"" atzīme
Hesa likums: Enerģijas saglabāšanas likuma nozīme ķīmiskajās reakcijās
Pengantar
Ķīmija nav tikai krāsu izmaiņas, formas un pārsteidzošas reakcijas mēģenēs. Katras ķīmiskās reakcijas pamatā ir pamatprincipi, kas nosaka vielas un enerģijas uzvedību. Viens no šiem pamatprincipiem ir Hesa likums, kam ir izšķiroša nozīme, lai izprastu, kā enerģija tiek iesaistīta un pārnesta ķīmisko reakciju laikā.
Hesa likuma definīcija
Hesa likums, kas nosaukts krievu ķīmiķa Žermēna Anrī Hesa vārdā, ir viens no termoķīmijas pamatprincipiem. Šis likums nosaka, ka kopējā entalpijas izmaiņa ķīmiskās reakcijas laikā ir vienāda neatkarīgi no reakcijas ceļa vai posmiem. Citiem vārdiem sakot, ja sākotnējā reakcija un gala produkti paliek nemainīgi, tad kopējais nepieciešamās vai atbrīvotās enerģijas daudzums paliks nemainīgs.
Matemātiski Hesa likumu var izskaidrot šādi:
\[ \Delta H_{kopā} = \Delta H_1 + \Delta H_2 + \Delta H_3 + \ldots + \Delta H_n \]
Kur \(\DeltaH\) ir entalpijas izmaiņas katrā reakcijas posmā.
Hesa likuma pamatprincipi
Hesa likums patiesībā ir enerģijas nezūdamības likuma pielietojums ķīmijā. Saskaņā ar enerģijas nezūdamības likumu enerģiju nevar radīt vai iznīcināt — tā var tikai mainīties no vienas formas uz otru. Ķīmisko reakciju kontekstā šo enerģiju parasti izsaka entalpijas (H) veidā, kas mēra kopējo sistēmā uzkrāto enerģiju.
Ja ķīmisko reakciju var pārkārtot vairākos mazākos posmos, kas atšķiras no tiešās reakcijas, tad mēs varam summēt katra no šiem mazākajiem posmiem entalpijas izmaiņas, lai iegūtu kopējo entalpijas izmaiņu. Tas nozīmē, ka mēs varam aprēķināt sarežģītas reakcijas kopējo entalpiju, atņemot vienkāršāko reakciju entalpijas, kas to veido.
Hesa likuma piemērošana
Hesa likumam ir daudz praktisku pielietojumu dažādās ķīmijas jomās, no kurām dažas ietver:
1. Reakcijas entalpijas aprēķins
Kad sastopamies ar reakciju, kurai ir grūti tieši izmērīt entalpijas izmaiņas, Hesa likums ļauj mums sadalīt reakciju vienkāršākos posmos, kuru entalpijas izmaiņas var vieglāk izmērīt vai uzzināt no pieejamajiem termoķīmiskajiem datiem.
Piemērs: Pieņemsim, ka vēlamies noteikt entalpijas izmaiņas (\(\Delta H\)) reakcijai:
\[ C(s) + 1/2 \, O_2(g) \rightbult CO(g) \]
Mēs varam sadalīt šo reakciju šādi:
\[C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \quad (\Delta H = -393.5 \; \text{kJ/mol}) \]
\[CO_2(g) \labā bultiņa CO(g) + 1/2 \, O_2(g) \quad (\Delta H = +283.0 \; \text{kJ/mol}) \]
Izmantojot Hesa likumu, kopējā entalpijas izmaiņa ir:
\[ \Delta H = -393.5 \; \text{kJ/mol} + 283.0 \; \teksts{kJ/mol} = -110.5 \; \text{kJ/mol} \]
2. Saites enerģijas noteikšana
Hesa likumu bieži izmanto arī, lai noteiktu saišu enerģijas, kuras nevar izmērīt tieši. Izmantojot entalpijas datus no zināmām reakcijām un dažādus pieņēmumus vai citas kalibrēšanas metodes, zinātnieki var novērtēt enerģijas, kas saistītas ar ķīmisko saišu pārraušanu un veidošanos.
