Termokimia

Termokimia është fusha që hulumton luhatjet e fuqisë (energjisë) së nxehtësisë që ndodhin gjatë bashkëveprimeve kimike. Sasia e nxehtësisë së çlirohet ose thithet gjatë bashkëveprimeve kimike mund të matet dhe njohuritë e fituara prej këtyre matjeve na ndihmojnë të kuptojmë më mirë veprimtarinë e thithjes dhe çlirimit të fuqisë gjatë bashkëveprimeve kimike, shkrirjes, avullimit dhe veprimtarive të tjera kimike. Duke qenë që luhatje të fuqisë së nxehtësisë ndodhin në çdo bashkëveprim kimik, me ndihmën e termokimisë ne mund të parashikojmë pasojat e këtyre ndryshimeve dhe të përcaktojmë nëse janë ose jo të mjaftueshme për të kryer punë të caktuara.

Termokimia gjen përdorim të gjerë në shumë fusha: në industri, në shkencën mjedisore, biologji, etj. Termokimia sjell veçanërisht dobi në drejtim të përmisërimit të lëndëve djegëse e të rritjes së fuqidhënies së baterive, apo të përmirësimit të njohurive mbi veprimtaritë jetësore si metabolizmi dhe fotosinteza. Inxhinierët dhe kimistët shfrytëzojnë parimet e termokimisë për të përmirësuar bashkëveprimet kimike në industri, si për shembull ato që ndodhin tek termocentralet, tek prodhimi kimik dhe tek prodhimi ushqimor.

Disa veprimtari në të cilat gjen zbatim termokimia

Prodhimi i energjisë

• Termokimia nga ndihmon të kuptojmë dukurinë e çlirimit të fuqisë gjatë djegies së lëndëve djegëse si nafta, benzina, gazi ose qymyri, të cilat përdoren për të vënë në lëvizje automjetet; për të prodhuar elektricitet; dhe për ngrohje të banesave.

• Njohuritë që përftohen nga fusha e termokimisë gjen zbatim në fushën e energjisë së ripërtëritshme, si për shembull energjia diellore apo biokarburantet (shndërrimi i mbetjeve organike në energji).

Ushqimi

• Termokimia përdoret për të matur fuqinë kimike (të mundshme) tek ushqimet. Me anë të këtyre matjeve ne mund të zbulojmë sasinë e fuqisë që trupi përfton nga ushqimet e ndryshme.

• Ndryshimet e nxehtësisë që ndodhin gjatë gatimit (si për shembull zierja, skuqja, pjekja) mund të maten me ndihmën e termokimisë.

Veprimtaria industriale

• Termokimia përdoret për të përmirësuar bashkëveprimet kimike që përdoren në veprimtari të ndryshme industriale si për shembull prodhimi i plehrave kimikë, prodhimi i plastikës dhe prodhimi i barnave. Duke caktuar vlerat e nxehtësisë që çlirohet ose thithet gjatë bashkëveprimeve kimike sipas dëshirës, ne mund t’i përdorim ato për qëllime të caktuara.

• Nxjerrja e metaleve nga gurët xeherorë (shkrirja e hekurit ose rafinimi i aluminit) vë në zbatim parimet e termokimisë.

Shkenca mjedisore

• Termokimia na ndihmon të kuptojmë ndryshimet e fuqisë së nxehtësisë, që vijnë prej djegies së lëndëve djegëse (karburanteve) dhe thithja e kësaj nxehtësie nga gazrat e atmosferës, dukuri që pastaj shkakton rritjen e temperaturës së ajrit, ose siç njihet ndryshe ngrohja globale.

• Njohuritë mbi termokiminë gjejnë zbatim në veprimtarinë e djegies së mbeturinave në mjedise e kushte të posaçme, gjatë së cilës mbetjet shndërrohen në fuqi pas ndikuar në mjedis.

Në jetën e përditshme

• Kresat (paketat) ngrohëse njëpërdorimshe shfrytëzojnë bashkëveprimet ekzotermike (oksidimi i hekurit) për të çliruar nxehtësi.

• Kresat (paketat) ftohëse shfrytëzojnë bashkëveprimet endotermike (tretja e amoniumit të nitratit në ujë) për të thithur nxehtësinë dhe për të ftohur pjesën e lënduar.

