හෙස්ගේ නීතිය සාකච්ඡා කරන උදාහරණ ප්රශ්න
පෙන්ඩහුලුවන්
රුසියානු රසායන විද්යාඥ ජර්මේන් හෙන්රි හෙස්ගේ නමින් නම් කරන ලද හෙස් නියමය, රසායනික ප්රතික්රියා වල ශක්තියට අදාළ රසායනික තාප ගති විද්යාවේ මූලික මූලධර්මවලින් එකකි. මෙම නියමය පවසන්නේ රසායනික ප්රතික්රියාවකදී නිපදවන ලද හෝ අවශෝෂණය කරන ලද මුළු තාප (ශක්තිය) ප්රමාණය රඳා පවතින්නේ ගන්නා ලද මාර්ගය මත නොව පද්ධතියේ ආරම්භක සහ අවසාන තත්වයන් මත පමණක් බවයි. සෘජුවම මැනීමට අපහසු ප්රතික්රියා වල එන්තැල්පි වෙනස (ΔH) ගණනය කිරීමේදී මෙම මූලික මූලධර්මය ඉතා ප්රයෝජනවත් වේ.
හෙස්ගේ නියමය ඉතා වැදගත් වන්නේ එය පහසුවෙන් මැනිය නොහැකි ඉලක්කගත ප්රතික්රියාවක එන්තැල්පි වෙනස සොයා ගැනීමට සම්මත සෑදීමේ එන්තැල්පිය හෝ වෙනත් දන්නා ප්රතික්රියාවක එන්තැල්පි වෙනස භාවිතා කිරීමට ඉඩ සලසන බැවිනි. මෙම ලිපියෙන් අපි උදාහරණ ගැටළු කිහිපයක් දෙස බලා හෙස්ගේ නියමයේ යෙදීම සාකච්ඡා කරමු.
මූලික න්යාය
හෙස්ගේ නියමය පහත පරිදි ගණිතමය ආකාරයෙන් සකස් කළ හැක:
රසායනික ප්රතික්රියාවක් අදියර කිහිපයකින් ප්රකාශ කළ හැකි නම්, මුළු එන්තැල්පි වෙනස (ΔH_total) යනු එක් එක් අදියරෙහි එන්තැල්පි වෙනස්කම්වල (ΔH) එකතුවයි. ගණිතමය වශයෙන්, එය පහත පරිදි සූත්රගත කර ඇත:
ΔH_total = Σ ΔH_අදියර
මෙයින් අදහස් කරන්නේ ඔබට මෙවැනි ප්රතික්රියාවක එන්තැල්පිය සොයාගත හැකි බවයි:
""
ප්රතික්රියාව A → නිෂ්පාදනය
|
ΔH1 යනු
ප්රතික්රියාව B → නිෂ්පාදනය
|
ΔH2 යනු
එවිට, ΔH_ එකතුව (A → ගුණිතය) = ΔH1 + ΔH2
""
උදාහරණ ප්රශ්න වලට යාමට පෙර, තේරුම් ගත යුතු පද කිහිපයක් තිබේ:
1. එන්තැල්පිය (H): නියත පීඩනයක් යටතේ පවතින පද්ධතියක මුළු ශක්තියේ මිනුමක්.
2. ΔH (එන්තැල්පි විපර්යාසය): ප්රතික්රියක සහ නිෂ්පාදන අතර එන්තැල්පියේ වෙනස.
3. සම්මත එන්තැල්පිය සෑදීම (ΔHf°): සම්මත අවස්ථා වල ඇති මූලද්රව්ය වලින් සංයෝගයක මවුලයක් සෑදෙන විට එන්තැල්පිය වෙනස් වීම.
නියැදි ප්රශ්න සහ සාකච්ඡා
උදාහරණ ප්රශ්නය 1: සැකැස්මේ එන්තැල්පිය භාවිතය
ප්රශ්නය:
පහත සම්මත එන්තැල්පි සෑදීමේ දත්ත මත පදනම්ව මීතේන් (CH₄) දහනය සඳහා ප්රතික්රියා එන්තැල්පිය ගණනය කරන්න:
– 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 (ඔක්සිජන් වායුව එහි සම්මත අවස්ථාවේ දී 0 වන එන්තැල්පිය සෑදීම නිසා)
මීතේන් දහන ප්රතික්රියාව:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
සාකච්ඡාව:
1. සෑදීමේ සාමාන්ය ප්රතික්රියාව සහ එන්තැල්පිය ලියන්න:
\[
ΔH_{ප්රතික්රියාව} = ∑ΔH_{නිෂ්පාදනය} – ∑ΔH_{ප්රතික්රියාකාරකය}
\]
2. සෑදීමේ අගයන්හි සම්මත එන්තැල්පිය සමීකරණයට ආදේශ කරන්න:
\[
ΔH_{ප්රතික්රියාව} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. දන්නා අගයන් ආදේශ කරන්න:
\[
ΔH_{ප්රතික්රියාව} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. සවිස්තරාත්මක ගණනය කිරීම්:
\[
ΔH_{ප්රතික්රියාව} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{ප්රතික්රියාව} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{ප්රතික්රියාව} = -890.3 kJ/මෝල්
\]
ඉතින්, මීතේන් දහන ප්රතික්රියාව සඳහා එන්තැල්පි වෙනස -890.3 kJ/mol වේ. සෘණ අගයක් පෙන්නුම් කරන්නේ ප්රතික්රියාව තාපදායක (ශක්තිය මුදා හැරීම) බවයි.
