قانون هس

علاقته بالإنتروبيا والطاقة الحرة

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

ومن جهة أخرى، يمكن صياغة قانون هس لكي يحتوي تغيرات الإنتروبيا وطاقة غيبس الحرة، التي تشكل كذلك دوال لحالة النظام. وتعتبر دورة بورويل الترموديناميكية مثالا على هذا التطبيق حيث يستفيد من قياسات سهلة للتوازن الكيميائي ولجهود الأكسدة-اختزال بغرض تعيين طاقة غيبس الحرة التي لا يمكن قياسها عمليا مباشرة. كذلك بربط القيم ΔGo من دورة بوردويل بقيم تغير الإنثالبي ΔHo التي نحصل عليها من قانون هس يمكننا تعيين تغير الإنتروبيا كذلك حسابيا.

بالنسبة إلى طاقة غيبس الحرة نحصل على:

مثــال

من جانب آخر، 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 ΔRH في الحالتين متساويا.

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

مثال آخر

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

.

من جهة ثانية، 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 (ΔHnet < 0), يكون التفاعل تفاعل ناشر للحرارة. أما إذا كانت ΔH 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.

وفي هذا السياق، يمكننا قانون هس حساب التغير في الإنثالبي (ΔH) لتفاعل حتى ولو لم يمكن تعيينه عمليا. وتتضمن الطريقة إجراء بعض الحسابات البسيطة على معادلة التفاعل مع استخدام القيم المعروفة عن للإنثالبيات القياسية للتكوين للمواد الداخلة والناتجة من التفاعل.

حيث يدل الرمز o

• B2H6 (g) + 3O2 (g) → B2O3 (s) + 3H2O (g) (ΔH = -2035 kJ/mol)
• (3H2O (g) → 3H2O (l) (ΔH = -132 kJ/mol
• (3H2O (l) → 3H2 (g) + (3/2) O2 (g) (ΔH = 858 kJ/mol
• (2B (s) + 3H2 (g) → B2H6 (g) (ΔH = 36 kJ/mol
• ونجمع الأربعة معادلات مع شطب المقادير المتماثلة على جهتي المعادلة، فينتج:
• (2B (s) + (3/2) O2 (g) → B2O3 (s) (ΔH = -1273 kJ/mol

من جهة ثانية، 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 كيلو جول/ مول.)

• يمكن أن تكون تلك المعادلة الكيميايئية حصيلة للتفاعلات التالية:
• B2O3 (s) + 3H2O (g) → 3O2 (g) + B2H6 (g) (ΔH = 2035 kJ/mol)
• (H2O (l) → H2O (g) (ΔH = 44 kJ/mol
• (H2 (g) + (1/2)O2 (g) → H2O (l) (ΔH = -286 kJ/mol
• (2B (s) + 3H2 (g) → B2H6 (g) (ΔH = 36 kJ/mol

(2B (s) + (3/2) O2 (g) → B2O3 (s

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

إضافةً إلى ذلك، تدل إشارات تغير الإنثالبي للتفاعل الأول والثاني والرابع على أن التفاعل من نوع تفاعل ماص للحرارة. أما التفاعل الثالث ذو إشار سالبة (ΔH = -286 kJ/mol) فهو يدل على تفاعل ناشر للحرارة.

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

وفي السياق ذاته، تقول المعادلة نريد إضافة بورون (Solid) إلى الأكسجين (gas) بالكميات الموجودة لنحصل على أكسيد البورون (solid).

على حالة الطروف القياسية.والآن نريد حساب ΔHf للتفاعل:

الصيغة الرياضية

علاوةً على ذلك، تسهل لنا قانون هيس حساب تغير الإنثالبي (ΔH) خلال التفاعل في حالة عدم إمكانية قياسها عمليا مباشرة. ونقوم بحسابها بعدة عمليات حسابية بسيطة مع استخدام معادلة التفاعل المعنية، ونستعمل كذلك بعض القيم للإنثالبي المعروفة والتي عينت من قبل.

وفي السياق ذاته، حيث العلامة o تعني القيم في الظروف القياسية للمواد (انظر انثالبي قياسي للتكوين).

كذلك، 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 ΔH لإحدى خطوات التفاعل يمكن حسابها عن طريق معرفة الفرق في حرارة التكوين لمركب كيميائي (ناتج) وحرارة التكوين للمواد الداخلة في التفاعل: