Hessov zakon: Razlika med redakcijama

dodanih 1.385 zlogov ,  pred 11 leti
Razširitev
m (Hitro dodajanje kategorije "Germain Henri Hess" (z uporabo orodja HotCat))
(Razširitev)
Hessov zakon trdi, da je sprememba energije v vsakem kemičnem ali fizikalnem procesu neodvisna od poti in števila vmesnih korakov, ki so potrebni, da se proces zaključi. Z drugimi besedami to pomeni, da sta za spremembo energije pomembni samo začetno in končno stanje sistema.
 
Neodvisnost od poti velja tudi za vse druge funkcije, ki so povezane s stanjem sistema, na premerprimer temperaturoza [[entropija|entropijo]] in tlak[[prosta energija|prosto energijo]].
 
::::[[Slika:Hessov zakon 01.jpg|300px|center|Shema Hessovega zakona]]
 
Na zgornji sliki je shematski prikaz [[Kemijska reakcija|kemijske reakcije]], v kateri iz reaktantov A1, A2... nastanejo produkti B1, B2... Reakcija lahko poteka po treh različnih poteh, ki imajo različno število korakov. Spremembo energije, bolj pravilno [[Entalpija|entalpije]] (''ΔH''), zapišemo z enačbo:
 
 
Hessov zakon omogoča izračunavanje spremembe entalpije tudi takšnih reakcij, katerih spremembe entalpije se ne da izmeriti neposredno. Za takšen izračun je potrebna urejena [[kemijska enačba]] ali sistem enačb in poznavanje [[tvorbena entalpija|tvorbenih entalpij]] (ΔH<sub>t</sub>) [[reagent]]ov in [[reaktant]]ov.
 
Kemijske enačbe se obnašajo zelo podobno kot matematični sistem linearnih enačb: lahko se delijo ali množijo s celimi števili, seveda pa je treba istočasno deliti ali množiti tudi vrednosti entalpij. Če se smer reakcije obrne, se predznak entalpije spremeni, na primer iz ''ΔH'' v ''–ΔH'' in obratno.
 
Če je celotna sprememba entalpije negativna (''ΔH<sub>r</sub><0''), je reakcija [[eksotermna reakcija|eksotermna]] in obratno: če je sprememba entalpije pozitivna (''ΔH<sub>r</sub>>0''), je reakcija [[endotermna reakcija|endotermna]]. Za ugotavljanje spontanosti reakcij igra pomembno vlogo [[entropija]], to pa pomeni, da so reakcije lahko spontane, četudi je sprememba entalpije pozitivna!
 
Hessov zakon pravi, da so spremembe entalpije aditivne. Iz tega sledi, da se lahko ''ΔH'' posamezne reakcije izračuna iz razlike med tvorbenimi entalpijami produktov in reaktantov. Razliko zapišemo z enačbo:
:CH<sub>4</sub>(g) + 2O<sub>2</sub>(g) → CO<sub>2</sub>(g) + 2H<sub>2</sub>O(l)?
 
<!--[[Image:Hessex.png|center|Numbers are in KJ.mol<sup>-1</sup>]]-->
Za izračun potrebujemo standardne tvorbene entalpije vseh reaktantov in produktov:
 
'''Izračun:'''
:ΔH<sup>0</sup><sub>r</sub> = ΔH<sup>0</sup><sub>sež</sub> = [-394 + 2(-286)] - [-75 + 2(0)] = -891 kJ mol<sup>-1</sup>
 
===Primer bolj zapletenega izračuna===
 
IzračunajKakšna je ΔH<sub>r</sub> reakcije:
 
* 2B(s) + (3/2)O<sub>2</sub>(g) → B<sub>2</sub>O<sub>3</sub>(s)
'''Odgovor:'''
 
Reakcijska entalpija ΔH<sub>r</sub>, kije -1273 kJ. ΔH<sub>r</sub> je istočasno enaka tvorbeni entalpiji ΔH<sub>t</sub> B<sub>2</sub>O<sub>3</sub>(s), je -1273 kJ.
 
==Razširitev na entropijo in prosto energijo==
Koncepti Hessovega zakona se lahko razširijo na spremembe [[entropija|entropije]] in [[prosta energija|proste energije]], ki sta tudi funkciji stanja. Primer take razširitve je [[Bordwellov termodinamski ciklus]], ki izkorišča enostavno izmerjena [[kemijsko ravnotežje|ravnotežja]] in [[redoks potencial]]e za določanje eksperimentalno nedostopnih vrednosti [[Gibbsova prosta energija|Gibbsove proste energije]]. S kombiniranjem vrednosti ΔG<sup>0</sup> iz Bordwellovih termodinamskih ciklusov in vrednosti ΔH<sup>0</sup>, dobljenih s Hessovim zakonom, se lahko določijo vrednosti entropij, ki se ne dajo izmeriti neposredno in se morajo zato izračunati po drugih poteh.
 
Za entropijo velja, da je:
 
:<math>\Delta S^0 = \sum(\Delta S_{t~produkti}^0 ) - \sum(\Delta S_{t~reaktanti}^0)</math>
 
:<math>\Delta S = \Delta S_{t~produktov} - \Delta S_{t~reaktantov}</math>
 
Za prosto energij velja, da je:
 
:<math>\Delta G^0 = \sum(\Delta G_{t~produkti}^0 ) - \sum(\Delta G_{t~reaktanti}^0)</math>
 
:<math>\Delta G = \Delta G_{t~produktov} - \Delta G_{t~reaktantov}</math>
 
==Viri==
* Leicester, Henry M. (1951). "Germain Henri Hess and the Foundations of Thermochemistry". The Journal of Chemical Education 28: 581 – 583.
* Glasstone, Samuel. Textbook of Physical Chemistry, 2. izdaja, Naučna knjiga, Beograd (1967), str. 153-159
 
{{kemijska škrbina}}
[[Kategorija:Fizikalni zakoni]]
[[Kategorija:Termodinamika]]
31.253

urejanj