ਰਸਾਇਣ ਵਿਗਿਆਨ ਹੇਸ ਦਾ ਨਿਯਮ
ਹੇਸ ਦਾ ਨਿਰੰਤਰ ਤਾਪ ਜੋੜ ਨਿਯਮ
ਹੇਸ ਦਾ ਨਿਰੰਤਰ ਤਾਪ ਜੋੜ ਨਿਯਮ ਕਹਿੰਦਾ ਹੈ ਕਿ ਇੱਕ ਰਸਾਇਣਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਕੁੱਲ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਲਈ ਚੁਣੇ ਗਏ ਰਸਤੇ ਤੋਂ ਸੁਤੰਤਰ ਹੁੰਦਾ ਹੈ। ਦੂਜੇ ਸ਼ਬਦਾਂ ਵਿੱਚ, ਇੱਕ ਰਸਾਇਣਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਵਿੱਚ ਛੱਡੀ ਜਾਂ ਸੋਖੀ ਗਈ ਗਰਮੀ ਇੱਕੋ ਜਿਹੀ ਹੁੰਦੀ ਹੈ, ਭਾਵੇਂ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਇੱਕ ਪੜਾਅ ਵਿੱਚ ਹੋਵੇ ਜਾਂ ਕਈ ਪੜਾਵਾਂ ਦੀ ਲੜੀ ਵਿੱਚ।
ਇਹ ਨਿਯਮ ਊਰਜਾ ਦੇ ਸੁਰੱਖਿਅਣ ਦੇ ਸਿਧਾਂਤ ‘ਤੇ ਅਧਾਰਤ ਹੈ, ਜੋ ਕਹਿੰਦਾ ਹੈ ਕਿ ਊਰਜਾ ਨੂੰ ਬਣਾਇਆ ਜਾਂ ਨਸ਼ਟ ਨਹੀਂ ਕੀਤਾ ਜਾ ਸਕਦਾ। ਇੱਕ ਰਸਾਇਣਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਵਿੱਚ, ਛੱਡੀ ਜਾਂ ਸੋਖੀ ਗਈ ਊਰਜਾ ਦੀ ਕੁੱਲ ਮਾਤਰਾ ਇੱਕੋ ਜਿਹੀ ਹੁੰਦੀ ਹੈ, ਭਾਵੇਂ ਕੋਈ ਵੀ ਰਸਤਾ ਅਪਣਾਇਆ ਗਿਆ ਹੋਵੇ।
ਉਦਾਹਰਨ
ਹੇਠਾਂ ਦਿੱਤੀ ਉਦਾਹਰਨ ਦਰਸਾਉਂਦੀ ਹੈ ਕਿ ਹੇਸ ਦੇ ਨਿਯਮ ਦੀ ਵਰਤੋਂ ਕਿਵੇਂ ਉਸ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦੀ ਗਣਨਾ ਕਰਨ ਲਈ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ ਜਿਸਨੂੰ ਸਿੱਧੇ ਤੌਰ ‘ਤੇ ਨਹੀਂ ਮਾਪਿਆ ਜਾ ਸਕਦਾ।
ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ‘ਤੇ ਵਿਚਾਰ ਕਰੋ:
$$\ce{2CO(g) + O_2(g) -> 2CO_2(g)}$$
ਇਸ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦੀ ਗਣਨਾ ਹੇਠਾਂ ਦਿੱਤੇ ਪੜਾਵਾਂ ਦੀ ਵਰਤੋਂ ਕਰਕੇ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ:
- ਹੇਠਾਂ ਦਿੱਤੀ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਲੱਭੋ:
$$\ce{CO(g) + 1/2O_2(g) -> CO_2(g)}$$
ਇਸ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ -283 kJ/mol ਹੈ।
- ਪੜਾਅ 1 ਵਿੱਚ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਨੂੰ 2 ਨਾਲ ਗੁਣਾ ਕਰੋ।
ਇਹ ਸਾਨੂੰ -566 kJ/mol ਦਿੰਦਾ ਹੈ।
- ਪੜਾਅ 1 ਵਿੱਚ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ, ਪੜਾਅ 2 ਵਿੱਚ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦੇ ਬਰਾਬਰ ਹੈ।
