# Hessen legea

Hessen legea Germain Henri Ivanovitx Hess kimikari eta doktoreak 1840an proposaturiko termodinamikako lege bat da, eta honako hau dio: «Erreakzio kimiko baten entalpia-aldaketa (ΔH) berdina izango da erreakzioa pauso batean edo hainbat pausotan gertatzen bada». Hau honela da entalpia egoera-funtzio bat delako. Hessen legea azaltzeko beste modu bat, energiaren kontserbazioa da.
Termodinamikan, honako hiru premisa hauek bete behar dira:
* Tenperatura eta presio jakin batean gertatzen den erreakzio baten entalpia aldaketaren (ΔH) balioa beti berdina da, nahiz eta erreakzioa pausu bakar batean edo pausu bat edo gehiagotan gertatzen den.
* Entalpia aldaketaren balioa (ΔH) zuzenki proportzionala da lortutako produktuarekiko edo erabilitako erreaktiboarekiko.
* Alderantzizkoak diren bi erreakzioentzat, Entalpia aldaketaren balioak (ΔH) magnitude berekoak dira baina aurkako zeinukoak.
Erreakzio baten entalpia-aldaketak kalorimetriaz lor daitezke esperimentalki.

## Egoera-funtzioa

Termodinamikan, egoera-funtzioa sistema termodinamiko baten propietate bat da sistema horrek duen egoeraren menpe dagoena, ez egoera horretara iristeko jarraitu den ibilbidearen menpe.
Egoera-funtzioaren adibideak honako hauek dira: presioa, tenperatura, bolumena, entalpia, entropia...
Hauek guztiak egoera-funtzioak dira, izan ere, sistema termodinamiko baten oreka egoera bat kuantitatiboki deskribatzen dute, oreka egoerara iristeko erabilitako bidea kontuan hartu gabe.
Bestetik, esan beharra dago, lan mekanikoa eta beroa, egindako bidearen menpe dauden funtzioak direla, izan ere, lana eta beroa ez dira egoera-funtzioak.

## Definizioa

Hessen legeak dioenez, erreakzio kimiko baten entalpia-aldaketa independentea da hasierako eta amaierako egoeren arteko bidearekiko. Entalpia-aldaketaren esanahi fisikoa zera da, presio konstantepeko erreakzio-beroa.
Bestela esanda, aldaketa kimiko bat bide batetik edo bestetik hartuta ere, oro har, entalpia-aldaketa berdina izango da, erreakzio kimikoa gertatzen den ibilbidea kontuan hartu gabe, betiere hasierako eta amaierako baldintzak berberak izango direlarik.
Hessen legeak,erreakzio baten entalpia-aldaketaren (ΔH) kalkulua ahalbidetzen du, aipatutako hau zuzenean neurtu ezin daitekeenean. Honako hau lortu dezakegu erreakzio ekuazioetan oinarritzen diren oinarrizko eragiketak eginez, aurrez zehaztutako formazio-entalpien balioak erabiliz.
Konposatu kimiko baten formazio entalpia (Δ$_f$H) konposatu jakin horren formazio-erreakzioan ematen den entalpia-aldaketa da, konposatu horretan agertzen diren elementuetatik abiatuz, betiere beren egoerarik egonkorrean daudelarik. Formazio-entalpia hori mol bat konposatu eratzeko izango da, baldintza estandarretan (1 atm).
Ekuazio orokorreko entalpia aldaketa negatiboa bada (ΔH < 0), erreakzioa exotermikoa izango da eta espontaneoa izateko aukera gehiago ditu; positiboa baldin bada (ΔH > 0), erreakzioa endotermikoa izango da.
Erreakzio bakar baten ΔH:
    $\Delta _{r}H^{\circ }=\sum \Delta _{f}H_{\mathrm {produktuak} }^{\circ }-\sum \Delta _{f}H_{\mathrm {erreaktiboak} }^{\circ }$

