हेसको नियम: अभिक्रिया जोडेर ΔH पत्ता लगाउने

अवस्था फलनले हेसको नियमलाई किन काम गराउँछ

एन्थाल्पी अवस्था फलन हो: यसको मान प्रणाली अहिले कुन अवस्थामा छ भन्नेमा मात्र निर्भर गर्छ, प्रणाली त्यहाँ कसरी पुग्यो भन्नेमा होइन। त्यसैले सुरु र अन्तिम अवस्थाबीचको परिवर्तन ΔH तिनबीचको हरेक बाटोका लागि उही हुन्छ। उचाइ पनि उस्तै हुन्छ। तपाईंले पहाड ठाडो बाटोले चढ्नुभए पनि लामो ज्याक-ज्याक बाटोले चढ्नुभए पनि तपाईंको उचाइको परिवर्तन उही हुन्छ।

हेसको नियम सिधै यसबाट निस्कन्छ। अभिक्रियालाई दुई वा बढी चरणको योगका रूपमा लेख्न सकिन्छ भने यसको ΔH ती चरणका ΔH मानको योग हुन्छ। चरणहरू वास्तवमा हुनुपर्छ भन्ने छैन; तिनीहरू एन्थाल्पी ज्ञात भएका वैध रासायनिक समीकरण मात्र हुनुपर्छ। यही स्वतन्त्रताले क्यालोरिमिटरमा सफासँग चलाउन नसकिने अभिक्रियाका लागि नियमलाई उपयोगी बनाउँछ।

ताप रासायनिक समीकरण मिलाउने तीन नियम

प्रत्येक नियम ΔH विस्तारी अवस्था फलन हो भन्ने तथ्यबाट निस्कन्छ। प्रक्रिया उल्टाउँदा प्रणाली सुरुको अवस्थामा फर्कन्छ, त्यसैले एन्थाल्पी परिवर्तन बराबर र विपरीत हुनुपर्छ। अभिक्रियाको परिमाण दोब्बर गर्दा संलग्न ऊर्जा दोब्बर हुन्छ।

केही जोड्नुअघि आफ्नो कामको माथि लक्षित समीकरण लेख्नुहोस्। त्यसपछि दिइएका समीकरणमा एकपटक मात्र देखा पर्ने प्रत्येक पदार्थ खोज्नुहोस्। त्यसको स्थिति र गुणाङ्कले त्यो समीकरण उल्टाउनुपर्छ कि पर्दैन र कुन गुणकले गुणन गर्नुपर्छ भनी बताउँछ।

• समीकरण उल्टाउनुहोस् र यसको ΔH को चिह्न बदलिन्छ।
• समीकरणलाई कुनै गुणकले गुणन गर्नुहोस् र यसको ΔH लाई उही गुणकले गुणन गर्नुहोस्। ½ जस्ता भिन्न अनुमति छन्।
• समीकरण जोड्नुहोस् र तिनका ΔH मान जोड्नुहोस्। योगको दुवै पक्षमा देखा पर्ने स्पेसिज कटिन्छन्, तर तिनका भौतिक अवस्था मिल्दा मात्र।

हल गरिएको उदाहरण: दुई समीकरण उल्टाएर जोड्ने

ग्रेफाइटलाई हीरामा रूपान्तरण गर्ने ΔH°, C(graphite) → C(diamond), पत्ता लगाउनुहोस्। सिधा रूपान्तरणलाई चरम चाप चाहिन्छ र क्यालोरिमिटरमा चलाउन सकिँदैन, तर कार्बनका दुवै रूप जल्छन्। (1) C(graphite) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH° = −393.51 kJ, र (2) C(diamond) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH° = −395.40 kJ प्रयोग गर्नुहोस्। पहिलो मान OpenStax Chemistry 2e परिशिष्ट G को हो; दोस्रो उही तालिकाबाट गणना गरिएको थियो।

ग्रेफाइट (1) र लक्ष्यमा अभिकारक हो, त्यसैले (1) राख्नुहोस्। हीरा (2) मा अभिकारक हो तर लक्ष्यमा उत्पाद हो, त्यसैले (2) उल्टाउनुहोस्: CO₂(g) → C(diamond) + O₂(g), ΔH° = +395.40 kJ। दुवै जोड्दा O₂ र CO₂ प्रत्येक पक्षमा एकपटक आउँछन् र कटिन्छन्, ठ्याक्कै लक्ष्य बाँकी रहन्छ। ΔH° = −393.51 kJ + 395.40 kJ = +1.89 kJ।

