3 Fragen zu Hess

Der Satz von Hess, auch bekannt als Hess'sches Gesetz, ist ein Prinzip der Thermodynamik, das besagt, dass die Gesamtenthalpieänderung einer chemischen Reaktion unabhängig vom Reaktionsweg ist. Das bedeutet, dass die Enthalpieänderung nur von den Anfangs- und Endzuständen der Reaktion abhängt und nicht davon, wie die Reaktion abläuft. Mathematisch kann das Hess'sche Gesetz wie folgt ausgedrückt werden: \[ \Delta H_{\text{gesamt}} = \Delta H_1 + \Delta H_2 + \ldots + \Delta H_n \] Hierbei ist \(\Delta H_{\text{gesamt}}\) die Gesamtenthalpieänderung der Reaktion und \(\Delta H_1, \Delta H_2, \ldots, \Delta H_n\) sind die Enthalpieänderungen der einzelnen Teilschritte. Dieses Gesetz ist besonders nützlich, um die Enthalpieänderung von Reaktionen zu berechnen, die schwer direkt zu messen sind, indem man sie in mehrere einfachere Schritte zerlegt.

Um die molare Standardreaktionsenthalpie für die Reaktion \( \text{NaOH} + \text{H}^+ \rightarrow \text{Na}^+ + \text{H}_2\text{} \) mit dem Satz von Hess zu berechnen, benötigst du die Standardbildungsenthalpien der beteiligten Substanzen. Der Satz von Hess besagt, dass die Gesamtenthalpieänderung einer Reaktion unabhängig von dem Weg ist, den die Reaktion nimmt. Die Reaktionsenthalpie kann wie folgt berechnet werden: \[ \Delta H^\circ_{\text{Reaktion}} = \sum \Delta H^\circ_f (\text{Produkte}) - \sum \Delta H^\circ_f (\text{Edukte}) \] Hier sind die Standardbildungsenthalpien (in kJ/mol) der relevanten Substanzen: - \( \Delta H^\circ_f (\text{NaOH}) \) = -469,6 kJ/mol - \( \Delta H^\circ_f (\text{H}^+) \) = 0 kJ/mol (Referenzwert) - \( \Delta H^\circ_f (\text{Na}^+) \) = -240,0 kJ/mol - \( \Delta H^\circ_f (\text{H}_2\text{O}) \) = -285,8 kJ/mol Setze die Werte in die Gleichung ein: \[ \Delta H^\circ_{\text{Reaktion}} = [\Delta H^\circ_f (\text{Na}^+) + \Delta H^\circ_f (\text{H}_2\text{O})] - [\Delta H^\circ_f (\text{NaOH}) + \Delta H^\circ_f (\text{H}^+)] \] \[ \Delta H^\circ_{\text{Reaktion}} = [(-240,0) + (-285,8)] - [(-469,6) + 0] \] \[ \Delta H^\circ_{\text{Reaktion}} = -525,8 + 469,6 \] \[ \Delta H^\circ_{\text{Reaktion}} = -56,2 \text{ kJ/mol} \] Die molare Standardreaktionsenthalpie für die Reaktion beträgt also etwa -56,2 kJ/mol.

Um die molare Standardreaktionsenthalpie für die Reaktion \(3 \text{H}_2 + \text{O}_3 \rightarrow 3 \text{H}_2\text{O}\) mit dem Satz von Hess zu berechnen, benötigst du die Standardbildungsenthalpien der beteiligten Substanzen. Der Satz von Hess besagt, dass die Gesamtenthalpieänderung einer Reaktion unabhängig vom Reaktionsweg ist und nur von den Anfangs- und Endzuständen abhängt. Die Standardbildungsenthalpien (\( \Delta H_f^\circ \)) sind typischerweise in Tabellen zu finden. Hier sind die Werte, die du benötigst: - \( \Delta H_f^\circ (\text{H}_2) = 0 \, \text{kJ/mol} \) (Elementarzustand) - \( \Delta H_f^\circ (\text{O}_3) = 142.2 \, \text{kJ/mol} \) - \( \Delta H_f^\circ (\text{H}_2\text{O}) = -285.8 \, \text{kJ/mol} \) Die molare Standardreaktionsenthalpie (\( \Delta H^\circ_{reak} \)) kann dann mit der folgenden Formel berechnet werden: \[ \Delta H^\circ_{reak} = \sum \Delta H_f^\circ (\text{Produkte}) - \sum \Delta H_f^\circ (\text{Edukte}) \] Setzen wir die Werte ein: \[ \Delta H^\circ_{reak} = [3 \cdot \Delta H_f^\circ (\text{H}_2\text{O})] - [3 \cdot \Delta H_f^\circ (\text{H}_2) + \Delta H_f^\circ (\text{O}_3)] \] \[ \Delta H^\circ_{reak} = [3 \cdot (-285.8 \, \text{kJ/mol})] - [3 \cdot 0 + 142.2 \, \text{kJ/mol}] \] \[ \Delta H^\circ_{reak} = -857.4 \, \text{kJ/mol} - 142.2 \, \text{kJ/mol} \] \[ \Delta H^\circ_{reak} = -999.6 \, \text{kJ/mol} \] Die molare Standardreaktionsenthalpie für die Reaktion \(3 \text{H}_2 + \text{O}_3 \rightarrow 3 \text{H}_2\text{O}\) beträgt also \(-999.6 \, \text{kJ/mol}\).