نمونه سوالات مربوط به قانون هس
پنداهولوان
قانون هس، که به نام شیمیدان روسی، ژرمن هنری هس، نامگذاری شده است، یکی از اصول اساسی ترمودینامیک شیمیایی مربوط به انرژی واکنش‌های شیمیایی است. این قانون بیان می‌کند که کل مقدار گرما (انرژی) تولید شده یا جذب شده در یک واکنش شیمیایی به مسیر طی شده بستگی ندارد، بلکه فقط به شرایط اولیه و نهایی سیستم بستگی دارد. این اصل اساسی در محاسبه تغییر آنتالپی (ΔH) واکنش‌هایی که اندازه‌گیری مستقیم آنها دشوار است، بسیار مفید است.
قانون هس بسیار مهم است زیرا به ما امکان می‌دهد از آنتالپی استاندارد تشکیل یا تغییر آنتالپی یک واکنش شناخته شده دیگر برای یافتن تغییر آنتالپی یک واکنش هدف که به راحتی قابل اندازه‌گیری نیست، استفاده کنیم. در این مقاله، به چندین مثال و کاربرد قانون هس خواهیم پرداخت.
نظریه پایه
قانون هس را می‌توان به صورت ریاضی به صورت زیر فرموله کرد:
اگر یک واکنش شیمیایی را بتوان در چندین مرحله بیان کرد، آنگاه تغییر آنتالپی کل (ΔH_total) برابر با مجموع تغییرات آنتالپی (ΔH) هر مرحله است. از نظر ریاضی، این معادله به صورت زیر فرموله می‌شود:
ΔH_total = Σ ΔH_stage
این بدان معناست که می‌توانید آنتالپی واکنشی مانند این را پیدا کنید:
""
واکنش A → محصول
|
ΔH1
واکنش B → محصول
|
ΔH2
سپس، ΔH_total (A → Product) = ΔH1 + ΔH2
""
قبل از پرداختن به نمونه سوالات، لازم است با چند اصطلاح آشنا شوید:
۱. آنتالپی (H): معیاری از انرژی کل یک سیستم تحت فشار ثابت.
۲. ΔH (تغییر آنتالپی): تغییر در آنتالپی بین واکنش‌دهنده‌ها و فرآورده‌ها.
۳. آنتالپی استاندارد تشکیل (ΔHf°): تغییر آنتالپی هنگام تشکیل یک مول از یک ترکیب از عناصر آن در حالت‌های استاندارد.
Contoh Soal Dan Pembahasan
مثال سوال ۱: استفاده از آنتالپی تشکیل
سوال:
آنتالپی واکنش احتراق متان (CH₄) را بر اساس داده‌های تغییر آنتالپی استاندارد تشکیل زیر محاسبه کنید:
– ΔHf° (CO₂(g)) = -393.5 kJ/mol
– ΔHf° (H₂O(l)) = -۲۸۵.۸ کیلوژول بر مول
– ΔHf° (CH₄(g)) = -74.8 kJ/mol
– ΔHf° (O₂(g)) = 0 kJ/mol (زیرا گاز اکسیژن در حالت استاندارد خود دارای آنتالپی تشکیل 0 است)
واکنش احتراق متان:
CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (l)
بحث:
۱. واکنش کلی و آنتالپی تشکیل را بنویسید:
\[
ΔH_{واکنش} = ∑ΔH_{فرآورده} – ∑ΔH_{واکنش‌دهنده}
\]
2. مقادیر آنتالپی استاندارد تشکیل را در معادله جایگزین کنید:
\[
ΔH_{واکنش} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
۳. مقادیر معلوم را جایگزین کنید:
\[
ΔH_{واکنش} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
۴. محاسبات دقیق:
\[
ΔH_{واکنش} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{واکنش} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{واکنش} = -۸۹۰.۳ کیلوژول بر مول
\]
بنابراین، تغییر آنتالپی برای واکنش احتراق متان -890.3 کیلوژول بر مول است. مقدار منفی نشان می‌دهد که واکنش گرمازا است (انرژی آزاد می‌کند).
مثال مسئله ۲: استفاده از واکنش‌های مشتق‌شده
سوال:
آنتالپی واکنش زیر را محاسبه کنید:
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
با توجه به سه واکنش و تغییرات آنتالپی به شرح زیر:
۱. N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g)، ΔH = ۱۸۰ کیلوژول
۲. 2NH₃(g) + O₂(g) → 2NO(g) + 3H₂O(g)، ΔH = -904 kJ
۳. H₂(g) + 1/2 O₂(g) → H₂O(g)، ΔH = -242 kJ
بحث:
۱. واکنش را به صورت خطی که قابل بازآرایی باشد، شرح دهید:
واکنش هدف:
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
ما باید واکنش داده شده را طوری دستکاری کنیم که به واکنش هدف برسد.
۲. تجزیه و تحلیل واکنش‌های شامل NH₃:
واکنش ۲ حاوی NH₃ است، اما واکنش، تجزیه NH₃ به NO و H₂O است. بنابراین، این واکنش را معکوس کنید:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g)، ΔH = +904 کیلوژول
۳. در مرحله بعد، باید از شر O₂(g) خلاص شویم:
برای این کار، از واکنش (1) استفاده می‌کنیم:
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g)، ΔH = 180 کیلوژول
در عوض، ما به تولید 2NO نیاز داریم. این واکنش به همان شکل باقی می‌ماند.
۴. آنتالپی H₂O(g) را محاسبه کنید:
واکنش معکوس (3) را سه بار به معادله اضافه کنید:
۳[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +۲۴۲ کیلوژول]
تبدیل شدن به:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
۵. معادلات را ترکیب و موازنه کنید:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g)، ΔH = 180 کیلوژول
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g)، ΔH = +904 کیلوژول
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
هنگام جمع کردن این واکنش‌ها، می‌توانیم اجزای ظاهر شده در دو طرف را نادیده بگیریم و آنتالپی کل را محاسبه کنیم.
۶. آنتالپی کل را محاسبه کنید:
\[
N2(g) + 3 H2O(g) – 3H2(g) – 3/2 O2(g) → 2NH3(g) + O2(g) – O2(g) \ فلش راست N2(g) + 3H2(g) →(g)NH2
\]
آنتالپی کل:
\[
ΔH_{total} = 180 + 904 + 726 = 1810 کیلوژول بر مول
\]
بنابراین، ΔH برای واکنش N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) برابر با +1810 کیلوژول است. از آنجایی که می‌خواهیم آنتالپی آزاد شده (گرمازا) را بدست آوریم، مقدار حاصلضرب را منفی می‌کنیم:
\[
ΔH_{total} = -۴۶ کیلوژول بر مول
\]
بستن
این مقاله به بررسی مثال‌هایی می‌پردازد که در آنها از قانون هس برای محاسبه تغییر آنتالپی یک واکنش استفاده می‌شود. با درک مبانی نظری و به‌کارگیری مراحل موجود در مثال‌های مسئله، امید است خوانندگان این مفهوم را راحت‌تر درک کنند و بتوانند آن را در موقعیت‌های مختلف مربوط به محاسبات ترموشیمیایی به کار گیرند. قانون هس نه تنها در شیمی دانشگاهی مهم است، بلکه در تحقیقات شیمی صنعتی و کاربردهای مختلف دیگر در علم و فناوری نیز مفید است.