उत्तरको व्याख्या गर्नुहोस्। धनात्मक चिह्नको अर्थ हीरा ग्रेफाइटभन्दा अलि उच्च एन्थाल्पीमा छ, जुन हीरा होइन, ग्रेफाइट कार्बनको सन्दर्भ रूप हो भन्ने कुरासँग मेल खान्छ। सङ्ख्याको सानो आकारले दुईओटा ठूला, लगभग बराबर मान घटाउँदा तिनको अनिश्चितता बढ्छ भनी सम्झाउँछ।

हल गरिएको उदाहरण: तीन समीकरण र दोहोरो जाँच

दहनको तथ्याङ्कबाट हाइड्रोजनीकरण C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) को ΔH° पत्ता लगाउनुहोस्। (1) C₂H₄(g) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 2 H₂O(l), ΔH° = −1411.1 kJ; (2) H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l), ΔH° = −285.83 kJ; र (3) C₂H₆(g) + 7/2 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l), ΔH° = −1560.5 kJ प्रयोग गर्नुहोस्। यी दहनका मान परिशिष्ट G का निर्माण तथ्याङ्कबाट गणना गरिएका थिए ताकि तपाईंले तिनलाई दोहोर्‍याउन सक्नुहोस्।

C₂H₄ र H₂ लक्ष्य र समीकरण (1) तथा (2) दुवैमा अभिकारक हुन्, त्यसैले तिनलाई लेखिएबमोजिम राख्नुहोस्। C₂H₆ लक्ष्यमा उत्पाद हो तर (3) मा अभिकारक हो, त्यसैले (3) उल्टाउनुहोस् र यसको चिह्न +1560.5 kJ मा बदल्नुहोस्। अब जोड हेर्नुहोस्: अक्सिजन बायाँमा 3 + ½ = 7/2 O₂ र दायाँमा 7/2 O₂ छ; कार्बन डाइअक्साइड प्रत्येक पक्षमा 2 छ; पानी दायाँमा 2 + 1 = 3 र बायाँमा 3 छ। लक्ष्य बाहेक सबै कटिन्छ। ΔH° = −1411.1 − 285.83 + 1560.5 = −136.4 kJ, जसलाई एक दशमलव स्थानसम्म लेखिन्छ किनभने सबैभन्दा कम परिशुद्ध मानमा एउटा छ।

निर्माण एन्थाल्पीसँग दोहोरो जाँच: C₂H₆(g) को ΔH°f −84.0 kJ/mol र C₂H₄(g) को +52.4 kJ/mol हो, र H₂(g) शून्य हो, त्यसैले ΔH° = −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ। दुई फरक बाटोले उही उत्तर दिन्छन्, जुन अवस्था फलनले ठ्याक्कै ग्यारेन्टी गर्छ।

मानक निर्माण एन्थाल्पी र सन्दर्भ अवस्था

मानक निर्माण एन्थाल्पी, ΔH°f, भनेको मानक अवस्थामा प्रत्येक आफ्नो सन्दर्भ रूपमा रहेका तत्वहरूबाट एक मोल यौगिक बन्दा हुने एन्थाल्पी परिवर्तन हो। दुर्लभ अपवाद बाहेक सन्दर्भ रूप सबैभन्दा स्थिर रूप हो: फस्फोरसले सेतो P₄(s) प्रयोग गर्छ, जसलाई परिशिष्ट G ले शून्यमा सूचीबद्ध गर्छ। IUPAC ले मानक चाप 1 bar तोकेको छ; धेरै तालिकाले अझै 1 atm प्रयोग गर्छन्, र धेरैजसो एन्थाल्पी कार्यका लागि फरक नगण्य हुन्छ। तालिकाबद्ध मान सामान्यतः 298.15 K मा दिइन्छ।

