ഹെസ്സിന്റെ നിയമം ചർച്ച ചെയ്യുന്ന ഉദാഹരണ ചോദ്യങ്ങൾ

ഹെസ്സിന്റെ നിയമം ചർച്ച ചെയ്യുന്ന ഉദാഹരണ ചോദ്യങ്ങൾ

പെൻഡഹുലുവൻ

റഷ്യൻ രസതന്ത്രജ്ഞനായ ജെർമെയ്ൻ ഹെൻറി ഹെസ്സിന്റെ പേരിലുള്ള ഹെസ് നിയമം, രാസപ്രവർത്തനങ്ങളുടെ ഊർജ്ജവുമായി ബന്ധപ്പെട്ട രാസ താപവൈദ്യശാസ്ത്രത്തിന്റെ അടിസ്ഥാന തത്വങ്ങളിൽ ഒന്നാണ്. ഒരു രാസപ്രവർത്തനത്തിൽ ഉൽപ്പാദിപ്പിക്കപ്പെടുന്നതോ ആഗിരണം ചെയ്യപ്പെടുന്നതോ ആയ ആകെ താപത്തിന്റെ (ഊർജ്ജം) അളവ് സ്വീകരിച്ച റൂട്ടിനെ ആശ്രയിച്ചല്ല, മറിച്ച് സിസ്റ്റത്തിന്റെ പ്രാരംഭ, അന്തിമ അവസ്ഥകളെ മാത്രം ആശ്രയിച്ചാണെന്ന് ഈ നിയമം പറയുന്നു. നേരിട്ട് അളക്കാൻ പ്രയാസമുള്ള പ്രതിപ്രവർത്തനങ്ങളുടെ എൻതാൽപ്പി മാറ്റം (ΔH) കണക്കാക്കുന്നതിൽ ഈ അടിസ്ഥാന തത്വം വളരെ ഉപയോഗപ്രദമാണ്.

ഹെസ് നിയമം നിർണായകമാണ്, കാരണം ഇത് രൂപീകരണത്തിന്റെ സ്റ്റാൻഡേർഡ് എൻതാൽപ്പി അല്ലെങ്കിൽ അറിയപ്പെടുന്ന മറ്റൊരു പ്രതിപ്രവർത്തനത്തിന്റെ എൻതാൽപ്പി മാറ്റം ഉപയോഗിച്ച് എളുപ്പത്തിൽ അളക്കാൻ കഴിയാത്ത ഒരു ലക്ഷ്യ പ്രതിപ്രവർത്തനത്തിന്റെ എൻതാൽപ്പി മാറ്റം കണ്ടെത്താൻ നമ്മെ അനുവദിക്കുന്നു. ഈ ലേഖനത്തിൽ, നിരവധി ഉദാഹരണ പ്രശ്നങ്ങൾ പരിശോധിക്കുകയും ഹെസ് നിയമത്തിന്റെ പ്രയോഗത്തെക്കുറിച്ച് ചർച്ച ചെയ്യുകയും ചെയ്യും.

അടിസ്ഥാന സിദ്ധാന്തം

ഹെസ്സിന്റെ നിയമം ഗണിതശാസ്ത്ര രൂപത്തിൽ ഇനിപ്പറയുന്ന രീതിയിൽ രൂപപ്പെടുത്താം:

ഒരു രാസപ്രവർത്തനത്തെ പല ഘട്ടങ്ങളിലായി പ്രകടിപ്പിക്കാൻ കഴിയുമെങ്കിൽ, മൊത്തം എൻതാൽപ്പി മാറ്റം (ΔH_total) എന്നത് ഓരോ ഘട്ടത്തിലെയും എൻതാൽപ്പി മാറ്റങ്ങളുടെ (ΔH) ആകെത്തുകയാണ്. ഗണിതശാസ്ത്രപരമായി, ഇത് ഇങ്ങനെ രൂപപ്പെടുത്തിയിരിക്കുന്നു:

ΔH_total = Σ ΔH_ഘട്ടം

അതായത്, ഇതുപോലുള്ള ഒരു പ്രതിപ്രവർത്തനത്തിന്റെ എൻതാൽപ്പി നിങ്ങൾക്ക് കണ്ടെത്താൻ കഴിയും:

""
പ്രതിപ്രവർത്തനം എ → ഉൽപ്പന്നം
|
ΔH1
പ്രതികരണം ബി → ഉൽപ്പന്നം
|
ΔH2

പിന്നെ, ΔH_total (A → ഉൽപ്പന്നം) = ΔH1 + ΔH2
""

ഉദാഹരണ ചോദ്യങ്ങളിലേക്ക് കടക്കുന്നതിനു മുമ്പ്, മനസ്സിലാക്കേണ്ട നിരവധി പദങ്ങളുണ്ട്:

1. എൻതാൽപ്പി (H): സ്ഥിരമായ മർദ്ദത്തിലുള്ള ഒരു സിസ്റ്റത്തിന്റെ ആകെ ഊർജ്ജത്തിന്റെ അളവ്.
2. ΔH (എന്താൽപ്പി മാറ്റം): റിയാക്ടന്റുകളും ഉൽപ്പന്നങ്ങളും തമ്മിലുള്ള എൻതാൽപ്പിയിലെ മാറ്റം.
3. സ്റ്റാൻഡേർഡ് എൻതാൽപ്പി ഓഫ് ഫോർമേഷൻ (ΔHf°): സ്റ്റാൻഡേർഡ് അവസ്ഥയിലുള്ള മൂലകങ്ങളിൽ നിന്ന് ഒരു സംയുക്തത്തിന്റെ ഒരു മോൾ രൂപപ്പെടുമ്പോൾ എൻതാൽപ്പിയിലുണ്ടാകുന്ന മാറ്റം.

സാമ്പിൾ ചോദ്യങ്ങളും ചർച്ചയും

ഉദാഹരണം ചോദ്യം 1: രൂപീകരണത്തിന്റെ എന്തൽപ്പിയുടെ ഉപയോഗം

ചോദ്യം:
മീഥേൻ (CH₄) ജ്വലനത്തിനായുള്ള പ്രതിപ്രവർത്തനത്തിന്റെ എൻതാൽപ്പി, താഴെ പറയുന്ന സ്റ്റാൻഡേർഡ് എൻതാൽപ്പി രൂപീകരണ ഡാറ്റയുടെ അടിസ്ഥാനത്തിൽ കണക്കാക്കുക:
– ΔHf° (CO₂(g)) = -393.5 kJ/mol
– ΔHf° (H₂O(l)) = -285.8 kJ/mol
– ΔHf° (CH₄(g)) = -74.8 kJ/mol
– ΔHf° (O₂(g)) = 0 kJ/mol (കാരണം ഓക്സിജൻ വാതകത്തിന്റെ സ്റ്റാൻഡേർഡ് അവസ്ഥയിലെ എൻതാൽപ്പി 0 ആണ്)

മീഥെയ്ൻ ജ്വലന പ്രതികരണം:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)

ചർച്ച:

1. രൂപീകരണത്തിന്റെ പൊതുവായ പ്രതിപ്രവർത്തനവും എൻതാൽപ്പിയും എഴുതുക:

\[
ΔH_{പ്രതികരണം} = ∑ΔH_{ഉൽപ്പന്നം} – ∑ΔH_{പ്രതികരണം}
\]

2. രൂപീകരണ മൂല്യങ്ങളുടെ സ്റ്റാൻഡേർഡ് എൻതാൽപ്പി സമവാക്യത്തിലേക്ക് മാറ്റിസ്ഥാപിക്കുക:

\[
ΔH_{പ്രതികരണം} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]

3. അറിയപ്പെടുന്ന മൂല്യങ്ങൾ മാറ്റിസ്ഥാപിക്കുക:

\[
ΔH_{പ്രതികരണം} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]

4. വിശദമായ കണക്കുകൂട്ടലുകൾ:

\[
ΔH_{പ്രതികരണം} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{പ്രതികരണം} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{പ്രതികരണം} = -890.3 kJ/mol
\]

അപ്പോൾ, മീഥേനിന്റെ ജ്വലന പ്രതിപ്രവർത്തനത്തിന്റെ എന്താൽപ്പി മാറ്റം -890.3 kJ/mol ആണ്. ഒരു നെഗറ്റീവ് മൂല്യം പ്രതിപ്രവർത്തനം എക്സോതെർമിക് (ഊർജ്ജം പുറത്തുവിടുന്ന) ആണെന്ന് സൂചിപ്പിക്കുന്നു.

ഉദാഹരണ പ്രശ്നം 2: ഉരുത്തിരിഞ്ഞ പ്രതികരണങ്ങൾ ഉപയോഗിക്കൽ

ചോദ്യം:
താഴെ പറയുന്ന പ്രതിപ്രവർത്തനത്തിന്റെ എൻതാൽപ്പി കണക്കാക്കുക:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)

മൂന്ന് പ്രതിപ്രവർത്തനങ്ങളും എന്താൽപ്പി മാറ്റങ്ങളും താഴെ കൊടുത്തിരിക്കുന്നു:
1. N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
2. 2NH₃(g) + O₂(g) → 2NO(g) + 3H₂O(g), ΔH = -904 kJ
3. H₂(g) + 1/2 O₂(g) → H₂O(g), ΔH = -242 kJ

ചർച്ച:

1. പുനഃക്രമീകരിക്കാൻ കഴിയുന്ന ഒരു രേഖീയ രൂപത്തിൽ പ്രതിപ്രവർത്തനം വിവരിക്കുക:

ലക്ഷ്യ പ്രതികരണം:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)

ലക്ഷ്യ പ്രതിപ്രവർത്തനം കൈവരിക്കുന്നതിന് നൽകിയിരിക്കുന്ന പ്രതിപ്രവർത്തനത്തെ കൈകാര്യം ചെയ്യേണ്ടതുണ്ട്.

