Hessen legea

thumb|300x300px|Entalpia egoera funtzioa denez, sistema jakin batetik beste batera iristeko egin den ibilbideak eta pauso kopuruek ez diote eragiten entalpia aldaerari. Irudi honetan, gezi berdeak eta urdinak sistema jakin bat lortzeko ibilbide ezberdinak dira, baina entalpia aldaera bera da bietan (−110,5 kJ/mol).
**Hessen legea** Germain Henri Ivanovitx Hess kimikari eta doktoreak 1840an proposaturiko termodinamikako lege bat da, eta honako hau dio: «Erreakzio kimiko baten entalpia-aldaketa (Δ*H*) 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 (Δ*H*) balioa beti berdina da, nahiz eta erreakzioa pausu bakar batean edo pausu bat edo gehiagotan gertatzen den.
# Entalpia aldaketaren balioa (Δ*H*) zuzenki proportzionala da lortutako produktuarekiko edo erabilitako erreaktiboarekiko.
# Alderantzizkoak diren bi erreakzioentzat, Entalpia aldaketaren balioak (Δ*H*) 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 (Δ*H*) 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 (Δf*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&nbsp;atm).

Ekuazio orokorreko entalpia aldaketa negatiboa bada (Δ*H&nbsp;**&nbsp;*0), erreakzioa endotermikoa izango da.

Erreakzio bakar baten Δ*H*:

:\Delta_r H^\circ=\sum \Delta_f H^\circ_{\mathrm{produktuak}}-\sum \Delta_f H^\circ_{\mathrm{erreaktiboak}}

## Adibideak 
Hessen legea aplikatzeko bi metodo ezberdin erabil daitezke.

**1. metodoan** erreakzioaren Δ*H* kalkulatu ahal izateko, erreakzioan parte hartzen duten erreaktibo eta produktuen formazio entalpiak jakin beharko ditugu (Δf*H*º).

Demagun ondorengo erreakzio hau daukagula eta honen Δ*H* kalkulatu nahi dugula produktu eta erreaktiboen formazio-entalpiak jakinik:

:CaH2 (s) -> Ca (s) + H2 (g)

Dauzkagun datuak ondorengo ekuazioan ordezkatuz, erreakzio honen entalpia aldaketa jakin ahal izango dugu:

:\begin{align}
\Delta_r H^\circ &= \sum \Delta_f H^\circ _\mathrm{produktuak} - \sum\Delta_f H^\circ _\mathrm{erreaktiboak} \\[3pt]
&= (0+0)-(-186{,}2)\ \mathrm{kJ/mol}\\[3pt]
&= 186{,}2\ \mathrm{kJ/mol} \\[3pt]
\end{align}

**2. metodoan**, guk eskuratu nahi dugun erreakzioaren entalpia-aldaketa, produktu eta erreaktiboen formazio erreakzioak erabiliz lortu beharko dugu.

### 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^\circ_{\mathrm{produktuak}} - \sum\Delta_r G^\circ_{\mathrm{erreaktiboak}}

### 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^\circ_{\mathrm{produktuak}} -\sum S^\circ_{\mathrm{erreaktiboak}}

## Erreferentziak 
## Ikus, gainera 
* Entalpia
* Gibbsen energia
* Erreakzio kimikoa

## Kanpo estekak