ہیس کا قانون: تعاملات جمع کر کے ΔH معلوم کرنا

حالتی تفاعل ہیس کے قانون کو کیوں کام کرنے دیتا ہے

اینتھالپی ایک حالتی تفاعل ہے: اس کی قدر صرف نظام کی موجودہ حالت پر منحصر ہے، اس پر نہیں کہ نظام وہاں کیسے پہنچا۔ اس لیے ابتدائی اور آخری حالت کے درمیان تبدیلی ΔH ان کے درمیان ہر راستے کے لیے یکساں ہے۔ بلندی بھی اسی طرح کام کرتی ہے۔ آپ پہاڑی پر کھڑی چڑھائی سے چڑھیں یا لمبے موڑوں والی پگڈنڈی سے، آپ کی بلندی میں تبدیلی ایک ہی ہوتی ہے۔

ہیس کا قانون اسی سے براہ راست نکلتا ہے۔ اگر تعامل کو دو یا زیادہ مرحلوں کے مجموعے کے طور پر لکھا جا سکے تو اس کا ΔH مرحلوں کے ΔH کی قدروں کا مجموعہ ہے۔ مرحلوں کا حقیقت میں ہونا ضروری نہیں؛ بس انہیں درست کیمیائی مساواتیں ہونا چاہیے جن کی اینتھالپیاں معلوم ہوں۔ یہی آزادی قانون کو ان تعاملات کے لیے کارآمد بناتی ہے جنہیں آپ کیلوری میٹر میں صاف طور پر نہیں چلا سکتے۔

حرارتی کیمیائی مساواتوں کو سنبھالنے کے تین قواعد

ہر قاعدہ اس حقیقت سے نکلتا ہے کہ ΔH ایک وسیع حالتی تفاعل ہے۔ عمل الٹنے سے نظام اپنی ابتدائی حالت میں لوٹ آتا ہے، اس لیے اینتھالپی کی تبدیلی برابر اور الٹی ہونی چاہیے۔ تعامل کی مقدار دگنی کرنے سے شامل توانائی دگنی ہوتی ہے۔

کچھ بھی ملانے سے پہلے اپنے کام کے اوپر ہدفی مساوات لکھیں۔ پھر دی گئی مساواتوں میں ہر وہ مادہ تلاش کریں جو صرف ایک بار آتا ہے۔ اس کا مقام اور عددی سر آپ کو بتاتے ہیں کہ اس مساوات کو الٹنا ہے یا نہیں اور کس جزو سے ضرب دینا ہے۔

• مساوات الٹیں تو اس کے ΔH کی علامت بدل دیں۔
• مساوات کو کسی جزو سے ضرب دیں تو اس کے ΔH کو اسی جزو سے ضرب دیں۔ ½ جیسی کسریں جائز ہیں۔
• مساواتیں جمع کریں تو ان کے ΔH کی قدریں جمع کریں۔ جو انواع مجموعے کے دونوں اطراف آئیں وہ کٹ جاتی ہیں، لیکن صرف تب جب ان کی طبعی حالتیں مماثل ہوں۔

حل شدہ مثال: دو مساواتوں کو الٹنا اور جمع کرنا

گریفائٹ کو ہیرے میں بدلنے، C(graphite) → C(diamond)، کے لیے ΔH° معلوم کریں۔ براہ راست تبدیلی کے لیے انتہائی دباؤ چاہیے اور اسے کیلوری میٹر میں نہیں چلایا جا سکتا، لیکن کاربن کی دونوں صورتیں جلتی ہیں۔ (1) C(graphite) + O₂(g) → CO₂(g)، ΔH° = −393.51 kJ، اور (2) C(diamond) + O₂(g) → CO₂(g)، ΔH° = −395.40 kJ استعمال کریں۔ پہلی قدر OpenStax Chemistry 2e کے ضمیمہ G سے ہے؛ دوسری اسی جدول سے حساب کی گئی۔

