"` nîşankirin
Qanûna Hess: Girîngiya Qanûna Parastina Enerjiyê di Reaksiyonên Kîmyewî de
Pengantar
Kîmya ne tenê guhertinên rengan, şeklan û reaksiyonên ecêb di lûleyên ceribandinê de ye. Li pişt her reaksiyoneke kîmyewî prensîbên bingehîn hene ku tevgera made û enerjiyê birêve dibin. Yek ji van prensîbên bingehîn Qanûna Hess e, ku roleke girîng di têgihîştina ka enerjî çawa di reaksiyonên kîmyewî de tê de cih digire û tê veguhastin de dilîze.
Pênasîna Qanûna Hess
Qanûna Hess, ku navê xwe ji kîmyagerê Rûs Germain Henri Hess digire, yek ji stûnên sereke yên termokîmyayê ye. Ev qanûn dibêje ku guherîna tevahî ya entalpiyê di dema reaksiyonek kîmyewî de yek e, bêyî ku rê an gavên hatine avêtin çi bin. Bi gotineke din, heke reaksiyona destpêkê û berhemên dawîn yek bimînin, wê hingê mîqdara tevahî ya enerjiya pêwîst an berdan dê sabît bimîne.
Ji hêla matematîkî ve, Qanûna Hess dikare wiha were ravekirin:
\[ \Delta H_{tevahî} = \Delta H_1 + \Delta H_2 + \Delta H_3 + \ldots + \Delta H_n \]
Li vir \(\Delta H\) guherîna entalpiyê di her gavê reaksiyonê de ye.
Prensîbên bingehîn ên Qanûna Hess
Qanûna Hess di rastiyê de sepandina qanûna parastina enerjiyê li ser kîmyayê ye. Li gorî qanûna parastina enerjiyê, enerjî nayê afirandin an tunekirin - ew tenê dikare ji formekê biguhere formeke din. Di çarçoveya reaksiyonên kîmyewî de, ev enerjî bi gelemperî bi şiklê entalpî (H) tê îfade kirin, ku tevahiya enerjiya ku di pergalê de hatî hilanîn dipîve.
Eger reaksiyoneke kîmyayî bikaribe di çend gavên biçûktir de were rêzkirin ku ji reaksiyona rasterast cuda bin, wê demê em dikarin guhertinên entalpiyê yên her yek ji van gavên biçûktir berhev bikin da ku guhertina tevahî ya entalpiyê bi dest bixin. Ev tê vê wateyê ku em dikarin entalpiya tevahî ya reaksiyoneke tevlihev bi jêbirina entalpiyên reaksiyonên hêsantir ên ku wê pêk tînin hesab bikin.
Bikaranîna Qanûna Hess
Qanûna Hess di warên cûrbecûr ên kîmyayê de gelek sepanên pratîkî hene, hin ji wan ev in:
1. Hesabkirina Entalpiya Reaksiyonê
Dema ku em rastî reaksiyonekê tên ku pîvandina rasterast a guherîna entalpiyê dijwar e, Qanûna Hess dihêle ku em reaksiyonê parçe bikin bo gavên hêsantir, ku guherînên entalpiyê yên wan dikarin bi hêsanî werin pîvandin an jî ji daneyên termokîmyayî yên berdest werin zanîn.
Mînak: Ferz bikin ku em dixwazin guherîna entalpiyê (\(\Delta H\)) ji bo reaksiyonê diyar bikin:
\[ C(s) + 1/2 \, O_2(g) \rastarrow CO(g) \]
Em dikarin vê reaksiyonê wiha dabeş bikin:
\[ C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \quad (\Delta H = -393.5 \; \text{kJ/mol}) \]
\[ CO_2(g) \rightarrow CO(g) + 1/2 \, O_2(g) \quad (\Delta H = +283.0 \; \text{kJ/mol}) \]
Bi karanîna Qanûna Hess, guhertina tevahî ya entalpiyê ev e:
\[ \Delta H = -393.5 \; \text{kJ/mol} + 283.0 \; \text{kJ/mol} = -110.5 \; \text{kJ/mol} \]
2. Destnîşankirina Enerjiya Girêdanê
Qanûna Hess gelek caran ji bo destnîşankirina enerjiyên girêdanan tê bikar anîn ku rasterast nayên pîvandin. Bi karanîna daneyên entalpiyê ji reaksiyonên naskirî û texmînên cûrbecûr an rêbazên din ên kalibrkirinê, zanyar dikarin enerjiyên ku di şikandin û çêbûna girêdanên kîmyewî de hene texmîn bikin.
