ΔH = Σ ΔHf°(продукти) − Σ ΔHf°(реагенти)

📖 Формулювання та зміст

Основна ідея

Жерміна Гесс встановив у 1840 році, що ентальпія реакції — функція стану: її значення залежить лише від початкового і кінцевого стану, але не від проміжних стадій.

ΔH_реакції = Σ ΔHf°(продуктів) − Σ ΔHf°(реагентів) ΔHf° — стандартна ентальпія утворення речовини з простих речовин (кДж/моль)

Для елементів у їх стандартному стані ΔHf° = 0 за означенням.

Ілюстрація: два шляхи — однакова ентальпія

A (реагенти) → D (продукти) ↓ΔH₁ B ↓ΔH₂ C ↓ΔH₃

ΔH_прямий = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃

Обидва шляхи A→D дадуть однаковий тепловий ефект

Термохімічне рівняння

Записується з вказівкою ΔH та агрегатних станів речовин (г — газ, р — рідина, к — кристал, р-н — розчин):

C(к) + O₂(г) → CO₂(г), ΔH° = −393.5 кДж/моль ΔH < 0 — екзотермічна реакція (виділяє тепло); ΔH > 0 — ендотермічна (поглинає тепло)

✏️ Приклади розрахунків

📌 Приклад 1: Тепловий ефект через стандартні ентальпії

Знайти ΔH° реакції: CO(г) + ½O₂(г) → CO₂(г)

Стандартні ентальпії утворення:

ΔHf°(CO₂) = −393.5 кДж/моль ΔHf°(CO) = −110.5 кДж/моль ΔHf°(O₂) = 0 (елементарна речовина)

ΔH° = ΔHf°(CO₂) − [ΔHf°(CO) + ½·ΔHf°(O₂)]

ΔH° = (−393.5) − [(−110.5) + 0] = −393.5 + 110.5 = −283.0 кДж/моль

ΔH° = −283.0 кДж/моль (екзотермічна)

📌 Приклад 2: Складання рівнянь (цикл Гесса)

Дано: (1) C + O₂ → CO₂, ΔH₁ = −393.5 кДж; (2) CO + ½O₂ → CO₂, ΔH₂ = −283.0 кДж. Знайти ΔH реакції C + ½O₂ → CO

Шукане рівняння = рівняння (1) − рівняння (2):

ΔH = ΔH₁ − ΔH₂ = (−393.5) − (−283.0) = −110.5 кДж/моль

ΔH = −110.5 кДж/моль (екзотермічна)

🌍 Практичне значення

🔥 Калориметрія

Закон Гесса дозволяє розрахувати теплові ефекти реакцій, які неможливо провести напряму (наприклад, неповне горіння). Достатньо знати ΔHf° реагентів і продуктів.

⛽ Паливна промисловість

Теплota згоряння палив (вугілля, газу, нафтопродуктів) розраховується через закон Гесса. Основа теплотехніки та розрахунку ефективності двигунів.

🧬 Біохімія

Розрахунок енергетики метаболічних реакцій: окислення глюкози, синтез ATP, цикл Кребса. Ентальпія багатоступеневих реакцій — сума ентальпій проміжних стадій.

🏭 Хімічна промисловість

Оптимізація температурних режимів промислових реакторів. Закон Гесса визначає потребу в охолодженні/нагріванні реактора.

🧮 Калькулятор термодинаміки → 🎯 Тренажер: термохімія →

Контекст та практичне значення закону Гесса

Закон Гесса (1840) — фундаментальний закон термохімії: тепловий ефект реакції визначається тільки початковим та кінцевим станом, незалежно від шляху перетворення. Це наслідок першого закону термодинаміки та функції стану ентальпії.

Завдяки закону Гесса можна обчислити теплові ефекти реакцій, які практично неможливо виміряти напряму: неповне горіння, синтез нестабільних сполук, метаболічні цикли. Стандартні ентальпії утворення ΔHf° табульовані для тисяч сполук і є основою термохімічних баз даних.

Де застосовується

Хімічна інженерія, паливна промисловість, біохімія (цикл Кребса, AТФ), фармацевтика (стабільність лікарських форм), матеріалознавство.

Спробуйте наживо

Дослідіть пов'язану модель на практиці: відкрийте Hess's Law — Enthalpy of Reaction via Energy Cycles і змінюйте параметри під час роботи. Усе лишається у вашому браузері.

▶ Відкрити симуляцію Hess's Law — Enthalpy of Reaction via Energy Cycles