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| [[File:Hess Waermesatz 30 01 2015.svg|mini|upright=2|[[Born-Haber-Kreisprozess]] für Kohlenstoffdioxid.]] | | #WEITERLEITUNG [[Hessscher Wärmesatz]] |
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| Der '''Hess'sche Wärmesatz''' (auch ''Satz von Hess'') dient der Berechnung von [[Enthalpie]]­änderungen bei [[Chemische Reaktion|chemischen Reaktionen]]. Er wurde 1840 von [[Germain Henri Hess]] aufgestellt.
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| In vielen Fällen können [[Produkt (Chemie)|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.
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| == Aussage ==
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| Die Enthalpieänderung <math>\Delta H</math> eines Gesamtprozesses ist die [[Summe]] der Enthalpieänderungen der einzelnen Prozessschritte.
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| Unter Annahme von Standardbedingungen ist die Standardreaktionsenthalpie eines Stoffes die Differenz aus der Standardbildungsenthalpie der Produkte minus der Standardbildungsenthalpie der Edukte:
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| :<math>\Delta H^0_{R} = \underbrace{\sum \Delta H_f^0}_\text{Produkte} - \underbrace{\sum \Delta H_f^0}_\text{Edukte (Reaktanten)}</math>
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| Daraus folgt, dass die [[Reaktionsenthalpie]] nicht vom Reaktionsweg, sondern nur vom Anfangs- und vom Endzustand des Systems abhängt.
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| == Erweiterungen ==
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| Man kann den Hess'schen Satz auf die [[Gibbs-Energie]] erweitern:
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| :<math>\Delta G^0_R = \underbrace{\sum \Delta G_f^0}_\text{Produkte} - \underbrace{\sum \Delta G_f^0}_\text{Edukte (Reaktanten)}</math>
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| Des Weiteren ist auch die [[Entropie|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!):
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| :<math>\Delta S^0_R = \underbrace{\sum S_R^0}_\text{Produkte} -\underbrace{\sum S_R^0}_\text{Edukte (Reaktanten)}</math>
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| == Beispiel ==
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| [[Graphit]] kann direkt zu [[Kohlenstoffdioxid]] verbrannt werden (1) oder indirekt über die Zwischenstufe [[Kohlenstoffmonoxid]] (2), (3):
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| <math>
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| \begin{matrix}
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| (1) \; & \mathrm{C(Graphit)} & + & \mathrm{O_2(g)} & \rightarrow & \mathrm{CO_2(g)} & \; \; \Delta_R H_1 = -393\,\mathrm{kJ \cdot mol^{-1}}\;\; \\
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| \\
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| (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}} \\
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| \\
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| (3)
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| & \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}}
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| \end{matrix}
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| </math>
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| Die Gesamtreaktionsenthalpie <math>\Delta_R H</math> ist in beiden Fällen gleich:
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| :<math>\begin{align}
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| \Delta_R H_1 & = \Delta_R H_{2} + \Delta_R H_{3}\\
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| & = -111\,\mathrm{kJ\cdot mol^{-1}} + (-282\,\mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}) = -393\,\mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}
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| \end{align}</math>
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| == Literatur ==
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| * ''Chemie heute'' Sekundarbereich II, Schroedel Verlag, 1998, ISBN 3-507-10630-2
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| * Silberberg, ''Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change'', Fourth Edition, Mc Graw Hill, 2006, ISBN 0-07-111658-3
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| == Weblinks ==
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| {{commonscat|Hess cycles}}
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| {{TIBAV |15661 |Linktext=Satz von HESS und Thermochemie - Wie viel Wärme wird bei chemischen Reaktionen frei? |Herausgeber=Lauth |Jahr=2013 |DOI=10.5446/15661}}
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| {{SORTIERUNG:Hessscher Warmesatz}}
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| [[Kategorie:Thermodynamik]]
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