Hesa likums

Vikipēdijas lapa
Jump to navigation Jump to search

Hesa likums ir termoķīmijas[1] pamatlikums, kas tiek formulēts šādi: "Ķīmiskās reakcijas siltumefekts ir atkarīgs tikai no reaģējošo vielu sākuma un beigu stāvokļiem, bet nav atkarīgs no procesa starpstāvokļiem."[2]

Šo likumu krievu-šveiciešu ķīmiķis Germans Hess (Germain Heinrich Hess) atklāja un eksperimentāli pierādīja 1840. gadā.

Pēc Hesa likuma var secināt, ka reakcijas siltumefekts nav atkarīgs no tā, vai reakcijas gala produkti iegūti tieši no izejvielām vai arī no reakcijas gaitā radušajiem starpproduktiem. Nepieciešams ievērot, ka Hesa likums lietojams tikai izohoros (V=const.) un izobāros (p=const.) apstākļos.

Balstoties uz Hesa likumu, ir iespējas aprēķināt siltumefektu.[3]

Shēma reakcijas siltumefekta aprēķināšanai.[2]

Secinājumi no Hesa likuma[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

1. secinājums[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Ķīmiskā savienojuma sadalīšanās siltums ir skaitliski vienāds ar tā rašanās siltumu, tikai ar pretēju zīmi.[2]

Piem.: Ūdens rašanās (1) un sadalīšanās: (2)
H2 + 1/2O2 → H2O +285,83 kJ (1)
H2O → H2 + 1/2O2 -285,83 kJ (2)

2. secinājums[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Ja divu reakciju rezultātā no dažādiem sākuma stāvokļiem nonāk vienādā beigu stāvoklī, tad reakciju siltumefektu starpība ir tas siltuma daudzums, kas izdalās vai tiek patērēts, pārejot no viena sākuma stāvokļa otrā.[2]
Piem: Ogles (3), grafīta(4), dimata (5) degšana.
C + O2 → CO2 +409,20 kJ (3)
C + O2 → CO2 +395,51 kJ (4)
C + O2 → CO2 +395,34 kJ (5)

Tātad, pēc 2. secinājuma, var redzēt: oglei pārvēršoties grafītā 409,20- 393,51= 15,69 kJ/mol siltuma. Dimantam pārvēršoties grafītā: 395,34- 393,51= 1,83 kJ/mol.

3. secinājums[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Ja divu reakciju rezultātā no vienādiem sākuma stāvokļiem nonāk dažādos beigu stāvokļos, tad reakciju siltumefektu starpība ir tas siltuma daudzums, kas izdalās vai tiek patērēts, pārejot no viena beigu stāvokļa otrā.
Piem.: Sadedzinot oglekli (grafītu) par oglekļa oksīdu (6) un par oglekļa dioksīdu(7):[2]
C + 1/2O2 → CO +110,5 kJ (6)
C + O2 → CO2 +393,5 kJ (7)

Pēc 3. secinājuma, sanāk, ka šo abu reakciju starpība 393,5- 110,5= 283,0 kJ ir tas siltuma daudzums, kas izdalās, sadedzinot oglekļa oksīdu par oglekļa dioksīdu (8): CO + 1/2O2→ CO2 +283,0 kJ (8)

Dažādu svarīgāko reakciju un procesu siltumefekti[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Rašanās siltums[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Rašanās siltums ir siltuma daudzums, kas izdalās vai tiek patērēts standartapstākļos, rodoties vienam molam savienojuma no vienkāršām vielām.
Dažādu neorganisko un organisko vielu rašanās siltumi (entalpijas maiņa) standart apstākļos ir dotas fizķīmijas rokasgrāmatās.
Ir svarīgi saprast, ka ķīmisko elementu rašanās siltums elementam parastajos apstākļos, piemēram, H2 (gāze), O2 (gāze), C (grafīts) pieņem par nulli. Kā arī rašanās siltums ir atkarīgs no agregāt stāvokļa, kurā atrodas viela.
Rašanās siltumu parasti lieto reakciju siltumefekta aprēķināšanai, protams, ja ir zināmi rašanās siltumi visām vielām, kas piedalās reakcijā. (9)[4]

∆H°=Σni∆Hoi raš. prod.- Σni∆Hoi raš. izejv. (9)
Kur ni- koeficients pirms atsevišķo vielu molekumu formulām vienādojumā.

Piem.: (10)
C2H4 + 2H2O (g)→ 2CO + 4H2 (10)
Pēc rokasgrāmatas ir zināms:
∆H^°(CO)=-110,5 kJ/mol
∆H^°(C2H4)= 52,28 kJ/mol
∆H^°(H2O)= -241,81 kJ/mol

Aprēķini:
∆H°=Σni∆Hoi raš. prod.- Σni∆Hoi raš. izejv.=(2∆H°CO+4∆H°H2)- (∆H°C2H4+2∆H°H2 O)= (2* -110,5+2*0)- (52,28+2* -241,81 )=210,3 kJ/mol

Sadegšanas un šķīšanas siltums tiek aprēķināts līdzīgi:

Sadegšanas siltums[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Sadegšanas siltums ir tas siltuma daudzums, kas izdalās, pilnīgi sadegot vienam molam vielas. (11)[2]

∆Ho=Σni∆Hoi sad.izejv.- Σn∆Hoi sad. prod. (11)
Pamatojoties uz Hesa likumu, pēc organisko vielu sadegšanas siltuma var noteikt arī to rašanās siltumu.
Organiskās vielas rašanās siltums ir vienāds ar tās sastāvā ietilpstošo vienkāršo vielu sadegšanas siltumu summas un pašas organiskās vielas sadegšanas siltuma starpību. (12)

∆Horaš o.v.=Σni∆Hoi sad.v.v.- Σni∆Hoi sad. o.v. (12)
Kur (o.v.- organiskā viela; v.v.- vienkāršā viela)

Atsauces[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

  1. «Thermochemistry - A Review». Chemistry LibreTexts (angļu). 2015-06-19. Skatīts: 2019-11-20.
  2. 2,0 2,1 2,2 2,3 2,4 2,5 Uldis Alksnis, u.c. Fizikālā un koloidālā ķīmija. Rīga : Zvaigzne, 1990. 33.,34.,35.,36.,37.,38.. lpp.
  3. «6.1.3. Тепловой эффект реакции». cnit.ssau.ru. Arhivēts no oriģināla, laiks: 2019-10-19. Skatīts: 2019-11-20.
  4. P.W. Atkins. Atkin's Physical Chemistry. New York : Oxford University -Press, 2006. 154. lpp.