Hess Yasası

Kimyasal bir değişime dahil olan ısı miktarını belirlemenin iki yolu vardır: deneysel olarak ölçmek veya deneysel olarak belirlenen diğer entalpi değişikliklerinden hesaplamak. Bazı reaksiyonları araştırmak ve deneysel olarak doğru ölçümler yapmak imkansız olmasa da zordur. Ve bir reaksiyonun gerçekleştirilmesi veya ölçülmesi zor olmasa bile, bir deney yapmak zorunda kalmadan bir reaksiyona dahil olan ısıyı belirleyebilmek pratiktir.

Bu tür bir hesaplama genellikle Hess yasasının kullanımını içerir ve şunu belirtir: Eğer bir süreç birkaç aşamalı sürecin toplamı olarak yazılabilirse, toplam sürecin entalpi değişimi, çeşitli adımların entalpi değişimlerinin toplamına eşittir. Hess yasası geçerlidir çünkü entalpi bir durum fonksiyonudur: Entalpi değişiklikleri yalnızca kimyasal bir sürecin başladığı ve bittiği yere bağlıdır, ancak baştan sona kadar gittiği yola bağlı değildir. Örneğin, karbon dioksit oluşturmak için karbonun oksijenle reaksiyonu ya doğrudan ya da iki aşamalı bir işlemle gerçekleşir. Doğrudan süreç şu şekilde yazılır:

İki aşamalı süreçte ilk karbon monoksit oluşur:

Daha sonra karbon monoksit, karbondioksit oluşturmak için daha fazla reaksiyona girer:

Genel reaksiyonu tanımlayan denklem, bu iki kimyasal değişikliğin toplamıdır:

Adım 1’de üretilen CO, Adım 2’de tüketildiği için net değişim:

Hess yasasına göre, reaksiyonun entalpi değişimi, adımların entalpi değişimlerinin toplamına eşit olacaktır.

Genel reaksiyonun ΔH‘si, bir veya iki aşamada meydana gelip gelmediğine bakılmaksızın aynıdır. Bu bulgu (reaksiyon için genel ΔH = genel reaksiyondaki reaksiyon “adımları” için ΔH değerlerinin toplamı) genel olarak kimyasal ve fiziksel prosesler için doğrudur.

Hess yasasını kullanarak problemleri çözerken faydalı olan ΔH‘nin iki önemli özelliği vardır. Bu, ΔH ‘nin reaktanların veya ürünlerin miktarlarıyla doğru orantılı olmasına ve reaksiyonun (veya termokimyasal denklemin) iyi tanımlanmış şekillerde değiştirilmesinin ΔH‘yi buna göre değiştirmesine dayanır.

Örneğin, 1 mol NO₂ (g) oluşturan reaksiyon için entalpi değişimi +33,2 kJ’dir:

2 mol NO₂ oluştuğunda (iki kat daha fazla), ΔH iki kat daha büyüktür:

Genel olarak, bir kimyasal denklemi çarpıyor veya bölüyorsa, entalpi değişiminin de çarpılması veya aynı sayıya bölünmesi gerekir.

Bir yöndeki bir reaksiyon için ΔH, büyüklük olarak eşittir ve ters yöndeki reaksiyon için ΔH‘nin işaretinin zıttıdır. Örneğin:

Ardından, ters reaksiyon için, entalpi değişimi de tersine çevrilir:

Bu metin bu kaynaktan uyarlanmıştır: Openstax, Chemistry 2e, Section 5.3: Enthalpy.