Hess 'lov. Hess 'lov i studiet av termokjemi

Hess 'lov ble opprettet av sveitsisk kjemiker Germain H. Hess (1802-1850), som regnes som en av grunnleggerne av termokjemi. Hans lov sa:

Det vil si at ΔH bare avhenger av entalpiverdiene til reagensene og produktene, som i uttrykket:

ΔH = ΔHreagenser + ΔHProdukter

Tenk for eksempel på reaksjonen der 1 mol vann (H₂O) transformeres til vann i gassform. Denne reaksjonen utføres to ganger; vi valgte imidlertid forskjellige veier:

(1.) Det ble utført i et enkelt trinn:

H₂O₍₁₎ → H₂O_(v) ΔH = +44 kJ

(2.) Den ble utført i to trinn:

1. trinn: H₂O₍₁₎ → H_{2 (g)} + ½_{2 (g)} ΔH = +286 kJ
2. etappe: H_{2 (g)} + ½_{2 (g)} → H₂O_(v) ΔH = -242 kJ
H₂O₍₁₎ → H₂O_(v) ΔH = +44 kJ

Merk at uansett om ett eller to trinn er utført, er entalpiendringen (ΔH) alltid 44 kJ. Dette er fordi ΔH er den algebraiske summen av ΔH-verdiene til trinnene som utgjør prosessen, det vil si av mellomprosessene:

ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ...

For eksempel, i det andre tilfellet var den totale ΔH av reaksjonen summen av ΔH i det første trinnet (ΔH = +286 kJ) med det for det andre (ΔH = -242 kJ). Dermed oppnådde vi den samme reaksjonsverdien med et enkelt trinn:

ΔH = (+286 + (-242)) kJ
ΔH = (+286-242) kJ
ΔH = +44 kJ

Derfor er vi bare interessert i de innledende og endelige verdiene. I dette tilfellet tilsvarer starttilstanden H₂O₍₁₎ og slutten på H₂O_(v).

Denne loven har blitt veldig viktig i termokjemi, fordi visse kjemiske reaksjoner ikke kan ΔH bestemmes eksperimentelt. I følge Hess 'lov kan imidlertid entalpi av denne typen reaksjon beregnes ut fra entalpier av andre reaksjoner (mellomreaksjoner).

Av Jennifer Fogaça
Uteksamen i kjemi
Brasil skolelag