## Adibideak

Hessen legea aplikatzeko bi metodo ezberdin erabil daitezke.
1. metodoan erreakzioaren ΔH kalkulatu ahal izateko, erreakzioan parte hartzen duten erreaktibo eta produktuen formazio entalpiak jakin beharko ditugu (Δ$_f$Hº).
Demagun ondorengo erreakzio hau daukagula eta honen ΔH kalkulatu nahi dugula produktu eta erreaktiboen formazio-entalpiak jakinik:
    ${\ce {CaH2 (s) -> Ca (s) + H2 (g)}}$
| Espeziea | Δ$_f$Hº (kJ/mol) |
| CaH$_2$ (s) | −186,2 |
| Ca (s) | 0,00 |
| H$_2$ (g) | 0,00 |
Dauzkagun datuak ondorengo ekuazioan ordezkatuz, erreakzio honen entalpia aldaketa jakin ahal izango dugu:
    ${\begin{aligned}\Delta _{r}H^{\circ }&=\sum \Delta _{f}H_{\mathrm {produktuak} }^{\circ }-\sum \Delta _{f}H_{\mathrm {erreaktiboak} }^{\circ }\\[3pt]&=(0+0)-(-186{,}2)\ \mathrm {kJ/mol} \\[3pt]&=186{,}2\ \mathrm {kJ/mol} \\[3pt]\end{aligned}}$
2. metodoan, guk eskuratu nahi dugun erreakzioaren entalpia-aldaketa, produktu eta erreaktiboen formazio erreakzioak erabiliz lortu beharko dugu.
    ${\ce {C + O2 -> CO2}}$ $\Delta _{f}H=-393{,}5\ \mathrm {kJ/mol}$
    ${\ce {CO2 -> CO + 1/2 O2}}$ $\Delta _{f}H=283{,}0\ \mathrm {kJ/mol}$
Bi erreakzioak batuz:
    ${\ce {C + O2 + CO2 -> CO2 + CO + 1/2 O2}}$$\Rrightarrow$${\ce {C + 1/2 O2 -> CO}}$
Azkenik, erreakzioen entalpiak batzen dira:
    ${\ce {C + 1/2 O2 -> CO}}$ $\Delta _{f}H=-393{,}5+283{,}0=-110{,}5\ \mathrm {kJ/mol}$

## Aplikazioak

Hessen Legea baliagarria da oso zailak diren erreakzioen entalpiak neurtzeko, adibidez, hurrengoak kalkulatzeko:
* Erreakzioak oso motelak direnean.
* Erreakzio batzuen bitartekariak ezegonkorrak direnean, adibidez, CO (g) edo NO (g).
* Bero aldaketak trantsizio faseetan eta elementu baten entalpia aldaketa forma alotropiko batetik bestera aldatzean.
* Ioi sustantzia baten sare energia kalkulatzeko, Born-Haber zikloa eratuz eta afinitate elektronikoa jakinez.
* Sustantzia baten afinitate elektronikoa kalkulatzeko, Born-Haber zikloa eratuz eta sare energia teorikoa jakinez.
Hessen legearen kontzeptuak erabili daitezke entropia edo Gibbs-en energia askea kalkulatzeko, hauek ere egoera funtzioak direlako.

### Energia askea

Gibbsen energia-askearen funtzioak erreakzio baten orekarako eta espontaneitatearako baldintzak adierazten ditu.
Hau da Gibbsen energiaren definizioa:
    $G=H-TS$
Gibssen energia askearen diferentzia kalkulatzeko, Hessen Legearen oinarriak erabiltzen dira. Diferentzia hori erreakzio batean gertatzen den energia aldaketa da, non erreaktiboak produktuetan bihurtzen diren. Honela kalkulatzen da:
    $\Delta _{r}G^{\circ }=\sum \Delta _{r}G_{\mathrm {produktuak} }^{\circ }-\sum \Delta _{r}G_{\mathrm {erreaktiboak} }^{\circ }$

### Entropia

Entropiak sistemaren ordena neurtzen du, eta entalpia bezala, egoera-funtzioa da. Entalpiarekin eta energia askearekin konparatuz, entropia balio absolutotzat neurtu daiteke eta beraz ez da beharrezkoa entropia formakuntzak erabiltzea. Entropia kalkulatzeko hurrengo ekuazioa erabiltzen da:
    $\Delta _{r}S^{\circ }=\sum S_{\mathrm {produktuak} }^{\circ }-\sum S_{\mathrm {erreaktiboak} }^{\circ }$

## Erreferentziak

* ↑ 100cia Química - Temario Química 2º Bac - Tema 5. (Noiz kontsultatua: 2017-05-03).
* 1 2 (Gaztelaniaz) Petrucci, Ralph H.; Herring, F. Geoffrey; Madura, Jeffry D.; Bissonnette, Carey. (2017). Química general: Principios y aplicaciones modernas. (11. argitaraldia) Pearson, A19 or. ISBN 978-84-9035-533-6..
* ↑ Agray, Santosh. (2011-05-25). Application of Hess Law │Chemistry Desk. (Noiz kontsultatua: 2017-05-03).

## Ikus, gainera

* Entalpia
* Gibbsen energia
* Erreakzio kimikoa

## Kanpo estekak

* Datuak: Q220060
* Multimedia: Hess cycles / Q220060