निर्माण समीकरणले सधैँ ठ्याक्कै एक मोल उत्पाद बनाउँछ, त्यसैले भिन्नात्मक गुणाङ्क सामान्य हुन्छन्: ½ N₂(g) + 3/2 H₂(g) → NH₃(g), ΔH°f = −45.9 kJ/mol। O₂(g), H₂(g), ग्रेफाइट वा तरल ब्रोमिन जस्तो पहिल्यै सन्दर्भ रूपमा रहेको तत्वका लागि ΔH°f परिभाषाद्वारा शून्य हुन्छ। तत्वका अन्य रूप शून्य हुँदैनन्: परिशिष्ट G ले ग्रेफाइटको सापेक्ष हीरालाई +1.89 kJ/mol मा सूचीबद्ध गर्छ।

निर्माण तथ्याङ्कबाट ΔH°rxn गणना गर्ने

कुनै पनि अभिक्रियालाई दुई चरणका रूपमा कल्पना गर्न सकिन्छ: अभिकारकहरूलाई तिनका तत्वमा टुक्र्याउनुहोस्, त्यसपछि ती तत्वहरूबाट उत्पाद बनाउनुहोस्। पहिलो चरण अभिकारकको निर्माण अभिक्रियाको उल्टो हो र दोस्रो उत्पादको निर्माण अभिक्रिया हो। यसले काम गर्ने सूत्र ΔH°rxn = Σ n ΔH°f(products) − Σ m ΔH°f(reactants) दिन्छ, जहाँ n र m सन्तुलित समीकरणका गुणाङ्क हुन्।

हल गरिएको उदाहरण। 2 N₂H₄(l) + N₂O₄(g) → 3 N₂(g) + 4 H₂O(g), केही रकेट इन्जिनमा प्रयोग हुने किसिमको हाइड्राजिन अभिक्रिया, को ΔH° पत्ता लगाउनुहोस्। परिशिष्ट G बाट: N₂H₄(l) +50.63 kJ/mol, N₂O₄(g) +11.1 kJ/mol, H₂O(g) −241.82 kJ/mol, र N₂(g) 0। उत्पाद: 3(0) + 4(−241.82) = −967.28 kJ। अभिकारक: 2(50.63) + 11.1 = 112.36 kJ। ΔH° = −967.28 − 112.36 = −1079.6 kJ, जसलाई एक दशमलव स्थानसम्म लेखिन्छ किनभने 11.1 मा एउटा छ। त्यो प्रति मोल हाइड्राजिन −539.8 kJ हो।

पानीको अवस्था महत्त्वपूर्ण हुन्छ। समीकरणले तरल पानी उत्पादन गरेको भए, −285.83 kJ/mol प्रयोग गर्दा, उत्तर −1255.7 kJ हुने थियो। फरक एक मोल पानीको वाष्प संघनित हुँदा निस्कने एन्थाल्पीको चार गुणा हो।

हेसको नियमको गणना बिगार्ने त्रुटि

यी समस्याका अधिकांश त्रुटि हिसाब राख्ने त्रुटि हुन्, र प्रत्येक स्पेसिजको लिखित जोडले लगभग सबै समात्छ। कटान लक्ष्यलाई ठ्याक्कै पुनः उत्पादन गर्दैन भने कुनै समीकरण गलत रूपमा उल्टाइएको वा मापन गरिएको छ।

दोस्रो जाँच चिह्न अनुमान गर्नु हो। दहन र अधिकांश स्थिर यौगिकको निर्माण ऊष्माक्षेपी हुन्छन्, त्यसैले इन्धन जलाउनका लागि धनात्मक उत्तरले उल्टिएको चरणलाई जनाउँछ।

• समीकरण उल्टाउँदा यसको ΔH को चिह्न नबदल्नु।
• समीकरणलाई 2 वा ½ ले गुणन गर्नु तर यसको ΔH अपरिवर्तित छोड्नु।
• गलत क्रममा घटाउनु: सूत्र उत्पाद घटाउ अभिकारक हो।
• निर्माण एन्थाल्पी जोड्दा गुणाङ्क बिर्सनु।
• गलत अवस्थाको ΔH°f प्रयोग गर्नु, जस्तै समीकरणमा H₂O(l) हुँदा H₂O(g)।
• सन्दर्भ रूपमा रहेको तत्वलाई शून्य नभएको ΔH°f दिनु, वा यौगिकलाई शून्य दिनु।