• Shpikja e baterive të reja kërkon shfrytëzimin e njohurive mbi dukuritë termokimike me qëllim përmirësimin e bashkëveprimeve kimike e për pasojë rritjen e aftësisë së çlirimit të fuqisë elektrike.

Zbulimet hapësinore

• Njohuritë mbi dukurinë e djegies dhe çlirimin e nxehtësisë jan thelbësore për ndërtimin e motorëve të raketave, në mënyrë që këto të krijojnë mjaftueshëm forcë shtytëse për t’u ngritur në qiell.

• Veprimtaritë termokimike përdoren për të mbajtur temperaturë të pranueshme dhe për qarkullimin e lëndëve jetësore në anijet hapësinore.

Mjekësia

• Njohuritë mbi veprimet termokimike na tregojnë ndryshimet e fuqisë gjatë prodhimit të barnave dhe mënyrën e veprimit të tyre tek organizmi i njeriut.

Shkenca lëndësore

• Termokimia shpjegon ndryshimet e gjendjes së lëndës (shkrirja, ngrirja dhe avullimi), dukuri këto që janë shumë të rëndësishme për shpikjen e lëndëve si aliazhet, balta e pjekur (e poçarisë) dhe polimeret.

• Njohuritë mbi dukuritë termokimike shfrytëzohen nga inxhinierët për të shpikur lëndë e sende që durojnë temperaturat shumë të larta si për shembull në motorë apo në aeroplanë.

Disa nga fushat në të cilat zbatohen njohuritë e nxjerra nga fusha e termokimisë.

Fuqia

Në fushën e shkencës fuqi quajmë aftësinë e grimcave ose sendeve për të kryer punë ose veprim. Fuqia është dukuria nëpërmjet të cilës shprehen të gjitha llojet e punës dhe ndryshimeve që ndodhin në gjithësi. Kjo do të thotë se kudo ku ka veprim, kryhet punë dhe ndodhin ndryshime, atje ka fuqi. Disa shembuj ku kryhet punë si pasojë e shprehjes së fuqisë janë:

Bashkëveprimet kimike, lëvizja e atomeve, çlirimi i fotoneve (rrezatimi), fuqia bërthamore (ndarja e atomit), fuqia elektrike, çdo lloj lëvizjese e sendeve si për shembull rënia e topit, kolovajsja, lëvizja e një automjeti, lëvizja e gjymtyrëve të trupit, rrahjet e zemrës, fluturimi i aeroplanëve, rrjedha e ujit, dallgët, shpërthimi i vullkanit, erërat, rrotullimi  i planeteve rreth diellit, etj.

Fuqia kimike është aftësia e grimcave (atomeve, joneve, molekulave) për të bashkëvepruar me njëra tjetrën e për pasojë për të krijuar lëndë të reja, më të ndërlikuara ose më të thjeshta, të cilat vetë-veti marrin pjesë në veprimtari të ndryshme jetësore, me qëllim që të përdoren nga qëniet e gjalla, apo sendet, për të kryer veprime ose punë të ndryshme.

Fuqia nuk është diçka e dukshme apo e prekshme, por është e matshme në trajtën e ndikimit që ka tek grimcat, sendet dhe mjedisi përreth. Në gjuhën shkencore fuqia quhet energji. Fuqinë e gjejmë të shfaqet në trajta të ndryshme:

Fuqia e lëvizjes që sendet ose grimcat (molekula, atome, jone) zotërojnë për shkak se mund të jenë në lëvizje. Në gjuhën shkencore quhet energjia kinetike.

Fuqia e mundshme (e heshtur, ose e përgjumur) që ruhet e pashfrytëzuar për shkak të gjendjes së lëndës. Domethënë fuqia është e pranishme dhe mund të çlirohet gjatë bashkëveprimeve kimike, por nuk është shfaqur ende. Në gjuhën shkencore kjo quhet energjia potenciale ose energjia potenciale kimike.

Fuqia e nxehtësisë (termike), që është shprehje e fuqisë së lëvizjes (zhvendosje, rrotullim, dridhje) dhe fuqisë së mundshme (forcat ndërmolekulare dhe brendamolekulare) të të gjitha grimcave të lëndës. Vlera e kësaj fuqie varet nga shpejtësia e lëvizjes së të gjitha grimcave dhe ndërveprimeve midis tyre, dhe shprehet me rritje të temperaturës. Në gjuhën shkencore kjo quhet energjia termike.

