ກົດໝາຍຂອງເຮສ

“`ເຄື່ອງໝາຍ
ກົດເກນຂອງເຮສ: ຄວາມສຳຄັນຂອງກົດເກນການອະນຸລັກພະລັງງານໃນປະຕິກິລິຍາເຄມີ

ການນໍາສະເຫນີ

ເຄມີສາດບໍ່ພຽງແຕ່ກ່ຽວກັບການປ່ຽນແປງສີ, ຮູບຮ່າງ, ແລະປະຕິກິລິຍາທີ່ໜ້າອັດສະຈັນໃນຫຼອດທົດລອງເທົ່ານັ້ນ. ຢູ່ເບື້ອງຫຼັງທຸກໆປະຕິກິລິຍາເຄມີແມ່ນຫຼັກການພື້ນຖານທີ່ຄວບຄຸມພຶດຕິກຳຂອງສານ ແລະ ພະລັງງານ. ໜຶ່ງໃນຫຼັກການພື້ນຖານເຫຼົ່ານີ້ແມ່ນກົດໝາຍຂອງເຮສ, ເຊິ່ງມີບົດບາດສຳຄັນໃນການເຂົ້າໃຈວິທີການມີສ່ວນຮ່ວມ ແລະ ການຖ່າຍທອດພະລັງງານໃນລະຫວ່າງປະຕິກິລິຍາເຄມີ.

ຄໍານິຍາມຂອງກົດໝາຍຂອງເຮສ

ກົດເກນຂອງເຮສ, ຕັ້ງຊື່ຕາມນັກເຄມີສາດຊາວຣັດເຊຍ ເຈີເມນ ເຮສ, ແມ່ນໜຶ່ງໃນເສົາຄໍ້າຫຼັກຂອງຄວາມຮ້ອນເຄມີ. ກົດເກນນີ້ລະບຸວ່າການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີທັງໝົດໃນລະຫວ່າງປະຕິກິລິຍາເຄມີແມ່ນຄືກັນ, ໂດຍບໍ່ຄໍານຶງເຖິງເສັ້ນທາງ ຫຼື ຂັ້ນຕອນຕ່າງໆທີ່ໄດ້ປະຕິບັດ. ເວົ້າອີກຢ່າງໜຶ່ງ, ຖ້າປະຕິກິລິຍາເບື້ອງຕົ້ນ ແລະ ຜະລິດຕະພັນສຸດທ້າຍຍັງຄົງຄືເກົ່າ, ປະລິມານພະລັງງານທັງໝົດທີ່ຕ້ອງການ ຫຼື ປ່ອຍອອກມາຈະຄົງທີ່.

ໃນທາງຄະນິດສາດ, ກົດໝາຍຂອງເຮສສາມາດອະທິບາຍໄດ້ດັ່ງຕໍ່ໄປນີ້:
\[ \Delta H_{ທັງໝົດ} = \Delta H_1 + \Delta H_2 + \Delta H_3 + \dot + \Delta H_n \]
ບ່ອນທີ່ \(\Delta H\) ແມ່ນການປ່ຽນແປງຂອງ enthalpy ໃນແຕ່ລະຂັ້ນຕອນຂອງປະຕິກິລິຍາ.

ຫຼັກການພື້ນຖານຂອງກົດໝາຍຂອງເຮສ

ກົດເກນຂອງເຮສ (Hess) ຕົວຈິງແລ້ວແມ່ນການນຳໃຊ້ກົດເກນການອະນຸລັກພະລັງງານເຂົ້າໃນເຄມີສາດ. ອີງຕາມກົດເກນການອະນຸລັກພະລັງງານ, ພະລັງງານບໍ່ສາມາດສ້າງ ຫຼື ທຳລາຍໄດ້ - ມັນສາມາດປ່ຽນຈາກຮູບແບບໜຶ່ງໄປຫາອີກຮູບແບບໜຶ່ງເທົ່ານັ້ນ. ໃນສະພາບການຂອງປະຕິກິລິຍາເຄມີ, ພະລັງງານນີ້ມັກຈະສະແດງອອກໃນຮູບແບບຂອງເອນທາລປີ (H), ເຊິ່ງວັດແທກພະລັງງານທັງໝົດທີ່ເກັບໄວ້ໃນລະບົບ.