3. Lêkolîna Termodînamîkê ya Çareseriyan
Di dermansazî û kîmyaya analîtîk de, Qanûna Hess dibe alîkar ku çareserî (helandin) û kombûn (girêdan) a madeyan were fêmkirin. Bo nimûne, ew dibe alîkar ku entropî (ΔS) û entalpî (ΔH) ya dermanek ku di nav çareserkerên cûrbecûr de dihele were cudakirin.
Dîrok û Pêşveçûn
Qanûna Hess cara yekem di sala 1840an de ji aliyê Germain Henri Hess ve hate formulekirin. Di wê demê de, Hess dît ku germahiya ku di reaksiyonek kîmyewî de di bin zexta sabît de tê berdan an jî tê kişandin yek e, bêyî ku reaksiyon rasterast an bi rêya rêze gavan pêk tê.
Vedîtina wî rê li ber pêşketinên din di lêkolîna termokîmyayê de vekir, di nav de têgehên din ên girîng ên wekî fonksiyonên rewşê, ku tê de mîqdar ne girêdayî çawaniya gihîştina wê rewşê ye, lê tenê girêdayî rewşên destpêkê û dawîn e.
Nimûneya Hejmarî ya Bikaranîna Qanûna Hess
Wekî mînakek berbiçav a sepandina Qanûna Hess, em ê guherîna entalpiyê ji şewitandina metanê bo karbondîoksît û avê hesab bikin:
\[ CH_4(g) + 2 \, O_2(g) \rasttîra CO_2(g) + 2 \, H_2O(g) \]
Qonax wiha ne:
1. Şewitandina metanê bo karbondîoksît û avê:
\[ CH_4(g) + 2 \, O_2(g) \rastarrow CO_2(g) + 2 \, H_2O(g) \quad (\Delta H_{reaksiyon?}) \]
2. Em dizanin:
\[ CH_4(g) + 2 \, O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2 \, H_2O(l) \quad (\Delta H = -890.3 \; \text{kJ/mol}) \]
Paşan:
\[ H_2O(l) \rightarrow H_2O(g) \quad (\Delta H_{vap} = +44.0 \; \text{kJ/mol}) \]
Bi karanîna Qanûna Hess:
\[ \Delta H = -890.3 \; \text{kJ/mol} + 2 \cdot 44.0 \; \text{kJ/mol} = -802.3 \; \text{kJ/mol} \]
Ji ber vê yekê, guherîna entalpiyê ji bo şewitandina metanê bo karbondîoksît û avê di bin şert û mercên reaksiyonê yên cûda de dikare bi hêsanî bi karanîna Qanûna Hess were hesibandin.
Xelasî
Qanûna Hess têgihiştinên kûr li ser parastina enerjiyê di reaksiyonên kîmyewî de peyda dike û alîkariya zanyar û pratîsyenên kîmyayî dike ku tevgera termokîmyayî ya cûrbecûr reaksiyonan fam bikin û pêşbînî bikin. Bi alîkariya prensîbên Qanûna Hess, veguherînên enerjiyê yên ku di asta mîkroskopîk de çêdibin dikarin bi rastbûnek bilind werin hesibandin û analîz kirin, ku ev yek rê li ber pêşveçûnên din di şaxên cûrbecûr ên kîmya, fîzîk û teknolojiya materyalan de vedike.
Bi têgihîştineke baş a Qanûna Hess, ne tenê kîmyager, lê di heman demê de lêkolînerên ji dîsîplînên cûda jî dikarin reaksiyonên kîmyewî ji bo sepanên pratîkî yên cihêreng, ji senteza kîmyewî bigire heya nûbûnên di teknolojiya enerjiyê de, lêkolîn bikin û manîpule bikin.
""
Ev gotar pênase, prensîbên bingehîn, sepanên pratîkî, dîrok û mînakên berbiçav ên Qanûna Hess di termokîmyayê de kurte dike. Em hêvî dikin ku ev ji we re bibe alîkar ku hûn vê têgeha girîng di kîmyayê de fam bikin û bicîh bînin.