Njësitë matëse të fuqisë janë xhaul (J) dhe kalori (cal). Ndonëse të dyja përdoren për të matur shkallën e fuqisë, këto dy njësi matëse përdoren për qëllime të ndryshme. Njësia xhaul tregon fuqinë e përçuar kur ushtrohet një njuton (N) forcë (ndaj një sendi çfarëdo) përgjatë një largësie prej një metri. Ndërsa njësia kalori tregon fuqinë e nevojshme për të rritur temperaturën e 1 gram uji me 1 gradë celsius (°C) në kushte e trysnisë në nivelin e detit. Njësia matëse xhaul përdoret gjerësisht në fushën e fizikës, inxhinierisë dhe shumë fushave të tjera shkencore, ndërsa njësia matëse kalori përdoret kryesisht në fushën e kimisë, biologjisë dhe ushqimit.

Përveç shfaqjes në trajta të ndryshme, fuqia mund edhe të shndërrohet nga një trajtë në tjetrën. Për shembull, kur ushqehemi, trupi ynë ka aftësinë të shndërrojë fuqinë kimike (fuqinë e mundshme kimike), që ruhet tek ushqimet në trajtë të “përgjumur”, në fuqi veprimi ose pune (në trajtë të zgjuar), në mënyrë që organet e trupit ose ne të kryejmë punë të ndryshme, dhe në nxehtësi (në trajtë të ngacmuar), në mënyrë që trupi të ruajë temperaturën e domosdoshme për të jetuar.

Në fushën e shkencës nxehtësi quajmë një ndër mënyrat e përçimit të fuqisë. Për shembull kur fuqia kalon (përçohet) nga një bashkësi grimcash (atome ose molekula) tek një bashkësi tjetër, ose nga një send tek tjetri, e për rrjedhojë kemi ndryshim të temperaturës, themi që është përçuar fuqi. Në gjuhën shkencore kjo dukuri quhet transferim i energjisë termike. 

Nxehtësia nuk është veti e lëndës apo e sendit por veprimi i përçimit të fuqisë nga një mjedis në tjetrin, nga njëri send tek tjetri ose nga një bashkësi grimcash tek një bashkësi tjetër. Për shembull, kur prekim gotën me ujë të nxehtë, fuqia kalon nga sipërfaqja e gotës (temperaturë e lartë) tek dora (temperaturë e ulët). Duke qenë që është veprim i përçimit të fuqisë, njësitë matëse e nxehtësisë janë gjithashtu xhaul dhe kalori. Dukuria e nxehtësisë shfaqet gjithnjë në trajtën e përçimit të fuqisë dhe nuk mund të shfaqet pa ndryshim të temperaturës.

Fuqia përçohet gjithmonë nga lënda më e nxehtë tek lënda më e ftohtë deri sa arrihet një baraspeshë e temperaturës mes dy sendeve ose lëndëve. Në varësi të mjedisit dhe kushteve rrethanore, përçimi kryhet nëpërmjet dukurive të prekjes (konduksionit), qarkullimit (konveksionit) dhe rrezatimit. Për shembull, luga metalike në supën e nxehtë merr nxehtësi me anë të prekjes, zierja e ujit e përhap nxehtësinë nëpërmjet qarkullimit të molekulave, ndërsa nxehtësia e diellit mbërrin deri në tokë nëpërmjet rrezatimit.

Ndërkohë që nxehtësia është veprimi i përçimit të fuqisë nga një bashkësi grimcash tek tjetra, për shkak të ndryshimit të temperaturës, fuqia e nxehtësisë është sasia e matshme e fuqisë që përçohet. Njësitë matëse të fuqisë së nxehtësisë janë xhaul (J) dhe kalori (cal). Formula matematikore që përdoret për llogaritjen e fuqisë së nxehtësisë që përçohet përcaktohet nga aftësia e saj fuqi bartëse:

q=mcΔT

ku germa “q” përfaqëson fuqinë e nxehtësisë, të matur në xhaul (J), germa “m” përfaqëson sasinë e lëndës, germa "c" përfaqëson aftësinë fuqi bartëse (J/g·°C) dhe germat “ΔT” përfaqësojnë ndryshimin e temperaturës (°C). Ky barazim gjen përdorim të gjerë në fushën e termokimisë, inxhinerisë dhe shkencave mjedisore me qëllim për të kuptuar se si lëndët kundërveprojnë ndaj fuqisë së nxehtësisë.

