"`тэмдэглэгээ
Хессийн хууль: Химийн урвал дахь энерги хадгалагдах хуулийн ач холбогдол
Пенгантар
Хими бол зөвхөн туршилтын хоолой дахь өнгөний өөрчлөлт, хэлбэр, гайхалтай урвалын тухай биш юм. Химийн урвал бүрийн цаана бодис ба энергийн зан төлөвийг зохицуулдаг үндсэн зарчмууд байдаг. Эдгээр үндсэн зарчмуудын нэг бол химийн урвалын үед энерги хэрхэн оролцдог, шилждэгийг ойлгоход чухал үүрэг гүйцэтгэдэг Хессийн хууль юм.
Хессийн хуулийн тодорхойлолт
Оросын химич Жермен Анри Хессийн нэрээр нэрлэгдсэн Хессийн хууль нь термохимийн гол тулгууруудын нэг юм. Энэ хуульд химийн урвалын үед явагдах нийт энтальпийн өөрчлөлт нь зам эсвэл алхамаас үл хамааран ижил байдаг гэж заасан байдаг. Өөрөөр хэлбэл, анхны урвал болон эцсийн бүтээгдэхүүнүүд ижил хэвээр байвал шаардагдах буюу ялгарсан нийт энергийн хэмжээ тогтмол хэвээр байна.
Математикийн хувьд Хессийн хуулийг дараах байдлаар тайлбарлаж болно.
\[ \Дельта H_{нийт} = \Дельта H_1 + \Дельта H_2 + \Дельта H_3 + \ldots + \Дельта H_n \]
энд \(\Дельта H\) нь урвалын үе шат бүрийн энтальпийн өөрчлөлт юм.
Хессийн хуулийн үндсэн зарчмууд
Хессийн хууль нь үнэндээ энерги хадгалагдах хуулийг химийн салбарт хэрэглэх явдал юм. Эрчим хүч хадгалагдах хуулийн дагуу энергийг бий болгох эсвэл устгах боломжгүй - энэ нь зөвхөн нэг хэлбэрээс нөгөө хэлбэрт шилжиж болно. Химийн урвалын хүрээнд энэ энергийг ихэвчлэн энтальпи (H) хэлбэрээр илэрхийлдэг бөгөөд энэ нь системд хадгалагдсан нийт энергийг хэмждэг.
Хэрэв химийн урвалыг шууд урвалаас ялгаатай хэд хэдэн жижиг үе шат болгон дахин зохион байгуулж чадвал бид эдгээр жижиг үе шат бүрийн энтальпийн өөрчлөлтийг нэгтгэн нийт энтальпийн өөрчлөлтийг гаргаж авч болно. Энэ нь бид нарийн төвөгтэй урвалын нийт энтальпийг түүнийг бүрдүүлдэг энгийн урвалуудын энтальпийг хасаж тооцоолж болно гэсэн үг юм.
Хессийн хуулийн хэрэглээ
Хессийн хууль нь химийн янз бүрийн салбарт олон практик хэрэглээтэй бөгөөд үүнд дараахь зүйлс орно.
1. Урвалын энтальпийн тооцоо
Энтальпийн өөрчлөлтийг шууд хэмжихэд хэцүү урвалтай тулгарах үед Гессийн хууль нь урвалыг илүү энгийн алхамуудад хуваах боломжийг олгодог бөгөөд энтальпийн өөрчлөлтийг термохимийн өгөгдлөөс илүү хялбар хэмжих эсвэл мэдэх боломжтой.
Жишээ: Бид урвалын энтальпийн өөрчлөлтийг (\(\Дельта H\)) тодорхойлохыг хүсэж байна гэж бодъё:
\[ C(s) + 1/2 \, O_2(g) \rightarrow CO(g) \]
Бид энэ хариу үйлдлийг дараах байдлаар хувааж болно:
\[ C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \quad (\Delta H = -393.5 \; \text{kJ/mol}) \]
\[ CO_2(g) \rightarrow CO(g) + 1/2 \, O_2(g) \quad (\Delta H = +283.0 \; \text{kJ/mol}) \]
Хессийн хуулийг ашиглан нийт энтальпийн өөрчлөлтийг дараах байдлаар илэрхийлнэ.
\[ \Delta H = -393.5 \; \text{кЖ/моль} + 283.0 \; \text{кЖ/моль} = -110.5 \; \text{kJ/mol} \]
2. Бондын энергийг тодорхойлох
Хессийн хуулийг шууд хэмжих боломжгүй холбооны энергийг тодорхойлоход ихэвчлэн ашигладаг. Мэдэгдэж буй урвалын энтальпийн өгөгдөл болон янз бүрийн таамаглал эсвэл бусад тохируулгын аргуудыг ашиглан эрдэмтэд химийн холбоог таслах, үүсгэхэд оролцдог энергийг тооцоолж чадна.
