ஹெஸ் விதியைப் பற்றி விவாதிக்கும் எடுத்துக்காட்டுக் கேள்விகள்
பெண்டாஹுலுவான்
ரஷ்ய வேதியியலாளர் ஜெர்மைன் ஹென்றி ஹெஸ் என்பவரின் பெயரால் அழைக்கப்படும் ஹெஸ் விதி, வேதி வினைகளின் ஆற்றல் தொடர்பான வேதியியல் வெப்ப இயக்கவியலின் அடிப்படைக் கொள்கைகளில் ஒன்றாகும். இந்த விதியின்படி, ஒரு வேதி வினையில் உற்பத்தி செய்யப்படும் அல்லது உறிஞ்சப்படும் மொத்த வெப்பத்தின் (ஆற்றலின்) அளவு, வினை நிகழும் பாதையைச் சார்ந்திருக்காது; மாறாக, அந்த அமைப்பின் ஆரம்ப மற்றும் இறுதி நிலைகளை மட்டுமே சார்ந்திருக்கும். நேரடியாக அளவிடுவதற்கு கடினமாக உள்ள வினைகளின் என்டால்பி மாற்றத்தை (ΔH) கணக்கிடுவதற்கு இந்த அடிப்படைக் கொள்கை மிகவும் பயனுள்ளதாக இருக்கிறது.
ஹெஸ்ஸின் விதி மிகவும் முக்கியமானது, ஏனெனில் எளிதில் அளவிட முடியாத ஒரு இலக்கு வினையின் வெப்ப ஆற்றல் மாற்றத்தைக் கண்டறிய, திட்ட உருவாதல் வெப்ப ஆற்றலையோ அல்லது அறியப்பட்ட மற்றொரு வினையின் வெப்ப ஆற்றல் மாற்றத்தையோ பயன்படுத்த அது நமக்கு உதவுகிறது. இந்தக் கட்டுரையில், நாம் பல எடுத்துக்காட்டுச் சிக்கல்களைப் பார்த்து, ஹெஸ்ஸின் விதியின் பயன்பாட்டைப் பற்றி விவாதிப்போம்.
அடிப்படை கோட்பாடு
ஹெஸ்ஸின் விதியை கணித வடிவில் பின்வருமாறு உருவாக்கலாம்:
ஒரு வேதி வினையைப் பல நிலைகளாக வெளிப்படுத்த முடிந்தால், மொத்த வெப்ப ஆற்றல் மாற்றம் (ΔH_total) என்பது ஒவ்வொரு நிலையிலும் ஏற்படும் வெப்ப ஆற்றல் மாற்றங்களின் (ΔH) கூட்டுத்தொகையாகும். கணிதரீதியாக, இது பின்வருமாறு சூத்திரப்படுத்தப்படுகிறது:
ΔH_total = Σ ΔH_stage
இதன் பொருள், ஒரு வினையின் என்டால்பியை நீங்கள் இவ்வாறு கண்டறியலாம்:
"`
வினை A → விளைபொருள்
|
ΔH1
வினை B → விளைபொருள்
|
ΔH2
அப்படியானால், ΔH_total (A → Product) = ΔH1 + ΔH2
"`
உதாரணக் கேள்விகளுக்குச் செல்வதற்கு முன், புரிந்துகொள்ள வேண்டிய சில சொற்கள் உள்ளன:
1. என்டால்பி (H): மாறா அழுத்தத்தில் உள்ள ஒரு அமைப்பின் மொத்த ஆற்றலின் அளவீடு.
2. ΔH (என்டால்பி மாற்றம்): வினைபடுபொருள்களுக்கும் விளைபொருள்களுக்கும் இடையேயான என்டால்பி மாற்றம்.
3. திட்ட உருவாதல் வெப்பம் (ΔHf°): ஒரு சேர்மத்தின் ஒரு மோல், அதன் தனிமங்களிலிருந்து திட்ட நிலைகளில் உருவாகும்போது ஏற்படும் வெப்ப மாற்றம்.
மாதிரி கேள்விகள் மற்றும் கலந்துரையாடல்
எடுத்துக்காட்டுக் கேள்வி 1: உருவாதல் வெப்ப ஆற்றலைப் பயன்படுத்துதல்
கேள்வி:
பின்வரும் திட்ட உருவாதல் வெப்பமாற்றத் தரவுகளின் அடிப்படையில், மீத்தேன் (CH₄) எரிதலுக்கான வினை வெப்பத்தைக் கணக்கிடுங்கள்:
– 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 (ஏனெனில் ஆக்சிஜன் வாயு அதன் திட்ட நிலையில் உருவாதல் வெப்பம் 0 ஆகும்)
மீத்தேன் எரிதல் வினை:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
கலந்துரையாடல்:
1. பொதுவான வினையையும் உருவாதல் வெப்பத்தையும் எழுதுக:
\[
ΔH_{வினை} = ∑ΔH_{வினைப்பொருள்} – ∑ΔH_{வினைபடுபொருள்}
\]
2. திட்ட உருவாதல் வெப்ப ஆற்றல் மதிப்புகளைச் சமன்பாட்டில் பிரதியிடவும்:
\[
ΔH_{reaction} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. தெரிந்த மதிப்புகளைப் பிரதியிடவும்:
\[
ΔH_{reaction} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. விரிவான கணக்கீடுகள்:
\[
ΔH_{reaction} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reaction} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reaction} = -890.3 kJ/mol
\]
எனவே, மீத்தேனின் எரிதல் வினைக்கான என்தால்பி மாற்றம் -890.3 kJ/mol ஆகும். ஒரு எதிர்மறை மதிப்பு, அந்த வினை வெப்ப உமிழ் வினை (ஆற்றலை வெளியிடுகிறது) என்பதைக் குறிக்கிறது.
எடுத்துக்காட்டு கணக்கு 2: வழித்தோன்றல் வினைகளைப் பயன்படுத்துதல்
கேள்வி:
பின்வரும் வினைக்கான வினை வெப்பத்தைக் கணக்கிடுங்கள்:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
மூன்று வினைகளும் அவற்றின் என்டால்பி மாற்றங்களும் பின்வருமாறு கொடுக்கப்பட்டுள்ளன:
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
கலந்துரையாடல்:
1. வினையை, மாற்றி அமைக்கக்கூடிய ஒரு நேரியல் வடிவத்தில் விவரிக்கவும்:
இலக்கு எதிர்வினை:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
இலக்கு வினையை அடையும் வகையில், கொடுக்கப்பட்ட வினையை நாம் மாற்றியமைக்க வேண்டும்.
2. NH₃ சம்பந்தப்பட்ட வினைகளின் பகுப்பாய்வு:
வினை 2-ல் NH₃ உள்ளது, ஆனால் அந்த வினையானது NH₃-ஐ NO மற்றும் H₂O ஆகச் சிதைக்கிறது. எனவே, இந்த வினையைத் தலைகீழாக்கவும்:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. அடுத்து, நாம் O₂(g)-ஐ அகற்ற வேண்டும்:
இதற்கு, நாம் எதிர்வினை (1) ஐப் பயன்படுத்துகிறோம்:
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
மாறாக, 2NO உருவாக்கப்பட வேண்டும். இந்த வினை அப்படியே இருக்கும்.
4. H₂O(g)-க்கான என்டால்பியைக் கணக்கிடுக:
தலைகீழ் எதிர்வினையை (3) மூன்று முறை சமன்பாட்டில் சேர்க்கவும்:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
ஆகுங்கள்:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. சமன்பாடுகளை ஒன்றிணைத்து சமன்படுத்தவும்:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
இந்த வினைகளைக் கூட்டும்போது, இருபுறமும் தோன்றும் கூறுகளைப் புறக்கணித்து, மொத்த என்டால்பியைக் கணக்கிடலாம்.
6. மொத்த என்டால்பியைக் கணக்கிடுக:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH₃(g) + O₂(g) – O₂(g) \rightarrow N₂(g) + 3H₂(g)→
\]
மொத்த என்டால்பி:
\[
ΔH_{total} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
எனவே, N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) என்ற வினைக்கான ΔH மதிப்பு +1810kJ ஆகும். நாம் வெளியிடப்பட்ட என்தால்பியைப் (வெப்ப உமிழ்வினை) பெற விரும்புவதால், விளைபொருளின் மதிப்பை எதிர்மறையாக ஆக்குகிறோம்:
\[
ΔH_{total} = -46 kJ/mol
\]
மூடுகிறது
ஒரு வினையின் வெப்ப ஆற்றல் மாற்றத்தைக் கணக்கிடுவதற்கு ஹெஸ் விதியைப் பயன்படுத்தும் எடுத்துக்காட்டுக் கணக்குகளை இந்தக் கட்டுரை விவாதிக்கிறது. கோட்பாட்டு அடிப்படையைப் புரிந்துகொண்டு, எடுத்துக்காட்டுக் கணக்குகளில் உள்ள படிகளைப் பின்பற்றுவதன் மூலம், வாசகர்கள் இந்தக் கருத்தை எளிதாகப் புரிந்துகொண்டு, வெப்பவேதியியல் கணக்கீடுகள் சம்பந்தப்பட்ட பல்வேறு சூழ்நிலைகளில் அதைப் பயன்படுத்த முடியும் என்று நம்பப்படுகிறது. ஹெஸ் விதியானது கல்விசார் வேதியியலில் முக்கியமானது மட்டுமல்லாமல், தொழில்துறை வேதியியல் ஆராய்ச்சி மற்றும் அறிவியல், தொழில்நுட்பத்தில் உள்ள பல்வேறு பயன்பாடுகளிலும் பயனுள்ளதாக இருக்கிறது.