q - fuqia e nxehtësisë
m - sasia e lëndës në gram (gr) ose kilogram (kg)
c - aftësia fuqi bartëse (J/kg·°C)
ΔT - ndryshimi i temperaturës
Δ (delta) - përfaqëson ndryshimin.

Temperatura është matja e fuqisë mesatare të lëvizjes (kinetike) së grimcave (molekulave, atomeve, ioneve) të lëndës. Kur grimcat e lëndës lëvizin më shpejtë, temperatura e lëndës rritet, Kur grimcat e lëndës lëvizin më ngadalë, temperatura ulet. Njësitë matëse të temperaturës janë Kelvin (K), gradë Cesius (°C) ose gradë Fahrenheit (°F).

Paraqitje e thjeshtuar e dukurisë së nxehtësisë - veprimi i përçimit të fuqisë. Gjatë këtij veprimi, fuqia e lëvizjes (kinetike) së grimcave rritet e për pasojë rritet temperatura.

Aftësia fuqi bartëse nënkupton sasinë e fuqisë që nevojitet për të rritur temperaturën e një gram lënde me një gradë Celsius (°C) ose një gradë Kelvin (K). Në gjuhën shkencore kjo dukuri quhet kapaciteti specifik i nxehtësisë. Njësia matëse e aftësisë fuqi bartëse është xhaul për gram gradë Celsius (J/g·°C) ose xhaul për kilogram gradë Kelvin (J/kg·K). Lëndë të ndryshme kanë aftësi të ndryshme të bartjes së fuqisë, që do të thotë se disa lëndë thithin ose çlirojnë fuqi më shpejt se të tjerat.

Është e rëndësishme të kuptojmë dukurinë e aftësisë fuqi bartëse të lëndëve në rastet kur këtë njohuri duam ta zbatojmë në jetën e përditshme, si për shembull të shpikim lëndë që kanë aftësi të pengojnë përçimin e nxehtësisë (termoizolim) dhe/ose lëndë që kanë aftësi të ruajnë fuqinë (energjinë). Kjo dukuri na ndihmon gjithashtu të kuptojmë pse uji dhe toka ngrohen në kohë të ndryshme dhe cilat janë pasojat e këtij ndryshimi tek moti dhe rrymat oqeanike.

Uji ka një aftësi të lartë fuqi bartëse (4.18 J/g·°C) që do të thotë se uji bart një sasi më të madhe fuqie pa i ndryshuar temperatura. Prandaj, uji është lëndë e përshtatshme për tu përdorur për ftohjen e motorëve dhe thelbësor për zhvillimin e veprimtarive jetësore në tokë. Për krahasim, metalet si hekuri apo bakri kanë aftësi të vogël fuqi bartëse, që do të thotë se këto lëndë marrin fuqi shpejt, por edhe e humbasin shpejt atë. Kjo është arsyeja pse sendet prej metali janë të nxehta kur qëndrojnë në diell dhe ftohen menjëherë sapo largohen nga rrezatimet e diellit.

Sasia a fuqisë që nevojitet për të rritur temperaturën me një gradë Celsius ose Kelvin tregon aftësinë fuqi bartëse të lëndës.

Me emërtimin entalpi nënkuptojmë fuqinë e përgjithshme që lënda, ose një bashkësi e caktuar grimcash (molekula, atome dhe ione) përmban brenda vetes, qoftë fuqinë e lëvizjes së grimcave në gjendje kimike të pandryshuar, qoftë fuqinë e mundshme (të heshtur), që mund të shfaqet kur mbi lëndën ushtrohet një trysni e caktuar ose nxitës të tjerë. Entalpia është veti e lëndës. Ajo është tregues e të gjithë fuqisë që një bashkësi grimcash bart në vetvete.