උදාහරණ ගැටලුව 2: ව්යුත්පන්න ප්රතික්රියා භාවිතා කිරීම
ප්රශ්නය:
පහත ප්රතික්රියාව සඳහා එන්තැල්පිය ගණනය කරන්න:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
ප්රතික්රියා තුනක් සහ එන්තැල්පි වෙනස්කම් පහත පරිදි ලබා දී ඇත:
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
සාකච්ඡාව:
1. ප්රතිසංවිධානය කළ හැකි රේඛීය ආකාරයකින් ප්රතික්රියාව විස්තර කරන්න:
ඉලක්ක ප්රතික්රියාව:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
ඉලක්කගත ප්රතික්රියාව සපුරාලීම සඳහා අපි දී ඇති ප්රතික්රියාව හැසිරවිය යුතුය.
2. NH₃ ඇතුළත් ප්රතික්රියා විශ්ලේෂණය:
ප්රතික්රියාව 2 හි NH₃ අඩංගු වේ, නමුත් ප්රතික්රියාව NH₃ NO සහ H₂O බවට බිඳ දැමීමයි. එබැවින්, මෙම ප්රතික්රියාව ප්රතිලෝම කරන්න:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. ඊළඟට, අපි O₂(g) ඉවත් කළ යුතුයි:
මේ සඳහා අපි ප්රතික්රියාව (1) භාවිතා කරමු:
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
ඒ වෙනුවට, අපට 2NO ජනනය වීමට අවශ්ය වේ. මෙම ප්රතික්රියාව එලෙසම පවතී.
4. H₂O(g) සඳහා එන්තැල්පිය ගණනය කරන්න:
සමීකරණයට ප්රතිලෝම ප්රතික්රියාව (3) තුන් වරක් එකතු කරන්න:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
බවට පත් වන්න:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. සමීකරණ ඒකාබද්ධ කර තුලනය කරන්න:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
මෙම ප්රතික්රියා සාරාංශ කිරීමේදී, අපට දෙපසම දිස්වන සංරචක නොසලකා හැර මුළු එන්තැල්පිය ගණනය කළ හැකිය.
6. මුළු එන්තැල්පිය ගණනය කරන්න:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH₃(g) + O₂(g) – O₂(g) \rightarrow N₂(g) + 3H₂(g)→
\]
මුළු එන්තැල්පිය:
\[
ΔH_{එකතුව} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
එබැවින්, N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) ප්රතික්රියාව සඳහා ΔH යනු +1810kJ වේ. අපට එන්තැල්පිය මුදා හැරීමට (තාපයෙන් බැහැර) අවශ්ය බැවින්, අපි නිෂ්පාදනයේ අගය සෘණ කරමු:
\[
ΔH_{එකතුව} = -46 kJ/මෝල්
\]
වසා දැමීම
ප්රතික්රියාවක එන්තැල්පි වෙනස ගණනය කිරීම සඳහා හෙස් නියමය අදාළ කර ගන්නා උදාහරණ ගැටළු මෙම ලිපියෙන් සාකච්ඡා කෙරේ. න්යායික පදනම තේරුම් ගැනීමෙන් සහ උදාහරණ ගැටළු වල පියවර යෙදීමෙන්, පාඨකයින්ට මෙම සංකල්පය වඩාත් පහසුවෙන් ග්රහණය කර ගැනීමට සහ තාප රසායනික ගණනය කිරීම් සම්බන්ධ විවිධ අවස්ථාවන්ට එය යෙදිය හැකි වනු ඇතැයි අපේක්ෂා කෙරේ. හෙස් නියමය ශාස්ත්රීය රසායන විද්යාවේ පමණක් නොව කාර්මික රසායන විද්යා පර්යේෂණ සහ විද්යාව හා තාක්ෂණයේ විවිධ යෙදුම් සඳහා ද ප්රයෝජනවත් වේ.
