Redakcija: 20:20, 10. maj 2010 uredi DSisyphBot (pogovor \| prispevki) Boti 2.207 urejanj m robot Dodajanje: cs:Hessův zákon ← Starejše urejanje		Redakcija: 19:06, 7. oktober 2010 uredi razveljavi XJaM (pogovor \| prispevki) Birokrati, Administratorji 123.627 urejanj m dp/+p/slog Novejše urejanje →
Vrstica 1: [[Slika:Hess Germain Henri.jpg\|200px\|right\|thumb\|Germain Henri Hess (German Ivanovič Gess) (1802-1850)]] [['''Hessov ~~zakon]~~zákon''' [hésov ~] je eden od osnovnih [[fizikalni zakon\|zakonov]] [[termodinamika\|termodinamike]]. Ime je dobil po svojemu utemeljitelju, v [[Švica\|Švici]] rojenemu [[Rusi\|ruskemu]] [[kemik]]u in [[zdravnik]]u [[Germain Henri Hess\|Germainu Henriju Hessu]]. Zakon obravnava spremembo [[energija\|energije]] in pravi, da je :''sprememba energije odvisna samo od začetnega in končnega stanja sistema in je neodvisna od poti, po kateri je do spremembe prišlo.'' Hessov zakon omogoča izračun energetskih sprememb, ki se jih sicer ne da enostavno [[meritev\|izmeriti]]. == Razlaga ==▼ ▲==Razlaga== 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. Vrstica 14 ⟶ 15: [[Slika:Hessov zakon 01.jpg\|300px\|center\|Shema Hessovega zakona]] Na zgornji sliki je shematski prikaz [[~~Kemijska~~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~~entalpija\|entalpije]] (''ΔH''), zapišemo z enačbo: : <math> \Delta H_1 = \Delta H_2 + \Delta H_3 = \Delta H_4 + \Delta H_5 + \Delta H_6 \!\, </math>▼ ▲: <math> \Delta H_1 = \Delta H_2 + \Delta H_3 = \Delta H_4 + \Delta H_5 + \Delta H_6 \!\, . </math> Hessov zakon omogoča izračunavanje spremembe entalpije tudi takšnih ~~reakcij~~reakcijah, 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 [[celo število\|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! Vrstica 28 ⟶ 27: 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: : <math> \Delta H^0 = \sum(\Delta H_{t~produkti}^0 ) - \sum(\Delta H_{t~reaktanti}^0) \!\, . </math>▼ ▲:<math>\Delta H^0 = \sum(\Delta H_{t~produkti}^0 ) - \sum(\Delta H_{t~reaktanti}^0)</math> Za sestavljene ali stopenjske reakcije se malo spremeni oblika zapisa, koncept pa ostane isti: : <math> \Delta H^0 = \sum(\Delta H_{produkti}^0 ) - \sum(\Delta H_{reaktanti}^0) \!\, . </math>▼ == Uporaba ==▼ ▲:<math>\Delta H^0 = \sum(\Delta H_{produkti}^0 ) - \sum(\Delta H_{reaktanti}^0)</math> Če poznamo tvorbene ~~entalpija~~entalpije (''ΔH<sub>t</sub>'') vseh reaktantov in produktov, ki sodelujejo v kemijski reakciji, lahko spremembo entalpije reakcije izračunamo z enačbo:▼ ▲==Uporaba== ▲Če poznamo tvorbene entalpija (''ΔH<sub>t</sub>'') vseh reaktantov in produktov, ki sodelujejo v kemijski reakciji, lahko spremembo entalpije reakcije izračunamo z enačbo : <math> \Delta H = \Delta H_{t~produktov} - \Delta H_{t~reaktantov} \!\, . </math> Če je reakcija na primer [[gorenje]] (sežig), lahko enačbo priredimo in jo zapišemo kot: : <math> \Delta H_{sez} = \Delta H_{sez~produktov} - \Delta H_{sez~reaktantov} \!\, . </math> ===~~Primer~~ Zgled enostavnega izračuna === Kakšna je standardna reakcijska entalpija reakcije Vrstica 75 ⟶ 72: :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~~ Zgled bolj zapletenega izračuna === Kakšna je ΔH<sub>r</sub> reakcije: Vrstica 104 ⟶ 101: Reakcijska entalpija ΔH<sub>r</sub> je -1273 kJ. ΔH<sub>r</sub> je istočasno enaka tvorbeni entalpiji ΔH<sub>t</sub> B<sub>2</sub>O<sub>3</sub>(s). == 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 ==▼ ▲:<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

Hessov zakon: Razlika med redakcijama