قانون هنس ينص على أن المحتوى الحراري القياسي لأي تفاعل هو مجموع المحتوى الحراري القياسي للتفاعلات الوسيطة، والتي يمكن تقسيم التفاعل العام إليها، وتحدث كافة هذه التفاعلات عند درجة الحرارة نفسها، كما أن قانون هيس ينص على أن المحتوى الحراري للتفاعل مستقل عن عدد الطرق التي يمكن من خلالها الحصول على نواتج التفاعل النهائية وذلك في حال كون الشروط الأولية والنهائية متشابهة تمامًا، بالإضافة إلى أن تغير المحتوى الحراري السلبي في التفاعل يشير إلى عملية طاردة للحرارة، في حين أن تغير المحتوى الحراري الإيجابي يدل على عملية ماصة للحرارة.

ينص قانون هيس على أنه عند حدوث أي تفاعل شامل في عدة خطوات يكون المحتوى الحراري للتفاعل القياسي هو مجموع المحتوى الحراري القياسي للتفاعلات الوسيطة عند نفس درجة الحرارة، وفي قانون الحفاظ على الطاقة فإن الكمية الإجمالية للطاقة في أي نظام معزول تبقى ثابتة، حيث أنه لا يمكن إنشاء الطاقة أو هدرها ولكن يمكن أن تتحول إلى أشكال أخرى.

يشير قانون هيس إلى التفاعلات في الكيمياء الفيزيائية ويعود هذا القانون إلى العالم الكيميائي والطبيب الروسي جيرمان هيس والذي ولد في سويسرا عام 1840، وهذا القانون مستمد بشكل مباشر من قانون الحفاظ على الطاقة، حيث يعبر عن القانون الأول في الديناميكيا الحرارية، على اعتبار أن المحتوى الحراري هو دالة الحالة، لذلك فإن التغير في المحتوى الحراري بين المنتجات والمواد المتفاعلة في أي نظام كيميائي مستقل عن المسار المأخوذ من الحالة الأولية وحتى الحالة النهائية للنظام الكيميائي، كما ويمكن استخدام قانون هيس لتحديد الطاقة الإجمالية المطلوبة لأي تفاعل كيميائي، وخاصة أنه يمكن تقسيم هذا التفاعل إلى عدة خطوات وسيطة يسهل التعبير عنه بشكل إفرادي كلًا على حدا.

يمكن استخدام قانون هيس في حساب تغير المحتوى الحراري الإجمالي لتفاعل كيميائي، وتضاف تغييرات المحتوى الحراري لكل تفاعل فردي في أثناء العملية معًا أي يتم جمعها معًا، والخطوات المتبعة في حساب التغير الحراري للتفاعل هي:

  • أعد ترتيب كل معادلة بحيث تكون متوازنة مع المواد المتفاعلة والناتجة عن التفاعل، حيث تختلف تغيرات المحتوى الحراري بين المواد الصلبة والسائلة والغازية.
  • خصص لكل معادلة بعد إعادة ترتيبها قيمة صحيحة للمحتوى الحراري.
  • أضف المعادلات المعاد ترتيبها معًا لإعطاء المعادلة الإجمالية للتفاعل.
  • أضف قيم التغيرات الحرارية لكل تفاعل، تم احسب قيمة التغير الحراري للتفاعل العام.

وتعود أهمية قانون هيس لأنه يمكن تقسيم أي تفاعل كيميائي إلى خطوات متعددة واستخدام المحتوى الحراري القياسي لتحديد الطاقة الكلية للتفاعل الكيميائي، ويتم تجميع جداول للمحتوى الحراري القياسية من التجارب ويتم الحصول عليها بقياس السعرات الحرارية. ومن هذه القيم بالإمكان تحديد نواتج التفاعل إذا كانت مفضلة ديناميكيًا حراريًا أم لا، ومن أهم استخدامات قانون هيس ما يلي:

  • حساب تقارب الإلكترونات بناءً على طاقة الشبكة النظرية.
  • حساب تغيرات الحرارية لانتقالات الطور.
  • حساب تغيرات الحرارة للمواد المتأثرة.
  • إيجاد حرارة تكوين وسيط غير مستقر في التفاعل.
  • البحث عن الطاقة الشبكية للمركبات الأيونية.