ਇਸ ਲਈ, ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ $\ce{2CO(g) + O2(g) -> 2CO2(g)}$ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ -566 kJ/mol ਹੈ।
ਹੇਸ ਦਾ ਨਿਰੰਤਰ ਤਾਪ ਜੋੜ ਨਿਯਮ ਇੱਕ ਸ਼ਕਤੀਸ਼ਾਲੀ ਔਜ਼ਾਰ ਹੈ ਜਿਸਦੀ ਵਰਤੋਂ ਇੱਕ ਰਸਾਇਣਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦੀ ਗਣਨਾ ਕਰਨ ਲਈ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ। ਇਹ ਨਿਯਮ ਊਰਜਾ ਦੇ ਸੁਰੱਖਿਅਣ ਦੇ ਸਿਧਾਂਤ ‘ਤੇ ਅਧਾਰਤ ਹੈ, ਜੋ ਕਹਿੰਦਾ ਹੈ ਕਿ ਊਰਜਾ ਨੂੰ ਬਣਾਇਆ ਜਾਂ ਨਸ਼ਟ ਨਹੀਂ ਕੀਤਾ ਜਾ ਸਕਦਾ।
ਹੇਸ ਦੇ ਨਿਰੰਤਰ ਤਾਪ ਜੋੜ ਨਿਯਮ ‘ਤੇ ਅਧਾਰਿਤ ਉਦਾਹਰਨ
ਹੇਸ ਦਾ ਨਿਰੰਤਰ ਤਾਪ ਜੋੜ ਨਿਯਮ ਕਹਿੰਦਾ ਹੈ ਕਿ ਇੱਕ ਰਸਾਇਣਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਵਿੱਚ ਕੁੱਲ ਤਾਪ ਪਰਿਵਰਤਨ ਲਈ ਚੁਣੇ ਗਏ ਰਸਤੇ ਤੋਂ ਸੁਤੰਤਰ ਹੁੰਦਾ ਹੈ। ਇਸਦਾ ਮਤਲਬ ਹੈ ਕਿ ਇੱਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਤਾਪ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦੀ ਗਣਨਾ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਦੇ ਵਿਅਕਤੀਗਤ ਪੜਾਵਾਂ ਲਈ ਤਾਪ ਪਰਿਵਰਤਨਾਂ ਨੂੰ ਜੋੜ ਕੇ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ।
ਉਦਾਹਰਨ ਲਈ, ਹੇਠਾਂ ਦਿੱਤੀ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ‘ਤੇ ਵਿਚਾਰ ਕਰੋ:
$$\ce{2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(l)}$$
ਇਸ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਤਾਪ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦੀ ਗਣਨਾ ਹੇਠਾਂ ਦਿੱਤੇ ਪੜਾਵਾਂ ਲਈ ਤਾਪ ਪਰਿਵਰਤਨਾਂ ਨੂੰ ਜੋੜ ਕੇ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ:
$$\ce{H2(g) + 1/2O2(g) -> H2O(l) ΔH = -285.8 kJ}$$
ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਕੁੱਲ ਤਾਪ ਪਰਿਵਰਤਨ ਹੈ:
$$\ce{ΔH = -285.8 kJ + (-285.8 kJ) = -571.6 kJ}$$
ਇਹ ਉਹੀ ਤਾਪ ਪਰਿਵਰਤਨ ਹੈ ਜੋ ਪ੍ਰਾਪਤ ਹੁੰਦਾ ਜੇਕਰ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਇੱਕ ਹੀ ਪੜਾਅ ਵਿੱਚ ਕੀਤੀ ਜਾਂਦੀ।
ਹੇਸ ਦੇ ਨਿਯਮ ਦੀ ਵਰਤੋਂ ਕਿਸੇ ਵੀ ਰਸਾਇਣਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਤਾਪ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦੀ ਗਣਨਾ ਕਰਨ ਲਈ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ, ਭਾਵੇਂ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਕਿੰਨੀ ਵੀ ਜਟਿਲ ਹੋਵੇ। ਇਹ ਇਸਨੂੰ ਥਰਮੋਕੈਮਿਸਟਰੀ ਲਈ ਇੱਕ ਬਹੁਤ ਹੀ ਉਪਯੋਗੀ ਔਜ਼ਾਰ ਬਣਾਉਂਦਾ ਹੈ।
ਹੇਸ ਦੇ ਨਿਯਮ ਦੇ ਉਪਯੋਗ
ਹੇਸ ਦੇ ਨਿਯਮ ਦੇ ਥਰਮੋਕੈਮਿਸਟਰੀ ਵਿੱਚ ਕਈ ਉਪਯੋਗ ਹਨ। ਕੁਝ ਸਭ ਤੋਂ ਆਮ ਉਪਯੋਗਾਂ ਵਿੱਚ ਸ਼ਾਮਲ ਹਨ:
- ਉਸ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਤਾਪ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦੀ ਗਣਨਾ ਕਰਨਾ ਜਿਸਨੂੰ ਇੱਕ ਹੀ ਪੜਾਅ ਵਿੱਚ ਨਹੀਂ ਕੀਤਾ ਜਾ ਸਕਦਾ।
- ਕਿਸੇ ਸੰਯੋਜਨ ਦੀ ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ ਦਾ ਨਿਰਧਾਰਨ ਕਰਨਾ।
- ਕਿਸੇ ਬਾਲਣ ਦੀ ਦਹਿਨ ਤਾਪ ਦੀ ਗਣਨਾ ਕਰਨਾ।
- ਕਿਸੇ ਰਸਾਇਣਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਦੇ ਉਤਪਾਦਾਂ ਦੀ ਭਵਿੱਖਬਾਣੀ ਕਰਨਾ।
ਹੇਸ ਦਾ ਨਿਯਮ ਇੱਕ ਸ਼ਕਤੀਸ਼ਾਲੀ ਔਜ਼ਾਰ ਹੈ ਜਿਸਦੀ ਵਰਤੋਂ ਥਰਮੋਕੈਮੀਕਲ ਸਮੱਸਿਆਵਾਂ ਦੀ ਕਿਸਮ ਨੂੰ ਹੱਲ ਕਰਨ ਲਈ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ। ਇਹ ਥਰਮੋਡਾਇਨਾਮਿਕਸ ਦਾ ਇੱਕ ਮੂਲ ਸਿਧਾਂਤ ਹੈ ਅਤੇ ਰਸਾਇਣ ਵਿਗਿਆਨ, ਇੰਜੀਨੀਅਰਿੰਗ ਅਤੇ ਪਦਾਰਥ ਵਿਗਿਆਨ ਦੇ ਖੇਤਰਾਂ ਵਿੱਚ ਵਿਆਪਕ ਤੌਰ ‘ਤੇ ਵਰਤਿਆ ਜਾਂਦਾ ਹੈ।
ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ ਦੀ ਗਣਨਾ
ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ ਉਸ ਊਰਜਾ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦਾ ਮਾਪ ਹੈ ਜੋ ਉਦੋਂ ਹੁੰਦਾ ਹੈ ਜਦੋਂ ਇੱਕ ਸੰਯੋਜਨ ਇਸਦੇ ਘਟਕ ਤੱਤਾਂ ਤੋਂ ਬਣਦਾ ਹੈ। ਇਹ ਇੱਕ ਮਹੱਤਵਪੂਰਨ ਥਰਮੋਡਾਇਨਾਮਿਕ ਗੁਣ ਹੈ ਜਿਸਦੀ ਵਰਤੋਂ ਕਈ ਤਰ੍ਹਾਂ ਦੀਆਂ ਰਸਾਇਣਕ ਗਣਨਾਵਾਂ ਵਿੱਚ ਕੀਤੀ ਜਾਂਦੀ ਹੈ।
ਮਾਨਕ ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ
ਕਿਸੇ ਸੰਯੋਜਨ ਦੀ ਮਾਨਕ ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ ਉਹ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਹੈ ਜੋ ਉਦੋਂ ਹੁੰਦਾ ਹੈ ਜਦੋਂ ਇੱਕ ਮੋਲ ਸੰਯੋਜਨ ਇਸਦੇ ਘਟਕ ਤੱਤਾਂ ਤੋਂ ਉਨ੍ਹਾਂ ਦੀਆਂ ਮਾਨਕ ਅਵਸਥਾਵਾਂ ਵਿੱਚ ਬਣਦਾ ਹੈ। ਕਿਸੇ ਤੱਤ ਦੀ ਮਾਨਕ ਅਵਸਥਾ, 1 atm ਦੇ ਦਬਾਅ ਅਤੇ 25°C ਦੇ ਤਾਪਮਾਨ ‘ਤੇ ਤੱਤ ਦਾ ਸਭ ਤੋਂ ਸਥਿਰ ਰੂਪ ਹੁੰਦੀ ਹੈ।
ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ ਦੀ ਗਣਨਾ