گریفائٹ (1) میں اور ہدف میں متعامل ہے، اس لیے (1) کو برقرار رکھیں۔ ہیرا (2) میں متعامل ہے مگر ہدف میں حاصل، اس لیے (2) کو الٹیں: CO₂(g) → C(diamond) + O₂(g)، ΔH° = +395.40 kJ۔ دونوں کو جمع کرنے پر O₂ اور CO₂ ہر طرف ایک بار آتے ہیں اور کٹ جاتے ہیں، اور ٹھیک ہدف باقی رہتا ہے۔ ΔH° = −393.51 kJ + 395.40 kJ = +1.89 kJ۔

جواب کی تعبیر کریں۔ مثبت علامت کا مطلب ہے کہ ہیرا اینتھالپی میں گریفائٹ سے ذرا اوپر ہے، جو اس بات سے مطابقت رکھتا ہے کہ کاربن کی حوالہ صورت ہیرا نہیں بلکہ گریفائٹ ہے۔ عدد کا چھوٹا سائز یاد دلاتا ہے کہ دو بڑی، تقریباً برابر قدروں کی تفریق ان کی غیر یقینی کو بڑھا دیتی ہے۔

حل شدہ مثال: تین مساواتیں اور ایک باہمی جانچ

احتراقی اعداد و شمار سے ہائیڈروجنیشن C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) کے لیے ΔH° معلوم کریں۔ (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؛ اور (3) C₂H₆(g) + 7/2 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l)، ΔH° = −1560.5 kJ استعمال کریں۔ یہ احتراقی قدریں ضمیمہ G کے تشکیلی اعداد و شمار سے حساب کی گئیں تاکہ آپ انہیں دہرا سکیں۔

C₂H₄ اور H₂ ہدف اور مساواتوں (1) اور (2) دونوں میں متعامل ہیں، اس لیے انہیں جیسے لکھا ہے ویسے رکھیں۔ C₂H₆ ہدف میں حاصل ہے مگر (3) میں متعامل، اس لیے (3) کو الٹیں اور اس کی علامت +1560.5 kJ کر دیں۔ اب شمار کریں: آکسیجن بائیں جانب 3 + ½ = 7/2 O₂ اور دائیں جانب 7/2 O₂ ہے؛ کاربن ڈائی آکسائیڈ ہر طرف 2 ہے؛ پانی دائیں جانب 2 + 1 = 3 اور بائیں جانب 3 ہے۔ ہدف کے سوا سب کٹ جاتا ہے۔ ΔH° = −1411.1 − 285.83 + 1560.5 = −136.4 kJ، ایک اعشاری مقام تک لکھا گیا کیونکہ سب سے کم درست قدروں میں ایک ہے۔

تشکیلی اینتھالپیوں سے باہمی جانچ: C₂H₆(g) کا ΔH°f −84.0 kJ/mol اور C₂H₄(g) کا +52.4 kJ/mol ہے، اور H₂(g) صفر ہے، اس لیے ΔH° = −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ۔ دو مختلف راستے ایک ہی جواب دیتے ہیں، جو بالکل وہی ہے جس کی حالتی تفاعل ضمانت دیتا ہے۔

معیاری تشکیلی اینتھالپیاں اور حوالہ حالتیں

معیاری تشکیلی اینتھالپی، ΔH°f، وہ اینتھالپی کی تبدیلی ہے جب کسی مرکب کا ایک مول معیاری حالات میں اس کے عناصر سے بنتا ہے، ہر ایک اپنی حوالہ صورت میں۔ حوالہ صورت، شاذ استثنا کے ساتھ، سب سے مستحکم صورت ہوتی ہے: فاسفورس سفید P₄(s) استعمال کرتا ہے، جسے ضمیمہ G صفر پر درج کرتا ہے۔ IUPAC معیاری دباؤ 1 bar مقرر کرتی ہے؛ بہت سی جدولیں اب بھی 1 atm استعمال کرتی ہیں، اور اینتھالپی کے زیادہ تر کام میں فرق نہ ہونے کے برابر ہے۔ جدولی قدریں عموماً 298.15 K پر دی جاتی ہیں۔

