6.12: Entalpie reakcji

Prawo Hessa można zastosować do określenia zmiany entalpii dowolnej reakcji, jeśli dostępne są odpowiednie entalpie tworzenia reagentów i produktów. Reakcję główną można podzielić na reakcje stopniowe: (i) rozkład reagentów na pierwiastki składowe, przy którym zmiany entalpii są proporcjonalne do ujemnych entalpii tworzenia reagentów, −ΔHf°(reagenty), a następnie (ii) rekombinacje pierwiastków (otrzymanych w kroku 1) w celu otrzymania produktów, przy zmianach entalpii proporcjonalnych do entalpii tworzenia produktów, ΔHf° (produkty). Standardowa zmiana entalpii całej reakcji jest zatem równa: (ii) sumie standardowych entalpii tworzenia wszystkich produktów plus (i) sumie ujemnych standardowych entalpii tworzenia reagentów, jak podano wzorem poniższe równanie, gdzie ∑ oznacza „sumę”, a n oznacza współczynniki stechiometryczne.

Równanie jest zwykle nieco przestawiane i można je zapisać w następujący sposób:

Poniższy przykład pokazuje szczegółowo, dlaczego to równanie jest prawidłowe i jak go używać do obliczenia standardowej zmiany entalpii reakcji:

Stosowana jest tutaj specjalna postać prawa Hessa oraz wartości ciepła tworzenia reagentów i produktów: ΔHf° (HNO3) = −206,64 kJ/mol; ΔHf° (NO) = +90,2 kJ/mol; ΔHf° (NO2) = +33 kJ/mol; ΔHf° (H2O) = −285,8 kJ/mol.

W przypadku reakcji zachodzącej w warunkach standardowych stosuje się ogólne równanie do obliczenia standardowej zmiany entalpii reakcji. Równanie to rozwiązuje się, znajdując różnicę między sumą standardowych entalpii powstawania produktów a sumą standardowych entalpii powstawania reagentów, z których każdy pomnożony jest przez jego współczynnik stechiometryczny. 

Rozważ spalenie 2 moli acetylenu z 5 molami tlenu gazowego w celu wytworzenia 4 moli gazowego dwutlenku węgla i 2 moli pary wodnej w standardowych warunkach.

Entalpia reakcji jest równa sumie czterokrotnej entalpii powstawania gazowego dwutlenku węgla i dwukrotnej entalpii powstawania pary wodnej, minus suma dwóch razy entalpii powstawania acetylenu gazowego i pięciokrotnej entalpii powstawania tlenu gazowego.  

Równanie entalpii wywodzi się z połączenia dwóch pojęć: standardowej entalpii tworzenia i prawa Hessa.

Pierwszy wyraz reprezentuje standardowe entalpie powstawania produktów; tworzenie dwutlenku węgla z węgla i tlenu - równanie 1 oraz tworzenie się wody z wodoru i tlenu - równanie 2. 

Znane standardowe entalpie tworzenia dwutlenku węgla i wody wynoszą odpowiednio −393.5 kJ i −241.8 kJ. 

Ponieważ spalanie wytwarza 4 mole dwutlenku węgla, ΔH₁ byłoby standardową entalpią tworzenia dwutlenku węgla razy 4, która wynosiłaby −574 kJ.

Spalanie wytwarza również 2 mole wody, więc zmiana entalpii, ΔH₂, byłaby standardową entalpią tworzenia się wody razy 2, która wynosiłaby −483,6 kJ.

Daje to −2058 kJ jako standardową entalpię netto powstawania produktów.

Drugi wyraz reprezentuje rozkład acetylenu na węgiel i wodór – równanie 3. Jest to odwrotność reakcji dla standardowej entalpii tworzenia reagenta, a zatem jego wartość entalpii, 227,4 kJ, jest poprzedzona znakiem ujemnym, który można również zobaczyć w równaniu entalpii.

Ponieważ reakcja zużywa 2 mole acetylenu, ΔH₃ byłoby ujemne od standardowej entalpii tworzenia acetylenu razy 2, co wynosi − 53,4 kJ.

Standardowa entalpia tworzenia tlenu wynosi zero.

Dlatego standardowa entalpia netto powstawania reagentów wynosi −453.4 kJ.

Przypomnijmy sobie prawo Hessa, że jeśli jednoetapowa reakcja jest przeprowadzana w wielu krokach, to suma entalpii każdego kroku jest równa zmianie entalpii netto.

Podstawienie wartości entalpii formacji do równania daje entalpię reakcji jako −2511 kJ.