Hva er Hess’ lov?

Hess’s lov ble uttalt av den sveitsiske kjemikeren Hermain Hess og fremhever det faktum at entalpi er en tilstandsfunksjon. Uttalelsen til denne loven lyder:

« Entalpiendringen (ΔH) til en kjemisk reaksjon der et sett med reaktanter omdannes til produkter er den samme uavhengig av om prosessen utføres i et enkelt trinn eller i en serie av påfølgende trinn ».

Sagt på en annen måte, entalpiendringen til en reaksjon er uavhengig av veien fra reaktanter til produkter. Dette er en konsekvens av at entalpi ( H , ikke ΔH) er en tilstandsfunksjon. Dette betyr at verdien avhenger utelukkende av den nåværende tilstanden til et system, og ikke av hvordan systemet kom til det.

Hess’s lov representerer en av termokjemiens grunnleggende lover og tillater etablering av en relativ måleskala av entalpien til forskjellige kjemiske stoffer fra visse referansetilstander, som tilsvarer elementære stoffer i deres mest naturlige tilstander stabil under standardforhold, som vil sees senere.

Forklaring av Hess’ lov

Siden ΔH er gitt av forskjellen mellom produktenes entalpi og reaktantenes entalpi, og hver av disse entalpiene vil kun avhenge av tilstanden de respektive kjemiske stoffene finnes i; da vil forskjellen mellom begge entalpier også være uavhengig av hvordan transformasjonen utføres.

Det er mange analogier som lar oss forstå dette konseptet på en enkel måte. Et eksempel er å se på entalpien til et stoff som saldoen på en sparekonto. Det er en balanse (eller en entalpi) i reaktantene, før den kjemiske reaksjonen inntreffer, og det vil være en balanse etter at reaksjonen har skjedd. Forskjellen mellom de to saldoene er uavhengig av hvor mange innskudd eller uttak som ble gjort. Du kunne ha gjort et enkelt innskudd, eller du kunne ha gjort flere innskudd og uttak, men når du først kommer til produktene og får den endelige saldoen, vil det være det samme uansett hvordan du kom dit. Siden vi i alle tilfeller starter fra samme starttilstand, vil balanseendringen (ΔH) alltid være den samme.

Anvendelser av Hess’ lov

Den viktigste anvendelsen av Hess’ lov er at den lar oss kjenne reaksjonsentalpiene til praktisk talt enhver reaksjon indirekte gjennom kombinasjonen av andre, enklere kjemiske reaksjoner. Det er to spesielt viktige eksempler på dette:

Bestemmelse av reaksjonsentalpier fra formasjonsentalpier

Alle rene stoffer i naturen er bygd opp av atomer av ett eller flere kjemiske elementer. Derfor kan vi alltid skrive en ligning for reaksjonen der et rent stoff dannes fra elementene i deres mest stabile naturlige tilstand under standardforhold for temperatur og trykk .

Disse typer kjemiske reaksjoner kalles formasjonsreaksjoner. Noen eksempler på formasjonsreaksjoner er :

• Formasjonsreaksjon av flytende vann:

• Gassformig ozondannelsesreaksjon:

• Jernoksiddannelsesreaksjon:

På grunn av måten formasjonsreaksjoner er definert på, kan enhver annen tenkelig kjemisk reaksjon skrives som en kombinasjon av formasjonsreaksjoner; noen går fremover og andre går i revers. Takket være Hess’ lov kan vi si at entalpiendringen for å transformere reaktantene til en reaksjon direkte til produktene i et enkelt trinn, er lik entalpien til alle disse formasjonsreaksjonene, som er oppsummert i følgende ligning:

I denne ligningen representerer ν den støkiometriske koeffisienten til den balanserte kjemiske ligningen.

Born-Haber syklus av gitterenergi

Born-Haber-syklusen er et annet typisk eksempel på anvendelsen av Hess’ lov. I dette tilfellet brukes entalpiene til prosesser som fusjon, fordampning, bindingsdissosiasjon, så vel som andre reaksjonsvarmer som formasjonsentalpier, ioniseringsenergier og elektronaffiniteter for å bestemme gitterenergien til forbindelsene. Dette tilsvarer entalpien til prosessen der et krystallinsk ionisk fast stoff separeres i dets ioner i gassform.

Takket være Hess’ lov kan vi bestemme denne energien indirekte ved å bruke det faktum at entalpiendringen av den direkte reaksjonen i et enkelt trinn er lik summen av entalpiene til ethvert annet sett med reaksjoner som finner sted fra samme trinn. tilstand til samme slutttilstand.

Referanser

Atkins, P., & dePaula, J. (2014). Atkins’ Physical Chemistry (rev. utg.). Oxford, Storbritannia: Oxford University Press.

Chang, R. (2008). Fysisk kjemi (3. utgave). New York City, New York: McGraw Hill.

Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS, & Herranz, ZR (2020). Kjemi (10. utgave). New York City, NY: MCGRAW-HILL.

Suárez, T., Fontal, B., Meyes, M., Bellandi, F., Contreras, R., Romero, I. (2005). Prinsipper for termokjemi. Hentet fra http://www.saber.ula.ve/