Tabla de Contenidos
Prawo Hessa zostało sformułowane przez szwajcarskiego chemika Hermaina Hessa i podkreśla fakt, że entalpia jest funkcją stanu. Oświadczenie tego prawa brzmi:
„ Zmiana entalpii (ΔH) reakcji chemicznej, w której zestaw reagentów jest przekształcany w produkty, jest taka sama niezależnie od tego, czy proces jest prowadzony w jednym etapie, czy w serii następujących po sobie etapów ”.
Innymi słowy, zmiana entalpii reakcji jest niezależna od drogi od reagentów do produktów. Wynika to z faktu, że entalpia ( H , a nie ΔH) jest funkcją stanu. Oznacza to, że jego wartość zależy wyłącznie od aktualnego stanu systemu, a nie od tego, w jaki sposób system się do niego dostał.
Prawo Hessa reprezentuje jedno z podstawowych praw termochemii i pozwala na ustalenie względnej skali do pomiaru entalpii różnych substancji chemicznych z pewnych stanów odniesienia, które odpowiadają elementarnym substancjom w ich najbardziej naturalnych stanach. widziany później.
Wyjaśnienie prawa Hessa
Ponieważ ΔH jest określone jako różnica między entalpią produktów i entalpii reagentów, a każda z tych entalpii będzie zależała tylko od stanu, w jakim znajdują się odpowiednie substancje chemiczne; wówczas różnica między obiema entalpiami będzie również niezależna od sposobu przeprowadzenia transformacji.
Istnieje wiele analogii, które pozwalają w prosty sposób zrozumieć to pojęcie. Przykładem jest spojrzenie na entalpię substancji jako saldo na koncie oszczędnościowym. Istnieje równowaga (lub entalpia) w reagentach przed zajściem reakcji chemicznej i będzie równowaga po wystąpieniu reakcji. Różnica między dwoma saldami jest niezależna od liczby dokonanych wpłat lub wypłat. Mogłeś dokonać pojedynczej wpłaty lub wielu wpłat i wypłat, ale kiedy dojdziesz do produktów i uzyskasz ostateczne saldo, będzie to samo bez względu na to, jak się tam dostałeś. Ponieważ we wszystkich przypadkach zaczynamy od tego samego stanu początkowego, zmiana równowagi (ΔH) zawsze będzie taka sama.
Zastosowania prawa Hessa
Najważniejszym zastosowaniem prawa Hessa jest to, że pozwala nam poznać entalpie reakcji praktycznie każdej reakcji pośrednio poprzez połączenie innych, prostszych reakcji chemicznych. Są na to dwa szczególnie ważne przykłady:
Wyznaczanie entalpii reakcji z entalpii tworzenia
Wszystkie czyste substancje w przyrodzie składają się z atomów jednego lub więcej pierwiastków chemicznych. Dlatego zawsze możemy napisać równanie reakcji, w której czysta substancja powstaje z jej pierwiastków w ich najbardziej stabilnym stanie naturalnym w standardowych warunkach temperatury i ciśnienia .
Tego typu reakcje chemiczne nazywane są reakcjami tworzenia. Niektóre przykłady reakcji formacji to:
- Reakcja powstawania ciekłej wody:
- Reakcja tworzenia ozonu gazowego:
- Reakcja tworzenia tlenku żelaza:
Ze względu na sposób definiowania reakcji tworzenia, każdą inną możliwą do wyobrażenia reakcję chemiczną można zapisać jako kombinację reakcji tworzenia; niektórzy idą do przodu, a inni do tyłu. Dzięki prawu Hessa możemy powiedzieć, że zmiana entalpii w celu przekształcenia reagentów reakcji bezpośrednio w produkty w jednym kroku jest równa entalpii wszystkich tych reakcji tworzenia, co podsumowuje następujące równanie:
W tym równaniu ν reprezentuje współczynnik stechiometryczny zrównoważonego równania chemicznego.
Cykl energii sieci Borna-Habera
Cykl Borna-Habera jest kolejnym typowym przykładem zastosowania prawa Hessa. W tym przypadku entalpie procesów, takich jak topienie, odparowanie, dysocjacja wiązań, a także inne ciepło reakcji, takie jak entalpie tworzenia, energie jonizacji i powinowactwa elektronów są wykorzystywane do określenia energii sieci krystalicznej związków jonowych. Odpowiada to entalpii procesu, w którym krystaliczne jonowe ciało stałe jest rozdzielane na jony w stanie gazowym.
Dzięki prawu Hessa możemy tę energię wyznaczyć pośrednio, wykorzystując fakt, że zmiana entalpii reakcji bezpośredniej w jednym etapie jest równa sumie entalpii dowolnego innego zestawu reakcji zachodzących z tego samego etapu. doprowadzić do tego samego stanu końcowego.
Bibliografia
Atkins, P. i dePaula, J. (2014). Chemia fizyczna Atkinsa (wyd. Poprawiona). Oxford, Wielka Brytania: Oxford University Press.
Chang, R. (2008). Chemia fizyczna (wyd. 3). Nowy Jork, Nowy Jork: McGraw Hill.
Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS i Herranz, ZR (2020). Chemia (wyd. 10). Nowy Jork, NY: MCGRAW-HILL.
Suárez, T., Fontal, B., Meyes, M., Bellandi, F., Contreras, R., Romero, I. (2005). Zasady termochemii. Pobrane z http://www.saber.ula.ve/