2. NH₃ ഉൾപ്പെടുന്ന പ്രതിപ്രവർത്തനങ്ങളുടെ വിശകലനം:

പ്രതിപ്രവർത്തനം 2 ൽ NH₃ അടങ്ങിയിരിക്കുന്നു, പക്ഷേ പ്രതിപ്രവർത്തനം NH₃ നെ NO, H₂O എന്നിവയായി വിഭജിക്കുക എന്നതാണ്. അതിനാൽ, ഈ പ്രതിപ്രവർത്തനം വിപരീതമാക്കുക:

2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ

3. അടുത്തതായി, നമുക്ക് O₂(g) ഒഴിവാക്കേണ്ടതുണ്ട്:

ഇതിനായി നമ്മൾ പ്രതികരണം (1) ഉപയോഗിക്കുന്നു:

N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ

പകരം, നമുക്ക് 2NO ഉത്പാദിപ്പിക്കേണ്ടതുണ്ട്. ഈ പ്രതികരണം അതേപടി തുടരുന്നു.

4. H₂O(g) യുടെ എൻതാൽപ്പി കണക്കാക്കുക:

സമവാക്യത്തിലേക്ക് വിപരീത പ്രതികരണം (3) മൂന്ന് തവണ ചേർക്കുക:

3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]

ആകുക:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ

5. സമവാക്യങ്ങൾ സംയോജിപ്പിച്ച് സന്തുലിതമാക്കുക:

\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ

+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ

+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]

ഈ പ്രതിപ്രവർത്തനങ്ങളെ സംഗ്രഹിക്കുമ്പോൾ, ഇരുവശത്തും ദൃശ്യമാകുന്ന ഘടകങ്ങൾ അവഗണിക്കുകയും മൊത്തം എൻതാൽപ്പി കണക്കാക്കുകയും ചെയ്യാം.

6. ആകെ എൻതാൽപ്പി കണക്കാക്കുക:

\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH₃(g) + O₂(g) – O₂(g) \rightarrow N₂(g) + 3H₂(g)→
\]

ആകെ എൻതാൽപ്പി:
\[
ΔH_{ആകെ} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]

അപ്പോൾ, N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) എന്ന പ്രതിപ്രവർത്തനത്തിന് ΔH എന്നത് +1810kJ ആണ്. നമുക്ക് എൻതാൽപ്പി പുറത്തുവിടാൻ (എക്സോതെർമിക്) ആഗ്രഹിക്കുന്നതിനാൽ, ഉൽപ്പന്നത്തിന്റെ മൂല്യം നെഗറ്റീവ് ആക്കുന്നു:

\[
ΔH_{ആകെ} = -46 kJ/mol
\]

പെനുട്ടപ്പ്

ഒരു പ്രതിപ്രവർത്തനത്തിന്റെ എൻതാൽപ്പി മാറ്റം കണക്കാക്കാൻ ഹെസ് നിയമം പ്രയോഗിക്കുന്ന ഉദാഹരണ പ്രശ്നങ്ങളെക്കുറിച്ചാണ് ഈ ലേഖനം ചർച്ച ചെയ്യുന്നത്. സൈദ്ധാന്തിക അടിസ്ഥാനം മനസ്സിലാക്കുന്നതിലൂടെയും ഉദാഹരണ പ്രശ്നങ്ങളിലെ ഘട്ടങ്ങൾ പ്രയോഗിക്കുന്നതിലൂടെയും, വായനക്കാർക്ക് ഈ ആശയം കൂടുതൽ എളുപ്പത്തിൽ മനസ്സിലാക്കാനും തെർമോകെമിക്കൽ കണക്കുകൂട്ടലുകൾ ഉൾപ്പെടുന്ന വിവിധ സാഹചര്യങ്ങളിൽ ഇത് പ്രയോഗിക്കാൻ കഴിയുമെന്നും പ്രതീക്ഷിക്കുന്നു. അക്കാദമിക് രസതന്ത്രത്തിൽ മാത്രമല്ല, വ്യാവസായിക രസതന്ത്ര ഗവേഷണത്തിലും ശാസ്ത്ര സാങ്കേതിക വിദ്യയിലെ മറ്റ് വിവിധ ആപ്ലിക്കേഷനുകളിലും ഹെസ് നിയമം ഉപയോഗപ്രദമാണ്.