Hessscher Wärmesatz

Born-Haber-Kreisprozess für Kohlenstoffdioxid.

Der Hess’sche Wärmesatz (auch Satz von Hess) dient der Berechnung von Enthalpieänderungen bei chemischen Reaktionen. Er wurde 1840 von Germain Henri Hess aufgestellt.

In vielen Fällen können Produkte einer chemischen Reaktion auf verschiedenen Wegen entstehen. Der Reaktionsweg hat dabei nach dem Energieerhaltungssatz keinen Einfluss auf die Energie, die bei einer Reaktion aufgenommen oder abgegeben wird. Nach dem Hess’schen Wärmesatz gilt dasselbe für die Enthalpie einer chemischen Reaktion.

Aussage

Die Enthalpieänderung $\Delta H$ eines Gesamtprozesses ist die Summe der Enthalpieänderungen der einzelnen Prozessschritte. Unter Annahme von Standardbedingungen ist die Standardreaktionsenthalpie eines Stoffes die Differenz aus der Standardbildungsenthalpie der Produkte minus der Standardbildungsenthalpie der Edukte:

$\Delta _{r}H^{0}=\underbrace {\sum \Delta _{f}H^{0}} _{\text{Produkte}}-\underbrace {\sum \Delta _{f}H^{0}} _{\text{Edukte (Reaktanten)}}$

Daraus folgt, dass die Reaktionsenthalpie nicht vom Reaktionsweg, sondern nur vom Anfangs- und vom Endzustand des Systems abhängt.

Erweiterungen

Man kann den Hess’schen Satz auf die Gibbs-Energie erweitern:

$\Delta _{r}G^{0}=\underbrace {\sum \Delta _{f}G^{0}} _{\text{Produkte}}-\underbrace {\sum \Delta _{f}G^{0}} _{\text{Edukte (Reaktanten)}}$

Des Weiteren ist auch die Entropieänderung mit dem Hess’schen Satz berechenbar. Man beachte, dass Entropie die Einheit Joule pro Kelvin besitzt und eine absolute Größe ist (kein Delta in der Summe!):

$\Delta _{r}S^{0}=\underbrace {\sum S_{r}^{0}} _{\text{Produkte}}-\underbrace {\sum S_{r}^{0}} _{\text{Edukte (Reaktanten)}}$

Beispiel

Graphit kann direkt zu Kohlenstoffdioxid verbrannt werden (1) oder indirekt über die Zwischenstufe Kohlenstoffmonoxid (2), (3):

${\begin{matrix}(1)\;&\mathrm {C(Graphit)} &+&\mathrm {O_{2}(g)} &\rightarrow &\mathrm {CO_{2}(g)} &\;\;\Delta _{r}H_{1}=-393\,\mathrm {kJ\cdot mol^{-1}} \;\;\\\\(2)\;&\mathrm {C(Graphit)} &+&{\frac {1}{2}}\mathrm {O_{2}(g)} &\rightarrow &\mathrm {CO(g)} &\;\;\Delta _{r}H_{2}=-111\,\mathrm {kJ\cdot mol^{-1}} \\\\(3)&\mathrm {CO(g)} &+&{\frac {1}{2}}\mathrm {O_{2}(g)} &\rightarrow &\mathrm {CO_{2}(g)} &\;\;\Delta _{r}H_{3}=-282\,\mathrm {kJ\cdot mol^{-1}} \end{matrix}}$

Die Gesamtreaktionsenthalpie $\Delta _{r}H$ ist in beiden Fällen gleich:

${\begin{aligned}\Delta _{r}H_{1}&=\Delta _{r}H_{2}+\Delta _{r}H_{3}\\&=-111\,\mathrm {kJ\cdot mol^{-1}} +(-282\,\mathrm {kJ\cdot mol^{-1}} )=-393\,\mathrm {kJ\cdot mol^{-1}} \end{aligned}}$

Literatur

Chemie heute Sekundarbereich II, Schroedel Verlag, 1998, ISBN 3-507-10630-2.

Basierend auf einem Artikel in:

Wikipedia.de