Paraqitje me radhitje sipas llojit e të gjitha fuqive që përfshihen në përkufizimin e emërtimit entalpi

Të gjitha bashkëveprimet kimike çlirojnë ose thithin fuqi. Për pasojë edhe fuqia e përgjithshme e lëndës (entalpisë) ndryshon në varësi të bashkëveprimit kimik. Duke matur ndryshimin e fuqisë së përgjithshme në kushte e trysnisë së pandryshuar, ne kuptojmë nëse bashkëveprimi çliron fuqi (është ekzotermik) apo thith fuqi (është endotermik). Në gjuhën shkencore ndryshimi i fuqisë së përgjithshme në kushtet e trysnisë së pandryshuar quhet ndryshimi i entalpisë. Ky ndryshim ndodh sepse gjatë bashkëveprimit kimik shkëputen ose kryhen lidhje të reja mes atomeve, veprime që kërkojnë fuqi. Emërtimi matematikor i fuqisë së përgjithshme është ΔH, ku vlera negative tregon çlirimin e fuqisë (bashkëveprim ekzotermik), ndërsa vlera pozitive tregon thithjen e fuqisë (bashkëveprim endotermik).

Tek bashkëveprimet ekzotermike çlirohet fuqi e për pasojë temperatura e mjedisit përreth rritet. Për shembull djegia e lëndëve djegëse si gazi apo drutë çlirojnë fuqi dhe dritë. Një shembull tjetër është ngrirja e ujit, e cila çliron nxehtësi në mjedisin përreth.

Tek bashkëveprimet endotermike, thithet fuqi e për pasojë temperatura e mjedisit përreth ulet. Kjo ndodh sepse shkëputja e lidhjeve kimike kërkon fuqi. Për shembull, shkrirja e akullit shfrytëzon nxehtësinë e mjedisit për të shndërruar akullin në ujë. Një shembull tjetër është fotosinteza, ku bimët thithin dritën e diellit për të krijuar lëndë ushqyese.

Ndryshimi i fuqisë së përgjithshme nuk duhet të ngatërrohet me ndryshimin e nxehtësisë, pasi ndryshimi i nxehtësisë tregon sasinë e nxehtësisë që përçohet nga një bashkësi grimcash tek tjetra. Ndërsa ndryshimi i fuqisë së përgjithshme tregon ndryshimin e fuqisë tek bashkëveprimet kimike në të gjitha trajtat e saj. Ja disa ndryshime të fuqisë së përgjithshme që nodhin si pasojë e bashkëveprimeve ose ndërveprimeve të ndryshe kimike:

Entalpia e përftimit (ΔH_f)

Ndryshimi i fuqisë së përgjithshme që ndodh kur përftohet një mol lëndë si pasojë e një bashkëveprimi kimik mes grimcave themeltare (atome, jone) në gjendje të prehur.

Shembull: përftimi i molekulës së ujit nga bashkëveprimi i atomeve të hidrogjenit dhe oksigjenit.

Entalpia e bashkëveprimit (ΔH_rxn)

Ndryshimi i fuqisë së përgjithshme që ndodh gjatë bashkëveprimeve kimike, të matur në kushtet e trysnisë së pandryshuar (konstante).

Entalpia e djegies  (ΔH_c)

Ndryshimi i fuqisë së përgjithshme që ndodh kur një mol lëndë digjet tërësisht në praninë e oksigjenit.

Shembull: Djegia e gazit propanit (C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O)

Entalpia e asnjëanësimit (neutralizimit) (ΔH_neut)

Ndryshimi i fuqisë së përgjithshme që ndodh kur një tretësirë acide ose bazike bashkëvepron me pasojë krijimin e një moli ujë.

Shembull: HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Entalpia e tretësirës (ΔH_soln)

Ndryshimi i fuqisë së përgjithshme që ndodh kur lënda e tretur tretet në lëndën tretëse.

Shembull: Tretja e kripës së detit (NaCl) në ujë.

Entalpia e shkrirjes (fuzionit) (ΔH_fus)

Ndryshimi i fuqisë së përgjithshme që ndodh kur një mol lënde e ngurtë shkrin dhe shndërrohet në lëng në pikën e vet të shkrirjes.