ຖ້າປະຕິກິລິຍາເຄມີສາມາດຖືກຈັດລຽງໃໝ່ເປັນຫຼາຍຂັ້ນຕອນນ້ອຍໆທີ່ແຕກຕ່າງຈາກປະຕິກິລິຍາໂດຍກົງ, ຫຼັງຈາກນັ້ນພວກເຮົາສາມາດລວມການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີຂອງແຕ່ລະຂັ້ນຕອນນ້ອຍໆເຫຼົ່ານີ້ເພື່ອໃຫ້ໄດ້ການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີທັງໝົດ. ນີ້ໝາຍຄວາມວ່າພວກເຮົາສາມາດຄິດໄລ່ເອນທາລປີທັງໝົດຂອງປະຕິກິລິຍາທີ່ສັບສົນໂດຍການຫັກເອນທາລປີຂອງປະຕິກິລິຍາທີ່ງ່າຍດາຍກວ່າທີ່ປະກອບເປັນມັນ.

ການນຳໃຊ້ກົດໝາຍຂອງເຮສ

ກົດໝາຍຂອງເຮສມີການນຳໃຊ້ຕົວຈິງຫຼາຍຢ່າງໃນຫຼາຍໆຂົງເຂດຂອງເຄມີສາດ, ເຊິ່ງບາງອັນລວມມີ:

1. ການຄິດໄລ່ຄວາມດັນຂອງປະຕິກິລິຍາ
ເມື່ອພວກເຮົາພົບກັບປະຕິກິລິຍາທີ່ຍາກທີ່ຈະວັດແທກການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີໂດຍກົງ, ກົດເກນຂອງເຮສຊ່ວຍໃຫ້ພວກເຮົາແບ່ງປະຕິກິລິຍາອອກເປັນຂັ້ນຕອນທີ່ງ່າຍດາຍກວ່າ, ເຊິ່ງການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີສາມາດວັດແທກ ຫຼື ຮູ້ໄດ້ງ່າຍກວ່າຈາກຂໍ້ມູນທາງຄວາມຮ້ອນເຄມີທີ່ມີຢູ່.

ຕົວຢ່າງ: ສົມມຸດວ່າພວກເຮົາຕ້ອງການກຳນົດການປ່ຽນແປງ enthalpy (\(\Delta H\)) ສຳລັບປະຕິກິລິຍາ:
\[ C(s) + 1/2 \, O_2(g) \rightarrow CO(g) \]

ພວກເຮົາສາມາດແຍກປະຕິກິລິຍານີ້ອອກເປັນ:
\[ C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \quad (\Delta H = -393.5 \; \text{kJ/mol}) \]
\[ CO_2(g) \rightarrow CO(g) + 1/2 \, O_2(g) \quad (\Delta H = +283.0 \; kJ/mol}) \]

ໂດຍການໃຊ້ກົດໝາຍຂອງເຮສ, ການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີທັງໝົດແມ່ນ:
\[ \Delta H = -393.5 \; \text{kJ/mol} + 283.0 \; \text{kJ/mol} = -110.5 \; \text{kJ/mol} \]

2. ການກຳນົດພະລັງງານພັນທະບັດ
ກົດເກນຂອງເຮສຍັງມັກຖືກນໍາໃຊ້ເພື່ອກໍານົດພະລັງງານພັນທະບັດທີ່ບໍ່ສາມາດວັດແທກໄດ້ໂດຍກົງ. ໂດຍການນໍາໃຊ້ຂໍ້ມູນເອນທາລປີຈາກປະຕິກິລິຍາທີ່ຮູ້ຈັກ ແລະ ສົມມຸດຕິຖານຕ່າງໆ ຫຼື ວິທີການວັດແທກອື່ນໆ, ນັກວິທະຍາສາດສາມາດປະເມີນພະລັງງານທີ່ກ່ຽວຂ້ອງກັບການທໍາລາຍ ແລະ ການສ້າງພັນທະບັດເຄມີ.

