
Solução:
-2 (1) + 2 (3) + (4) – (6) – 2 (7) dá
CH 4 (g) + 2 O 2 (g) -> CO 2 (g) + H2O (g),
e, portanto,
dH = -2 * (-249) + 2 * (-803) + (-643) – (-75) – 2 (-436)
= -804 KJ / mol
Discussão:
Exercite-se os detalhes pessoalmente e verificar o resultado. O cálculo é bastante complicado. Ler o que não será capaz de dominar a técnica.
Os dados de equações 2, 5 e 8 não são necessários. Muitas vezes, você tem que selecionar dados adequados de uma tabela de entalpia padrão de formação na resolução de problemas.
Comparar a resultar do Exemplo 2, este resultado ligeiramente diferente, devido a um conjunto diferente de dados a ser utilizado. A diferença é de 0,2%.
Um método é re-escrever as equações fundamentais da seguinte forma e, em seguida, adicioná-los a cancelar composto indesejável em ambos os lados.
Pratique o cancelamento da fórmula-se.
CH 4 (g) – »C (grafite) + 2 H 2 (g) o = dH 75 kJ / mol
C (grafite) + 2 O (g) -> CO 2 (g) o = dH -643 kJ / mol
2 O 2 (g) -> 4 O (g) dH o = 498 kJ / mol
4 H (g) + H2O (g) -> 2 H2O (g) dH o = -1606 kJ / mol
2 H 2 (g) -> 4 H (g) dH o = 872 kJ / mol
adicionar todas as equações ————————— adicionar todos s dH
CH 4 + 2 O 2 (g) -> CO 2 (g) + 2 H2O (g) o = dH -804 kJ / mol
Fonte: www.science.uwaterloo.ca
Lei de Hess
Em 1849, o químico Germain Henri Hess, efetuando inúmeras medidas dos calores de reação, verificou que: O calor liberado ou absorvido numa reação química independe dos estados intermediários pelos quais a reação passa, depende somente do estado inicial e final. Esta é a lei da atividade dos calores de reação ou lei de Hess.
De acordo com essa lei é possível calcular a variação de entalpia de uma reação através da soma algébrica de equações químicas que possuam variação de entalpia conhecida.
Lei de Hess ou lei dos estados inicial e final – O ?H de uma reação só depende dos estados inicial e final e não depende dos estados intermediários.
Como conseqüência da lei de Hess, temos que as equações termoquímicas podem ser operadas como se fossem equações algébricas.
A lei de Hess permite determinar o ?H de reações que não ocorrem ou que dificilmente ocorrem na prática, através dos ?H de outras reações que ocorrem na prática. A maioria dos ?H de formação são calculados indiretamente pela aplicação da lei de Hess.
Em 1849, o químico Germain Henri Hess, efetuando inúmeras medidas dos calores de reação, verificou que:
O calor liberado ou absorvido numa reação química depende apenas dos estados intermediários pelos quais a reação passa.
Esta é a lei da atividade dos calores de reação ou lei de Hess.
De acordo com essa lei é possível calcular a variação de entalpia de uma reação através da soma algébrica de equações químicas que possuam conhecidos.
Por exemplo, a partir das equações:
é possível determinar a variação de entalpia da reação de formação do metano, CH4, reação essa que não permite medidas calorimétricas precisas de seu calor de reação por ser lenta e apresentar reações secundárias.
A soma algébrica das reações dadas deve, portanto, resultar na reação de formação do metano, cujo queremos determinar:
No entanto, para obtermos essa equação devemos efetuar as seguintes operações:
multiplicar a reação II por 2, para que o número de mols de H2(g) seja igual a 2, consequentemente o também será multiplicado por 2;
inverter a reação III, para que CH4(g) passe para o segundo membro da equação. Em vista disso, o também terá seu sinal invertido, isto é, se a reação é exotérmica, invertendo-se o seu sentido, passará a ser endotérmica e vice-versa;
somar algebricamente as equações e os
.
Assim temos:
Fonte: www.geocities.com
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