3. Уусмалын термодинамикийн судалгаа
Эмийн болон аналитик химийн салбарт Хессийн хууль нь бодисын уусах (уусах) болон агрегацлах (холбогдох) үйл явцыг ойлгоход тусалдаг. Жишээлбэл, энэ нь янз бүрийн уусгагчид уусдаг эмийн энтропи (ΔS) ба энтальпи (ΔH)-ийг ялгахад тусалдаг.
Түүх ба хөгжил
Гессийн хуулийг анх 1840 онд Жермен Анри Хесс томъёолсон. Тухайн үед Хесс тогтмол даралттай химийн урвалд ялгарах эсвэл шингээх дулаан нь урвал шууд явагдах уу эсвэл хэд хэдэн үе шаттайгаар явагдахаас үл хамааран ижил болохыг ажигласан.
Түүний нээлт нь термохимийн судалгаанд цаашдын хөгжлийг бий болгох замыг нээж өгсөн бөгөөд үүнд тоо хэмжээ нь систем хэрхэн тухайн төлөвт хүрсэнээс хамаардаггүй, харин зөвхөн анхны болон эцсийн төлөвөөс хамаардаг төлөвийн функц гэх мэт бусад чухал ойлголтууд багтсан болно.
Хессийн хуулийг ашиглах тоон жишээ
Хессийн хуулийн хэрэглээний тодорхой жишээ болгон бид метаныг нүүрстөрөгчийн давхар исэл ба ус болгон шатаахаас үүсэх энтальпийн өөрчлөлтийг тооцоолно.
\[ CH_4(g) + 2 \, O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2 \, H_2O(g) \]
Үе шатууд дараах байдалтай байна:
1. Метаныг нүүрстөрөгчийн давхар исэл ба ус болгон шатаах нь:
\[ CH_4(g) + 2 \, O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2 \, H_2O(g) \quad (\Дельта H_{урвал?}) \]
2. Бид дараах зүйлсийг мэднэ:
\[ CH_4(g) + 2 \, O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2 \, H_2O(l) \quad (\Delta H = -890.3 \; \text{kJ/mol}) \]
Дараа нь:
\[ H_2O(l) \rightarrow H_2O(g) \quad (\Delta H_{vap} = +44.0 \; \text{kJ/mol}) \]
Хессийн хуулийг ашиглан:
\[ \Дельта H = -890.3 \; \текст{кЖ/моль} + 2 \cdot 44.0 \; \текст{кЖ/моль} = -802.3 \; \текст{кЖ/моль} \]
Тиймээс өөр өөр урвалын нөхцөлд метаныг нүүрстөрөгчийн давхар исэл ба ус болгон шатаах үеийн энтальпийн өөрчлөлтийг Хессийн хуулийг ашиглан хялбархан тооцоолж болно.
Дүгнэлт
Хессийн хууль нь химийн урвал дахь энерги хадгалагдах байдлын талаар гүнзгий ойлголт өгөхөөс гадна химийн эрдэмтэд болон мэргэжилтнүүдэд янз бүрийн урвалын термохимийн зан төлөвийг ойлгож, урьдчилан таамаглахад тусалдаг. Хессийн хуулийн зарчмуудын тусламжтайгаар микроскопийн түвшинд явагдаж буй энергийн хувиргалтыг өндөр нарийвчлалтай тооцоолж, шинжлэх боломжтой бөгөөд энэ нь хими, физик, материалын технологийн янз бүрийн салбарыг цаашид хөгжүүлэх боломжийг олгодог.
Хессийн хуулийг сайн ойлгосноор зөвхөн химич нар төдийгүй янз бүрийн салбарын судлаачид химийн синтезээс эхлээд эрчим хүчний технологийн шинэчлэл хүртэл олон төрлийн практик хэрэглээнд зориулж химийн урвалыг судалж, удирдаж чадна.
""
Энэ нийтлэлд термохимийн Хессийн хуулийн тодорхойлолт, үндсэн зарчим, практик хэрэглээ, түүх болон тодорхой жишээнүүдийг нэгтгэн дүгнэж болно. Энэ нь танд химийн энэхүү чухал ойлголтыг ойлгож, хэрэгжүүлэхэд тусална гэж найдаж байна.