Shembull: shkrirja e akullit prej uji (H₂O(s) → H₂O(l))

Entalpia e avullimit (ΔH_vap)

Ndryshimi i fuqisë së përgjithshme që ndodh kur një mol lëndë e lëngshme avullon dhe shndërrohet në gaz, në pikën e vet të zierjes.

Shembull: Zierja e ujit (H₂O(l) → H₂O(g))

Entalpia e sublimimit (ΔH_sub)

Ndryshimi i fuqisë së përgjithshme që ndodh kur një mol lënde e ngurtë kalon menjëherë në gjendje të gaztë.

Shembull: sublimimi i akullit të thatë (CO₂(s) → CO₂(g)).

Entalpia e atomizimit  (ΔH_atom)

Ndryshimi i fuqisë së përgjithshme që ndodh kur një mol lëndë zbërthehet tërërisht në atome gjatë etapës (fazës) së gaztë.

Shembull: zbërthimi i dioksigjenit (O2) në atome të veçuar.

Entalpia e rrjetës (ΔH_lattice)

Ndryshimi i fuqisë së përgjithshme që ndodh kur një mol lëndë ngurtë jonike zbrëthehet në jone gazi.

Shembull: zbërthimi i kripës (NaCl) në jone natriumi (Na⁺) dhe jone klori (Cl⁻).

Ligji i Hesit thotë që pavarësisht nga udha që ndiqet apo numri i etapave që nevojiten për të kryer një bashkëveprim kimik, ndryshimi i fuqisë së përgjithshme (entalpisë) mbetet gjithnjë i njëjtë. Për të kuptuar këtë dukuri mund të bëjmë një krahasim të thjeshtë me mbledhjet matematikore. Për shembull, si në rastin "2+2", si në rastin "1+1+1+1" apo "1+1+2", shuma e përgjithshme e shifrave është gjithnjë 4. Pra nuk ka aspak rëndësi nëse për të mbërritur tek shifra katër mbledhim dy, tre apo katër shifra, përfundimi matematikor do të jetë në të gjitha rastet i njëjtë.

E njëjta gjë ndodh edhe me ndryshimin e fuqisë së përgjithshme. Marrim si shembull bashkëveprimin e oksigjenit (O2) me hidrogjenin (H2) për të dhënë ujë (H2O). Në këtë rast bashkëveprimi është i drejtëpëdrejtë dhe ndodh me një hap të vetëm:

2H2 + O2 → 2H2O  ΔH = −572 kJ (ΔH - ndryshimi i fuqisë e përgjithshme)

Por uji mund të përftohet edhe nëpërmjet bashkëveprimeve me dy etapa. Në këtë rast hidrogjeni mund të bashkëveprojë fillimisht me oksigjenin duke dhënë peroksid hidrogjeni (H2O2):

2H2 + O2 → 2H2O2  ΔH1 = −188 kJ 

Pastaj peroksidi i hidrogjenit shpërbëhet duke dhënë ujë:

2H2O2 → 2H2O +O2  ΔH2 = −384kJ

Ndryshimi i fuqisë së përgjithshme nga ky bashkëveprim është ΔH2 = −384kJ. Kështu ndryshimi i përgjithshëm i fuqisë së përgjithshme është:

ΔHtotal = ΔH1+ ΔH2 ose −188kJ + (−384kJ) = −572kJ

Pra vëmë re se ndonëse bashkëveprimit të oksigjenit me hidrogjenin i shtuam një etapë ndërmjetëse, si në njërën mënyrë, si në tjetrën, fuqia e përgjithshme është gjithnjë −572kJ.

Kjo ndodh sepse ligji i Hesit është mbështetur tek ligji i parë i termodinamikës, parimi i ruajtjes së fuqisë, që thotë se fuqia as mund të krijohet, as mund të shkatërrohet, por mund vetëm të shndërrohet e të përçohet. Kjo do të thotë se, pavarësisht udhës dhe etapave nëpërmjet të cilave do të kryhet një bashkëveprim, fuqia e çliruar apo e thithur do jetë gjithnjë e njëjtë.