أكمل القراءة

قانون هيس

قانون هيس أو بالإنجليزيّة Hee’s low هو قانون في الكيمياء سميّ بذلك تبعاً للعالم والطبيب الروسي الذي وضعه جيرمان هيس عام 1840، تم وضعه من أجل العديد من الحسابات الكيميائيّة اشتقاقاً من قانون حفظ الطاقة (الطاقة لا تخلق ولا تفنى من العدم بل تتحول من شكل لآخر)، فيتم من خلال قانون هيس التأكيد على أن حرارة أي تفاعل كيميائي أو بصيغة أخرى التغير في الحرارة يبقى ثابتاً وتلك القيمة لا تتغير طالما التفاعل يتم تحت ضغط ثابت حتّى وإن تم التفاعل الكيميائي على عدّة خطوات وحتّى إن اختلف المسار، ويكون العامل الحاسم هنا خواص المواد الداخلة والخارجة عن التفاعل أي المتفاعلة والناتجة.

يتم وضع مصطلح الإنثالبي في الكيمياء عوضاً عن المحتوى الحراري، وتعبّر عن كامل الطاقة في أي نظام، ولكن هذا القياس يعد معقّداً فيتم استخدام التغير في الإنثالبية لقياس الطاقة في تفاعل كيميائي التي يمكن أن تكون حرارة تكوين الجزيء، أو حرارة الاحتراق أو حرارة التعديل أو حرارة الإحلال عندما يتم حل جزيء ما.

فينص قانون هيس الإنثالبي أو الحراري بأن التغيّر الإنثالبي عندما يتم التفاعل في خطوة واحدة يكون مساوياً لمجموع التغيرات الحراريّة الحاصلة عند حدوث التفاعل على عدّة خطوات، والتغيّر هنا يتم إطلاق الرمز H∆ عليه في علم الديناميك الحراري.

فعلى سبيل المثال عندما يحترق الجرافيت بواسطة الكربون، عملية الاحتراق يمكن أن تتم في خطوة واحدة أو عدة خطوات، فإذا كان الاحتراق في الخطوة الوحيدة يقدّم ∆H= -393 kj/mol ينتج ثاني أوكسيد الكربون، لكن في حال تم الاحتراق على عدّة مراحل سيكون H∆ مساوياً للقيمة ذاتها فإذا كانت ∆H في المرحلة الأولى مساوية للقيمة (-111kj/mol) ستكون القيمة في المرحلة الثانية حتماً (-282 kj/mol) عندما ينطلق ثاني أوكسيد الكربون حتى يصبح مجموع القيمتين مساو للقيمة في حال تم الاحتراق على مرحلة واحدة.

والإشارة السالبة نتيجة الاحتراق أي عمليّة التفاعل طاردة للحرارة، بينما في حال كانت الإشارة موجبة فالتفاعل بالتأكيد ماص للحرارة، مع الأخذ بعين الاعتبار بأن إشارات المعادلات المتفرعة للتفاعل العام ليس بالضرورة أن تكون متوافقة فيمكن للتغير الحراري في معادلة ما أن يكون سالباَ بينما يكون موجباً في المعادلات الأخرى.

يتم حساب تغير الإنثالبية للمواد القابلة للتفاعل وانتقالات الطور بالقانون التالي ∆H = ∆U+P∆V، حيث P هو الضغط و v هو الحجم وتعبّر U هو مجموع الطاقة الداخلية، وهذا القانون يستخدم بعد ترتيب المعادلات بحيث تكون متوازنة وتدوين المحتوى الحراري لكل مادة داخلة في التفاعل، ومن ثم يتم حساب التغيّر الحراري لكل تفاعل وبهذا يتم حساب التغيّر الحراري لعمليّة التفاعل بأكملها.

يحاول هيس بهذا القانون إيجاد طريقة سهلة للحصول على الحرارة الإجماليّة للتفاعل من خلال تقسيم التفاعل إلى عدّة خطوات، فيتم جدولة المحتوى الحراري لكل مرحلة وتفاعل أثناء التجارب، ليتم الاستفادة منها في حساب تقارب الإلكترونات من خلال طاقة الشبكة النظريّة.

أكمل القراءة

هل لديك إجابة على "ما هو قانون هيس"؟