اليوم: الثلاثاء 7 ديسمبر 2021 , الساعة: 3:41 ص


محرك البحث


قانون هس نص قانون هس الحراري

آخر تحديث منذ 7 ساعة و 55 دقيقة 556400 مشاهدة

عزيزي زائر دليل الهاتف و بدالة أرقام الإمارات تم إعداد وإختيار هذا الموضوع قانون هس نص قانون هس الحراري فإن كان لديك ملاحظة او توجيه يمكنك مراسلتنا من خلال الخيارات الموجودة بالموضوع.. وكذلك يمكنك زيارة القسم , وهنا نبذه عنها وتصفح المواضيع المتنوعه... آخر تحديث للمعلومات بتاريخ اليوم 06/12/2021

نص قانون هس الحراري



التغير في الإنثالبي Delta H الحادث أثناء احدى العمليات التامة هو مجموع تغيرات الإنثالبي لجميع الخطوات المتتالية للعملية



نستنتج من هذا القانون أن انثالبي قياسي للتكوين إنثالبي التفاعل لا يتغير بتغير مسار التفاعل وإنما يعتمد فقط على الحالة الابتدائية والحالة النهائية للتفاعل.


مثــال




يمكن احتراق الجرافيت مباشرة منتجا ثاني أكسيد الكربون (1)، أو عبر عدة خطوات حيث ينتج أولا أول أكسيد الكربون (2), (3). ثم ينتج بعده ثاني أكسيد الكربون. فيكون أنثالبي التفاعل الكلي خ”RH في الحالتين متساويا.


egin matrix (1) & mathrm C(Graphit) & + & mathrm O_2(g) &
ightarrow & mathrm CO_2(g) & Delta_R H_1 -393,mathrm kJcdot mol^ -1 \

\ (2) & mathrm C(Graphit) & + & frac 1 2 mathrm O_2(g) &
ightarrow & mathrm CO(g) & Delta_R H_2 -111,mathrm kJcdot mol^ -1 \

\ (3)

& mathrm CO(g) & + & frac 1 2 mathrm O_2(g) &
ightarrow & mathrm CO_2(g) & Delta_R H_3 -282,mathrm kJcdot mol^ -1

end matrix



انثالبي التفاعل التام في الحالتين متساويا ويبلغ -393 كيلوجول / مول . الإشارة السالبة للإنتروبي تعني أن هذا التفاعل تفاعل ناشر للحرارة .


الصيغة الرياضية



تسهل لنا قانون هيس حساب تغير إنثالبي الإنثالبي (خ”H) خلال التفاعل في حالة عدم إمكانية قياسها عمليا مباشرة. ونقوم بحسابها بعدة عمليات حسابية بسيطة مع استخدام معادلة تفاعل معادلة التفاعل المعنية ، ونستخدم أيضا بعض القيم للإنثالبي المعروفة والتي عينت من قبل.


وطبقا للمثال السابق يمكن تجزئة تفاعل تام ، مثل احتراق الجرافيت (كربون) للحصول على ثاني أكسيد الكربون . ويقول قانون هيس أن التغير الإنثالبي الكلي للتفاعل يكون مساويا لتغيرات الإنثالبي لكل خطوة من خطوات التفاعل. أي أن خ”H لإحدى خطوات التفاعل يمكن حسابها عن طريق معرفة الفرق في انثالبي قياسي للتكوين حرارة التكوين لمركب كيميائي (ناتج) وحرارة التكوين للمواد الداخلة في التفاعل



Delta H_ reaction ^ominus sum Delta H_ mathrm f ,(products) ^ ominus - sum Delta H_ mathrm f ,(reactants) ^ ominus



حيث العلامة o تعني القيم في ظروف قياسية الظروف القياسية للمواد (انظر انثالبي قياسي للتكوين ).

علاقته بالإنتروبيا والطاقة الحرة



يمكن صياغة قانون هس لكي يحتوي تغيرات إنتروبيا الإنتروبيا و طاقة غيبس الحرة ، التي تشكل أيضا دالة الحالة دوال لحالة النظام . وتعتبر دورة بورويل الترموديناميكية مثالا على هذا التطبيق حيث يستفيد من قياسات سهلة توازن كيميائي للتوازن الكيميائي و جهد اختزال لجهود الأكسدة-اختزال بغرض تعيين طاقة غيبس الحرة التي لا يمكن قياسها عمليا مباشرة. كذلك بربط القيم خ”Go من دورة بوردويل بقيم تغير الإنثالبي خ”Ho التي نحصل عليها من قانون هس يمكننا تعيين تغير الإنتروبيا أيضا حسابيا.

بالنسبة إلى طاقة غيبس الحرة نحصل على




Delta G_ reaction ^ominus sum Delta G_ mathrm f ,(products) ^ ominus - sum Delta G_ mathrm f ,(reactants) ^ ominus



ويختلف الوضع بالنسبة إلى إنتروبيا الإنتروبيا حيث أن الإنتروبا يمكن قياسها وتعيين قيمها المطلقة (انظر إنتروبيا مولية قياسية ). ونستخدم قيم الإنتروبيا المطلقة للمواد الداخلة والمواد الناتجة من التفاعل



Delta S_ reaction ^ominus sum S_ (products) ^ ominus - sum S_ (reactants) ^ ominus



مثال آخر



يمكننا قانون هس حساب التغير في الإنثالبي (خ”H) لتفاعل حتى ولو لم يمكن تعيينه عمليا. وتتضمن الطريقة إجراء بعض الحسابات البسيطة على معادلة كيميائي معادلة التفاعل مع استخدام القيم المعروفة عن انثالبي قياسي للتكوين للإنثالبيات القياسية للتكوين للمواد الداخلة والناتجة من التفاعل.