تشکیلی مساوات ہمیشہ ٹھیک ایک مول حاصل بناتی ہے، اس لیے کسری عددی سر معمول کی بات ہیں: ½ N₂(g) + 3/2 H₂(g) → NH₃(g)، ΔH°f = −45.9 kJ/mol۔ اپنی حوالہ صورت میں پہلے سے موجود عنصر کے لیے، جیسے O₂(g)، H₂(g)، گریفائٹ، یا مائع برومین، ΔH°f تعریف کے لحاظ سے صفر ہے۔ عنصر کی دوسری صورتیں صفر نہیں ہوتیں: ضمیمہ G ہیرے کو گریفائٹ کے نسبت +1.89 kJ/mol پر درج کرتا ہے۔

تشکیلی اعداد و شمار سے ΔH°rxn کا حساب

کسی بھی تعامل کو دو مرحلوں میں تصور کیا جا سکتا ہے: متعاملات کو ان کے عناصر میں توڑیں، پھر ان عناصر سے حاصلات بنائیں۔ پہلا مرحلہ متعاملات کے تشکیلی تعاملات کا الٹ ہے اور دوسرا حاصلات کے تشکیلی تعاملات۔ اس سے کام کا فارمولا ملتا ہے: ΔH°rxn = Σ n ΔH°f(حاصلات) − Σ m ΔH°f(متعاملات)، جہاں n اور m متوازن مساوات کے عددی سر ہیں۔

حل شدہ مثال۔ 2 N₂H₄(l) + N₂O₄(g) → 3 N₂(g) + 4 H₂O(g) کے لیے ΔH° معلوم کریں، جو ہائیڈرازین کا ایسا تعامل ہے جیسا بعض راکٹ انجنوں میں استعمال ہوتا ہے۔ ضمیمہ G سے: N₂H₄(l) +50.63 kJ/mol، N₂O₄(g) +11.1 kJ/mol، H₂O(g) −241.82 kJ/mol، اور N₂(g) 0۔ حاصلات: 3(0) + 4(−241.82) = −967.28 kJ۔ متعاملات: 2(50.63) + 11.1 = 112.36 kJ۔ ΔH° = −967.28 − 112.36 = −1079.6 kJ، ایک اعشاری مقام تک لکھا گیا کیونکہ 11.1 میں ایک ہے۔ یہ ہائیڈرازین کے فی مول −539.8 kJ ہے۔

پانی کی حالت اہم ہے۔ اگر مساوات مائع پانی بناتی، −285.83 kJ/mol استعمال کرتے ہوئے، تو جواب −1255.7 kJ ہوتا۔ فرق اس اینتھالپی کا چار گنا ہے جو ایک مول آبی بخارات کے تکثیف ہونے پر خارج ہوتی ہے۔

وہ غلطیاں جو ہیس کے قانون کے حساب کو توڑ دیتی ہیں

ان مسائل کی زیادہ تر غلطیاں حساب کتاب کی غلطیاں ہوتی ہیں، اور ہر نوع کا تحریری شمار تقریباً سب کو پکڑ لیتا ہے۔ جب منسوخی ٹھیک ہدف کو دوبارہ نہ بنائے تو کوئی مساوات غلط الٹی یا غلط ضرب دی گئی ہے۔

دوسری جانچ علامت کا اندازہ لگانا ہے۔ احتراق اور زیادہ تر مستحکم مرکبات کی تشکیل حرارت چھوڑنے والے ہیں، اس لیے ایندھن جلانے کے لیے مثبت جواب کسی الٹے مرحلے کی علامت ہے۔

• مساوات کو اس کے ΔH کی علامت بدلے بغیر الٹنا۔
• مساوات کو 2 یا ½ سے ضرب دینا مگر اس کا ΔH بدلے بغیر چھوڑ دینا۔
• غلط ترتیب میں تفریق کرنا: فارمولا حاصلات منفی متعاملات ہے۔
• تشکیلی اینتھالپیوں کا مجموعہ نکالتے وقت عددی سر بھول جانا۔
• غلط حالت کے لیے ΔH°f استعمال کرنا، جیسے مساوات میں H₂O(l) ہونے پر H₂O(g)۔
• اپنی حوالہ صورت میں عنصر کو غیر صفر ΔH°f دینا، یا مرکب کو صفر دینا۔