3. ການສຶກສາກ່ຽວກັບເທີໂມໄດນາມິກຂອງວິທີແກ້ໄຂ
ໃນວິຊາຢາ ແລະ ເຄມີວິເຄາະ, ກົດເກນຂອງເຮສຊ່ວຍໃຫ້ເຂົ້າໃຈການລະລາຍ (ການລະລາຍ) ແລະ ການລວມຕົວ (ການຜູກມັດ) ຂອງສານຕ່າງໆ. ຕົວຢ່າງ, ມັນຊ່ວຍຈຳແນກຄວາມແຕກຕ່າງລະຫວ່າງເອນໂທຣປີ (ΔS) ແລະ ເອນທາລປີ (ΔH) ຂອງຢາທີ່ລະລາຍໃນຕົວລະລາຍຕ່າງໆ.

ປະຫວັດສາດ ແລະ ການພັດທະນາ

ກົດໝາຍຂອງເຮສ (Hess) ຖືກສ້າງຂຶ້ນໂດຍ ເຈີເມນ ເຮສ (Germain Henri Hess) ໃນປີ 1840. ໃນເວລານັ້ນ, ເຮສ (Hess) ໄດ້ສັງເກດເຫັນວ່າຄວາມຮ້ອນທີ່ປ່ອຍອອກມາ ຫຼື ດູດຊຶມໃນປະຕິກິລິຍາເຄມີທີ່ຄວາມກົດດັນຄົງທີ່ແມ່ນຄືກັນ, ໂດຍບໍ່ຄໍານຶງເຖິງວ່າປະຕິກິລິຍາຈະເກີດຂຶ້ນໂດຍກົງ ຫຼື ຜ່ານຂັ້ນຕອນຕ່າງໆ.

ການຄົ້ນພົບຂອງລາວໄດ້ປູທາງໃຫ້ແກ່ການພັດທະນາຕື່ມອີກໃນການສຶກສາກ່ຽວກັບຄວາມຮ້ອນເຄມີ, ລວມທັງແນວຄວາມຄິດທີ່ສຳຄັນອື່ນໆເຊັ່ນ: ຟັງຊັນສະຖານະ, ບ່ອນທີ່ປະລິມານບໍ່ໄດ້ຂຶ້ນກັບວ່າລະບົບບັນລຸສະຖານະນັ້ນໄດ້ແນວໃດ ແຕ່ພຽງແຕ່ຢູ່ໃນສະຖານະເບື້ອງຕົ້ນ ແລະ ສຸດທ້າຍເທົ່ານັ້ນ.

ຕົວຢ່າງຕົວເລກຂອງການໃຊ້ກົດໝາຍຂອງເຮສ

ຕົວຢ່າງທີ່ແນ່ນອນຂອງການນຳໃຊ້ກົດໝາຍຂອງເຮສ, ພວກເຮົາຈະຄິດໄລ່ການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີຈາກການເຜົາໄໝ້ຂອງມີເທນໄປເປັນຄາບອນໄດອອກໄຊ ແລະ ນ້ຳ:

\[ CH_4(g) + 2 \, O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2 \, H_2O(g) \]

ຂັ້ນຕອນຕ່າງໆມີດັ່ງນີ້:
1. ການເຜົາໄໝ້ຂອງມີເທນເປັນຄາບອນໄດອອກໄຊ ແລະ ນ້ຳ:
\[ CH_4(g) + 2 \, O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2 \, H_2O(g) \quad (\Delta H_{ປະຕິກິລິຍາ?}) \]
2. ພວກເຮົາຮູ້ວ່າ:
\[ CH_4(g) + 2 \, O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2 \, H_2O(l) \quad (\Delta H = -890.3 \; \text{kJ/mol}) \]
ຈາກນັ້ນ:
\[ H_2O(l) \rightarrow H_2O(g) \quad (\Delta H_{vap} = +44.0 \; \text{kJ/mol}) \]

