Hess 'lov blev oprettet af den schweiziske kemiker Germain H. Hess (1802-1850), der betragtes som en af grundlæggerne af termokemi. Hans lov sagde:
Det vil sige, at ΔH kun afhænger af entalpi-værdierne for reagenserne og produkterne, som i udtrykket:
| ΔH = ΔHreagenser + ΔHProdukter |
Overvej for eksempel reaktionen, hvor 1 mol vand (H2O) omdannes til vand i gasform. Denne reaktion udføres to gange; dog valgte vi forskellige veje:
(1.) Det blev udført i et enkelt trin:
H2O(1) → H2O(v) ΔH = +44 kJ
(2.) Det blev udført i to faser:
1. trin: H2O(1) → H2 (g) + ½2 (g) ΔH = +286 kJ
2. etape: H2 (g) + ½2 (g) → H2O(v) ΔH = -242 kJ
H2O(1) → H2O(v) ΔH = +44 kJ
Bemærk, at uanset om et eller to trin er udført, er entalpiændringen (ΔH) altid 44 kJ. Dette skyldes, at ΔH er den algebraiske sum af ΔH-værdierne for de trin, der udgør processen, dvs. af de mellemliggende processer:
| ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ... |
For eksempel var i det andet tilfælde den samlede ΔH af reaktionen summen af ΔH i det første trin (ΔH = +286 kJ) med den for det andet (ΔH = -242 kJ). Således opnåede vi den samme reaktionsværdi med et enkelt trin:
ΔH = (+286 + (-242)) kJ
ΔH = (+286 -242) kJ
ΔH = +44 kJ
Derfor er vi kun interesseret i de indledende og endelige værdier. I dette tilfælde svarer den oprindelige tilstand til H2O(1) og afslutningen på H2O(v).
Denne lov er blevet meget vigtig inden for termokemi, fordi visse kemiske reaktioner ikke kan bestemmes af deres ΔH eksperimentelt. Ifølge Hess 'lov kan entalpien af denne type reaktion imidlertid beregnes ud fra entalpierne af andre reaktioner (mellemreaktioner).
Af Jennifer Fogaça
Uddannet i kemi
Brazil School Team