ਕਿਸੇ ਸੰਯੋਜਨ ਦੀ ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ ਦੀ ਗਣਨਾ ਹੇਠਾਂ ਦਿੱਤੇ ਸਮੀਕਰਨ ਦੀ ਵਰਤੋਂ ਕਰਕੇ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ:
$$\ce{ΔHf° = ΣΔHf°(products) - ΣΔHf°(reactants)}$$
ਜਿੱਥੇ:
- ΔHf° ਸੰਯੋਜਨ ਦੀ ਮਾਨਕ ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ ਹੈ
- ΔHf°(ਉਤਪਾਦ) ਉਤਪਾਦਾਂ ਦੀਆਂ ਮਾਨਕ ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀਆਂ ਦਾ ਜੋੜ ਹੈ
- ΔHf°(ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆਕਾਰੀ) ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆਕਾਰੀਆਂ ਦੀਆਂ ਮਾਨਕ ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀਆਂ ਦਾ ਜੋੜ ਹੈ
ਉਦਾਹਰਨ
ਪਾਣੀ ਦੀ ਮਾਨਕ ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ ਦੀ ਗਣਨਾ ਕਰਨ ਲਈ, ਸਾਨੂੰ ਹਾਈਡ੍ਰੋਜਨ ਅਤੇ ਆਕਸੀਜਨ ਦੀਆਂ ਮਾਨਕ ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀਆਂ ਦਾ ਪਤਾ ਹੋਣਾ ਚਾਹੀਦਾ ਹੈ। ਹਾਈਡ੍ਰੋਜਨ ਦੀ ਮਾਨਕ ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ 0 kJ/mol ਹੈ, ਅਤੇ ਆਕਸੀਜਨ ਦੀ ਮਾਨਕ ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ 0 kJ/mol ਹੈ। ਇਸ ਲਈ, ਪਾਣੀ ਦੀ ਮਾਨਕ ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ ਹੈ:
$$\ce{ΔHf°(H2O) = [2ΔHf°(H2) + ΔHf°(O2)] - [0 kJ/mol + 0 kJ/mol] = 0 kJ/mol}$$
ਇਸਦਾ ਮਤਲਬ ਹੈ ਕਿ ਹਾਈਡ੍ਰੋਜਨ ਅਤੇ ਆਕਸੀਜਨ ਤੋਂ ਪਾਣੀ ਦਾ ਬਣਨਾ ਇੱਕ ਥਰਮੋਨਿਊਟ੍ਰਲ ਪ੍ਰਕਿਰਿਆ ਹੈ।
ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ ਦੇ ਉਪਯੋਗ
ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ ਕਈ ਤਰ੍ਹਾਂ ਦੀਆਂ ਰਸਾਇਣਕ ਗਣਨਾਵਾਂ ਲਈ ਇੱਕ ਉਪਯੋਗੀ ਗੁਣ ਹੈ। ਉਦਾਹਰਨ ਲਈ, ਇਸਦੀ ਵਰਤੋਂ ਇਹਨਾਂ ਲਈ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ:
- ਕਿਸੇ ਰਸਾਇਣਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਦੇ ਉਤਪਾਦਾਂ ਦੀ ਭਵਿੱਖਬਾਣੀ ਕਰਨਾ
- ਕਿਸੇ ਰਸਾਇਣਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਦੁਆਰਾ ਛੱਡੀ ਜਾਂ ਸੋਖੀ ਗਈ ਗਰਮੀ ਦੀ ਗਣਨਾ ਕਰਨਾ
- ਰਸਾਇਣਕ ਪ੍ਰਕਿਰਿਆਵਾਂ ਦਾ ਡਿਜ਼ਾਈਨ ਕਰਨਾ
