Călduri de Reacție și Legea lui Hess: Contabilitatea Perfectă a Energiei

Bun, hai să mergem mai departe decât „exoterm/endoterm” și să vorbim despre câtă energie exact. Cum putem calcula căldura eliberată la arderea unui mol de metan fără să dăm foc la laborator? Răspunsul vine de la un om genial și de la o lege care e ca o pungă de bani pe care o poți număra pe mai multe căi. Să începem cu Legea lui Hess.

---

1. Călduri de Reacție Specifice: Unitățile „Contabile”

Înainte de lege, să stabilim moneda. Căldura unei reacții se exprimă pentru o anumită cantitate de reactanți transformați în produși.

• Căldura de reacție (ΔHᵣ): Variația de entalpie pentru o reacție dată, în condiții standard (de obicei 25°C, 1 atm).
• Se exprimă în kJ (sau kJ/mol).
  • Ex: ΔH = -890 kJ/mol pentru arderea CH₄. Înseamnă că la arderea unui mol de CH₄, se eliberează 890 kJ.
• Semnul e SACRU: ΔH negativ = Exotermă. ΔH pozitiv = Endotermă.

---

2. Legea lui Hess: Legea Conservării… Entalpiei

Enunțul de aur al lui Hess:
„Variația de entalpie (ΔH) a unei reacții chimice este aceeași, indiferent de numărul de pași în care decurge reacția, atâta timp cât starea inițială și cea finală sunt identice.”

Analogia Banilor (cea mai bună):

• Scopul: Să mergi de la Casă la Școală.
• Drumul 1: Mergi direct. Cheștuieli: 5 lei.
• Drumul 2: Mergi prin Piață, apoi la școală. Cheștuieli: 2 lei (acasă-piață) + 3 lei (piață-școală) = 5 lei.
• Drumul 3: Mergi prin Parc, apoi la școală. Cheltuieli: 4 lei (acasă-parc) + 1 leu (parc-școală) = 5 lei.

Concluzia: Costul total nu depinde de traseu, ci doar de punctul de plecare și de sosire. La fel și cu ΔH total al unei reacții!

---

3. Cum Funcționează în Practică? Algebra Reacțiilor Chimice

Legea lui Hess ne spune că putem aduna, scădea și înmulți cu coeficienți ecuațiile termochimice (adică ecuațiile chimice cu ΔH lor scris) ca pe niște ecuații algebrice.

Reguli de operare (LE ȘTII PE DE ROST):

1. Dacă inversăm o reacție, schimbăm SEMNUL lui ΔH.
   • Dacă A → B, ΔH = -100 kJ, atunci B → A, ΔH = +100 kJ.
2. Dacă înmulțim toți coeficienții unei reacții cu un factor, înmulțim și ΔH cu acel factor.
   • Dacă A → B, ΔH = -100 kJ, atunci 2A → 2B, ΔH = -200 kJ.
3. Putem aduna două sau mai multe reacții (și ΔH-urile lor) pentru a obține o reacție finală.

---

4. Exemplu Pas cu Pas (Tipic de BAC)

Sarcina: Să calculăm ΔH pentru o reacție greu de măsurat direct: C(s) + 2H₂(g) → CH₄(g) (formarea metanului din elemente).

Ni se dau (datele):
(1) C(s) + O₂(g) → CO₂(g) | ΔH₁ = -394 kJ/mol
(2) H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l) | ΔH₂ = -286 kJ/mol
(3) CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l) | ΔH₃ = -890 kJ/mol

Pași de rezolvare:

1. Scopul: Vrem reacția: C + 2H₂ → CH₄. Observăm că:
   • C trebuie să fie pe stânga (ca în (1) – perfect).
   • 2H₂ trebuie pe stânga (avem H₂ în (2), dar trebuie x2).
   • CH₄ trebuie pe dreapta. În date, CH₄ este pe stânga în (3). Deci trebuie să inversăm reacția (3).
2. Manipulăm datele pentru a le aduce în forma dorită:
   • Reacția (1) rămâne așa cum este. O copiem.
     C + O₂ → CO₂ | ΔH = -394 kJ
   • Reacția (2) trebuie înmulțită cu 2 pentru a obține 2H₂.
     2H₂ + O₂ → 2H₂O | ΔH = 2 * (-286) = -572 kJ
   • Reacția (3) trebuie inversată pentru a muta CH₄ în dreapta.
     CO₂ + 2H₂O → CH₄ + 2O₂ | ΔH = +890 kJ (s-a schimbat semnul!)
3. Adunăm acum cele trei reacții manipulate, ca pe o sumă algebrică:
   C + O₂ → CO₂ ΔH = -394 kJ 2H₂ + O₂ → 2H₂O ΔH = -572 kJ CO₂ + 2H₂O → CH₄ + 2O₂ ΔH = +890 kJ --------------------------------------------------------- (+) C + 2H₂ + 2O₂ + CO₂ + 2H₂O → CO₂ + 2H₂O + CH₄ + 2O₂
4. Simplificăm! Tăiem ce e la fel în stânga și în dreapta:
   • O₂: 2 molecule în stânga, 2 în dreapta → se taie.
   • CO₂: 1 în stânga, 1 în dreapta → se taie.
   • 2H₂O: 2 în stânga, 2 în dreapta → se taie.
5. Rămâne exact ce voiam:
   C + 2H₂ → CH₄
6. Adunăm și ΔH-urile: ΔH_total = (-394) + (-572) + (+890) = -394 -572 +890 = -76 kJ
7. Răspuns final: ΔH_formare(CH₄) = -76 kJ/mol

Interpretare: Formarea unui mol de CH₄ din elemente este exotermă, eliberând 76 kJ.

---

5. Căldura Standard de Formare (ΔH°f) – „Valuta de Referință”

Pentru a ușura viața, chimiștii au creat o monedă de referință: Căldura standard de formare (ΔH°f).

• Definiție: Căldura de reacție pentru formarea unui mol de compus din elementele sale constituente în stările lor standard cele mai stabile la 25°C și 1 atm.
• Convenție fundamentală:ΔH°f pentru orice element în starea sa standard stabilă = 0.
  • Ex: ΔH°f (O₂(g)) = 0, ΔH°f (C(s, grafit)) = 0, ΔH°f (Fe(s)) = 0.

Cum se calculează ΔH al oricărei reacții folosind ΔH°f?

• Formula magică (și ușor de intuit):
  ΔH°reacție = Σ ΔH°f(producși) - Σ ΔH°f(reactanți)
  (Suma căldurilor de formare ale produșilor MINUS suma căldurilor de formare ale reactanților.)

Exemplu: Arderea metanului: CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)

• Cautăm în tabel: ΔH°f(CH₄) = -74.6 kJ/mol, ΔH°f(O₂)=0, ΔH°f(CO₂) = -393.5 kJ/mol, ΔH°f(H₂O(l)) = -285.8 kJ/mol.
• Calcul: ΔH°reacție = [1*(-393.5) + 2*(-285.8)] - [1*(-74.6) + 2*(0)]
  • = [-393.5 -571.6] - [-74.6]
  • = -965.1 + 74.6
  • = -890.5 kJ/mol (Valoarea cunoscută pentru arderea metanului!)

---

Concluzie: Energie Rămasă la Același Nivel

Legea lui Hess și conceptele de călduri de reacție sunt despre previzibilitate și conservare. Ele ne arată că energia, ca și materia, poate fi urmărită și contabilizată cu precizie matematică.

Pentru Bacalaureat, asigură-ți că poți:

1. Aplica regulile algebrice la ecuații termochimice (inversare, înmulțire, adunare).
2. Rezolva un ciclu Hess pas cu pas, ca în exemplul de mai sus.
3. Utiliza formula cu ΔH°f pentru a calcula căldura unei reacții.
4. Interpreta valoarea și semnul lui ΔH în contextul unei probleme practice.

Această lege ne spune că, în chimie, drumul parcurs nu contează pentru bilanțul energetic final, doar starea de plecare și cea de sosire. Este o lege de o eleganță și putere extraordinară, care transformă termochimia dintr-o serie de măsurători într-o știință predictivă.