يمكن بجمع عدة معادلات كيميائية الحصول على محصلة للتفاعل. فإذا كان التغير في الإنثالبي لكل معادلة معروفا فنحصل على حصيلة تغير الإنثالبي للتفاعل الكلي. فإذا كان التغير الكلي في الإنثالبي سالبا الإشارة (خ”Hnet < 0), يكون التفاعل تفاعل ناشر للحرارة . أما إذا كانت خ”H موجبة الإشارة يكون التفاعل تفاعل ماص للحرارة . وتلعب الإنتروبيا دورا هاما في معرفة عما إذا كان التفاعل الكيميائي يسير تلقائيا إم لا ، حيث أن بعض التفاعلات التي يكون التغير للإنثالبي موجبا الإشارة ورغم ذلك يسير التفاعل تلقيائيا من نفسه.

ويقول قانون هس أن تغيرات الإنثالبي يمكن جمعها. أي أن خ”H لأحد التفاعلات يمكن حسابها كالفرق بين انثالبي قياسي للتكوين لنواتج التفاعل مطروحا منه انثالبي قياسي لتكوين المواد الداخلة في التفاعل ، طبقا للمعادلة

.


Delta H_ reaction ^ominus sum Delta H_ mathrm f ,(products) ^ ominus - sum Delta H_ mathrm f ,(reactants) ^ ominus



حيث يدل الرمز o
على حالة ظروف قياسية الطروف القياسية .


والآن نريد حساب خ”Hf للتفاعل '



  • ( 2B (s) + (3/2) O2 (g) → B2O3 (s


  • تقول المعادلة نريد إضافة بورون (Solid) إلى الأكسجين (gas) بالكميات الموجودة لنحصل على أكسيد البورون ( ).


    يمكن أن تكون تلك المعادلة الكيميايئية حصيلة للتفاعلات التالية





    • B2O3 (s) + 3H2O (g) → 3O2 (g) + B2H6 (g) (خ”H 2035 kJ/mol)

    • (H2O (l) → H2O (g) (خ”H 44 kJ/mol

    • (H2 (g) + (1/2)O2 (g) → H2O (l) (خ”H -286 kJ/mol

    • (2B (s) + 3H2 (g) → B2H6 (g) (خ”H 36 kJ/mol



    تدل إشارات تغير الإنثالبي للتفاعل الأول والثاني والرابع على أن التفاعل من نوع تفاعل ناشر للحرارة . أما التفاعل الثالث ذو إشار سالبة (خ”H -286 kJ/mol) فهو يدل على تفاعل ماص للحرارة.

    مع ملاحظة طور المواد ، هل هي صلبة أم سائلة أم غازية ّ(تحولات طور المادة تقترن بإنثالبية تحول الطور).


    نجري بعض عمليات الضرب ونعكس معادلات التفاعل (تنعكس بالتالي إشارة تغير الإنثالبي) ، وينتج




    • B2H6 (g) + 3O2 (g) → B2O3 (s) + 3H2O (g) (خ”H -2035 kJ/mol)

    • (3H2O (g) → 3H2O (l) (خ”H -132 kJ/mol

    • (3H2O (l) → 3H2 (g) + (3/2) O2 (g) (خ”H 858 kJ/mol

    • (2B (s) + 3H2 (g) → B2H6 (g) (خ”H 36 kJ/mol



    ونجمع الأربعة معادلات مع شطب المقادير المتماثلة على جهتي المعادلة ، فينتج



  • (2B (s) + (3/2) O2 (g) → B2O3 (s) (خ”H -1273 kJ/mol


  • تقول تلك النتيجة أن تكوين أكسيد البورون من تفاعل البورون والأكسجين هو تفاعل ناشر للحرارة (أي من المفروض أن يسير تلقائيا) ، وتنتشر منه حرارة قدرها 1273 سوابق SI كيلو جول / مول .)





    مراجع


    تعتمد العديد من الحسابات الكيميائية على قانون وضعه العالم ألمانيا الألماني هس < > عام 1840. وينص هذا القانون على أن قيمة حرارة التفاعل (التغير في المحتوى الحراري ، أو التغير في انثالبي قياسي للتكوين الإنثالبي القياسي لتكوين مركب ) لأي تفاعل كيميائي تحت ضغط ثابت يساوي كمية ثابتة سواء تم التفاعل في خطوة واحدة أو عدة خطوات. وهذا يعني أن انثالبي قياسي للتكوين حرارة التفاعل تعتمد فقط على خواص المواد المتفاعلة والمواد الناتجة من التفاعل ، أي على الحالتين الابتدائية والنهائية للتفاعل ولا تتأثر بالطريق الذي يسلكه التفاعل.


    وتتضح أهمية هذا القانون في إمكانية حساب حرارة التفاعل وذلك أيضا للتفاعلات التي لايمكن قياسها بطرق تجريبية بسبب حدوثها ببطئ شديد بحيث تتعذر دراستها أو أن تحدث تفاعلات جانبية تنتج موادا غير مرغوب فيها بجانب المواد المطلوبة.
    شاركنا رأيك

    كلمات مرتبطه: قانون هس نص قانون هس الحراري
     
    التعليقات

    لم يعلق احد حتى الآن .. كن اول من يعلق بالضغط هنا

    أقسام دليل الهاتف و بدالة أرقام الإمارات متنوعة عملت لخدمة الزائر ليسهل عليه تصفح الموقع بسلاسة وأخذ المعلومات تصفح هذا الموضوع قانون هس نص قانون هس الحراري ويمكنك مراسلتنا في حال الملاحظات او التعديل او الإضافة او طلب حذف الموضوع ...آخر تعديل اليوم 06/12/2021








    الأكثر مشاهدة خلال 24 ساعة
    الأكثر قراءة
    اعلانات تهمك
      -