3. Šķīduma termodinamikas izpēte
Farmaceitiskajā un analītiskajā ķīmijā Hesa likums palīdz izprast vielu šķīdināšanu (šķīšanu) un agregāciju (saistīšanos). Piemēram, tas palīdz atšķirt zāļu entropiju (ΔS) un entalpiju (ΔH), kas šķīst dažādos šķīdinātājos.
Vēsture un attīstība
Hesa likumu pirmo reizi formulēja Žermēns Anrī Hess 1840. gadā. Toreiz Hess novēroja, ka ķīmiskā reakcijā pie nemainīga spiediena izdalītā vai absorbētā siltumenerģija ir vienāda neatkarīgi no tā, vai reakcija notiek tieši vai vairākos posmos.
Viņa atklājums pavēra ceļu tālākai termoķīmijas pētījumu attīstībai, tostarp citiem svarīgiem jēdzieniem, piemēram, stāvokļa funkcijām, kur daudzums nav atkarīgs no tā, kā sistēma sasniedza šo stāvokli, bet tikai no sākotnējā un beigu stāvokļa.
Hesa likuma izmantošanas skaitlisks piemērs
Kā konkrētu Hesa likuma piemērošanas piemēru mēs aprēķināsim entalpijas izmaiņas, sadegot metānam par oglekļa dioksīdu un ūdeni:
\[CH_4(g) + 2 \, O_2(g) \rightbult CO_2(g) + 2 \, H_2O(g) \]
Posmi ir šādi:
1. Metāna sadegšana oglekļa dioksīdā un ūdenī:
\[ CH_4(g) + 2 \, O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2 \, H_2O(g) \quad (\Delta H_{reakcija?}) \]
2. Mēs zinām:
\[CH_4(g) + 2 \, O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2 \, H_2O(l) \quad (\Delta H = -890.3 \; \text{kJ/mol}) \]
Tad:
\[H_2O(l) \labā bultiņa H_2O(g) \quad (\Delta H_{vap} = +44.0 \; \text{kJ/mol}) \]
Izmantojot Hesa likumu:
\[ \Delta H = -890.3 \; \text{kJ/mol} + 2 \cdot 44.0 \; \text{kJ/mol} = -802.3 \; \text{kJ/mol} \]
Tādējādi entalpijas izmaiņas metāna sadegšanas procesā par oglekļa dioksīdu un ūdeni dažādos reakcijas apstākļos var viegli aprēķināt, izmantojot Hesa likumu.
Secinājums
Hesa likums sniedz dziļu ieskatu enerģijas nezūdamības likumā ķīmiskajās reakcijās un palīdz ķīmijas zinātniekiem un praktiķiem izprast un prognozēt dažādu reakciju termoķīmisko uzvedību. Ar Hesa likuma principu palīdzību mikroskopiskā līmenī notiekošās enerģijas pārvērtības var aprēķināt un analizēt ar augstu precizitāti, kas ļauj veikt turpmāku attīstību dažādās ķīmijas, fizikas un materiālu tehnoloģijas nozarēs.
Ar labu Hesa likuma izpratni ne tikai ķīmiķi, bet arī dažādu disciplīnu pētnieki var izpētīt un manipulēt ar ķīmiskajām reakcijām dažādiem praktiskiem pielietojumiem, sākot no ķīmiskās sintēzes līdz inovācijām enerģētikas tehnoloģijās.
“
Šajā rakstā ir apkopota Hesa likuma definīcija, pamatprincipi, praktiskie pielietojumi, vēsture un konkrēti piemēri termoķīmijā. Mēs ceram, ka tas palīdzēs jums izprast un pielietot šo svarīgo ķīmijas jēdzienu.