ການໃຊ້ກົດໝາຍຂອງເຮສ:
\[ \Delta H = -890.3 \; \text{kJ/mol} + 2 \cdot 44.0 \; \text{kJ/mol} = -802.3 \; \text{kJ/mol} \]

ດັ່ງນັ້ນ, ການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີສຳລັບການເຜົາໄໝ້ຂອງມີເທນໄປເປັນຄາບອນໄດອອກໄຊ ແລະ ນ້ຳພາຍໃຕ້ເງື່ອນໄຂປະຕິກິລິຍາທີ່ແຕກຕ່າງກັນສາມາດຄິດໄລ່ໄດ້ງ່າຍໂດຍໃຊ້ກົດໝາຍຂອງເຮສ.

ສະຫຼຸບ

ກົດເກນຂອງເຮສ (Hess) ໃຫ້ຄວາມເຂົ້າໃຈຢ່າງເລິກເຊິ່ງກ່ຽວກັບການອະນຸລັກພະລັງງານໃນປະຕິກິລິຍາເຄມີ ແລະ ຊ່ວຍໃຫ້ນັກວິທະຍາສາດເຄມີ ແລະ ຜູ້ປະຕິບັດເຂົ້າໃຈ ແລະ ຄາດຄະເນພຶດຕິກຳທາງຄວາມຮ້ອນເຄມີຂອງປະຕິກິລິຍາຕ່າງໆ. ດ້ວຍການຊ່ວຍເຫຼືອຂອງຫຼັກການຂອງກົດເກນຂອງເຮສ, ການຫັນປ່ຽນພະລັງງານທີ່ເກີດຂຶ້ນໃນລະດັບຈຸລະທັດສາມາດຄິດໄລ່ ແລະ ວິເຄາະໄດ້ດ້ວຍຄວາມແມ່ນຍຳສູງ, ເຊິ່ງເຮັດໃຫ້ການພັດທະນາຕື່ມອີກໃນສາຂາຕ່າງໆຂອງເຄມີສາດ, ຟີຊິກສາດ, ແລະ ເຕັກໂນໂລຊີວັດສະດຸ.

ດ້ວຍຄວາມເຂົ້າໃຈທີ່ດີກ່ຽວກັບກົດໝາຍຂອງເຮສ, ບໍ່ພຽງແຕ່ນັກເຄມີເທົ່ານັ້ນ, ແຕ່ນັກຄົ້ນຄວ້າຈາກສາຂາວິຊາຕ່າງໆຍັງສາມາດຄົ້ນຫາ ແລະ ຈັດການປະຕິກິລິຍາເຄມີສຳລັບການນຳໃຊ້ຕົວຈິງທີ່ຫຼາກຫຼາຍ, ຕັ້ງແຕ່ການສັງເຄາະທາງເຄມີຈົນເຖິງນະວັດຕະກຳໃນເຕັກໂນໂລຊີພະລັງງານ.
“ `

ບົດຄວາມນີ້ສະຫຼຸບຄຳນິຍາມ, ຫຼັກການພື້ນຖານ, ການນຳໃຊ້ຕົວຈິງ, ປະຫວັດສາດ, ແລະຕົວຢ່າງທີ່ແນ່ນອນຂອງກົດໝາຍຂອງເຮສໃນວິຊາຄວາມຮ້ອນເຄມີ. ພວກເຮົາຫວັງວ່າສິ່ງນີ້ຈະຊ່ວຍໃຫ້ທ່ານເຂົ້າໃຈ ແລະ ນຳໃຊ້ແນວຄວາມຄິດທີ່ສຳຄັນນີ້ໃນເຄມີສາດ.