Para se Hesi të zbulonte ligjin mbi ndryshimin e përgjithshëm të entalpisë, kimistët hasnin në vështirësi kur kërkonin të matnin ndryshimin e fuqisë së përgjithshme tek bashkëveprimet e ndërlikuara. Kjo ndodhte sepse disa bashkëveprime kërkonin shumë kohë, ndërsa të tjerat kaloni me shpejtësi të madhe nëpër disa etapa, gjë që vështirësonte matjet. Për këtë arsye kimistëve u nevojitej një mënyrë matjeje e tërthortë, që nuk kërkonte matje në çdo etapë apo në çdo bashkëveprim kimik por do të mbështetej në të dhëna e matje të njohura paraprakisht. Ligji i Hesit lejon matjen e entalpisë duke shfrytëzuar dijet e fituara nga matjet e kryera më parë të bashkëveprimeve që mund të mateshin me lehtësi.

Paraqitje e thjeshtuar me vizatim e Ligjit të Hesit nëpërmjet shembullit të përftimit të molekulave të ujit. Ndonëse bashkëveprimit të oksigjenit me hidrogjenin i shtuam një etapë ndërmjetëse, si në njërën mënyrë, si në tjetrën, fuqia e përgjithshme është gjithnjë −572kJ.

Fotosinteza është një shembull shumë i mirë për të treguar zbatimin e ligjit të Hesit. Bashkëveprimi i plotë që kryhet gjatë fotosintezës shënohet kështu:

6CO2 + 6H2O + dritë e diellit → C6H12O6 + 6O2

Ky bashkëveprim nuk kryhet i gjithë njëhershi, por me dy etapa. Gjatë etapës së parë (bashkëveprimet e nxitura prej dritës), drita e diellit ngre në gjendje të ngacmuar elektronet e klorofilit duke shkaktuar kështu një radhë bashkëveprimesh të tjera. Pastaj molekulat e ujit (H2O) ndahen duke çliruar molekula oksigjeni (O2) dhe përçojnë fuqi tek molekulat ATP dhe NADPH.

Gjatë etapës së dytë (cikli Kalvin), fuqia e mundshme e ruajtur tek molekulat ATP dhe NADPH shfrytëzohet për të shndërruar molekulat e dioksidit të karbonit (CO2) në molekula glukoze (C6H12O6).

Gjatë secilës etapë ndodh ndryshim i fuqisë së përgjithshme, por duke u mbështetur tek ligji i Hesit, ne mund të dalim në përfundimin që vlera përfundimtare e ndryshimit të fuqisë së nxehtësisë në të dy etapat është e njëjtë me vlerën që do të dilte nëse bashkëveprimi do të ish kryer në një etapë të vetme. Edhe pse bimët thithin fuqinë e dritës me anë të shumë bashkëveprimeve të vogla, fuqia e përgjithshme e thithur është gjithmonë e njëjtë me fuqinë që nevojitet për të përftuar glukozën në fund të fotosintezës.

Kalorimetri quhet veprimtaria matjes së sasisë së fuqisë që çlirohet ose thithet gjatë bashkëveprimeve kimike. Për matjen e ndryshimit të fuqisë shkencëtarët përdorin një mjet të veçantë të quajtur kalorimetër. Matjet me kalorimetër kryhen duke ndjekur parimin e përçimit të nxehtësisë nga një send tek tjetri. Bashkëveprimi që kryhet në mjedisin e brendshëm të kalorimetrit thith ose çliron nxehtësi në mjedisin përreth, i cili në këtë rast është një sasi e njohur uji ose e një lënde tjetër. Ndryshimi i temperaturës së ujit tregon ndryshimin e nxehtësisë së bashkëveprimit kimik.

Kalorimetri më i përhapur në mjediset mësimore është ai i llojit të thjeshtë, i cili përbëhet prej një ene të shtrungëzuar (ene të mbyllur që nuk shkëmben nxehtësi me mjedisin e jashtëm), ujit, termometrit dhe ndonjëherë një fluture trazuese. Lloje të tjerë më të zhvilluar kalorimetrash të quajtur kalorimetra bombë përdoren për të matur ndryshimin e nxehtësisë në bashkëveprime që kryhen me djegie, ose shpërthim, si për shembull tek karburantet. Në të dyja rastet, qëllimi është që pengohet humbja e nxehtësisë në mjedis, në mënyrë që të merren matje të pagabueshme.

Paraqitje e thjeshtuar e kalorimetrit të llojit "bombë"