ਬਣਾਉਟ ਐਨਥੈਲਪੀ ਇੱਕ ਮਹੱਤਵਪੂਰਨ ਥਰਮੋਡਾਇਨਾਮਿਕ ਗੁਣ ਹੈ ਜਿਸਦੀ ਵਰਤੋਂ ਕਈ ਤਰ੍ਹਾਂ ਦੀਆਂ ਰਸਾਇਣਕ ਗਣਨਾਵਾਂ ਵਿੱਚ ਕੀਤੀ ਜਾਂਦੀ ਹੈ। ਇਹ ਉਸ ਊਰਜਾ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦਾ ਮਾਪ ਹੈ ਜੋ ਉਦੋਂ ਹੁੰਦਾ ਹੈ ਜਦੋਂ ਇੱਕ ਸੰਯੋਜਨ ਇਸਦੇ ਘਟਕ ਤੱਤਾਂ ਤੋਂ ਬਣਦਾ ਹੈ।
ਹੇਸ ਦੇ ਨਿਯਮ ‘ਤੇ ਅਧਾਰਤ ਸਮੱਸਿਆ
ਹੇਸ ਦਾ ਨਿਯਮ ਕਹਿੰਦਾ ਹੈ ਕਿ ਇੱਕ ਰਸਾਇਣਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਦਾ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਲਈ ਚੁਣੇ ਗਏ ਰਸਤੇ ਤੋਂ ਸੁਤੰਤਰ ਹੁੰਦਾ ਹੈ। ਇਸਦਾ ਮਤਲਬ ਹੈ ਕਿ ਇੱਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਦੇ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦੀ ਗਣਨਾ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਦੇ ਵਿਅਕਤੀਗਤ ਪੜਾਵਾਂ ਦੇ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨਾਂ ਨੂੰ ਜੋੜ ਕੇ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ।
ਸਮੱਸਿਆ
ਹੇਠਾਂ ਦਿੱਤੀ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ‘ਤੇ ਵਿਚਾਰ ਕਰੋ:
$$\ce{CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)}$$
ਇਸ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਦੇ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦੀ ਗਣਨਾ ਹੇਸ ਦੇ ਨਿਯਮ ਦੀ ਵਰਤੋਂ ਕਰਕੇ ਹੇਠਾਂ ਦਿੱਤੇ ਪੜਾਵਾਂ ਦੇ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨਾਂ ਨੂੰ ਜੋੜ ਕੇ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ:
$$\ce{CH4(g) + O2(g) → CO(g) + 2H2O(g) ΔH = -890 kJ}$$
$$\ce{CO(g) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -283 kJ}$$
ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਦਾ ਕੁੱਲ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਹੈ:
$$\ce{ΔH = ΔH1 + ΔH2 = -890 kJ + (-283 kJ) = -1173 kJ}$$
CH4 ਅਤੇ O2 ਵਿਚਕਾਰ CO2 ਅਤੇ H2O ਬਣਾਉਣ ਲਈ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਦਾ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ -1173 kJ ਹੈ। ਇਹ ਮੁੱਲ ਹੇਸ ਦੇ ਨਿਯਮ ਦੀ ਵਰਤੋਂ ਕਰਕੇ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਦੇ ਵਿਅਕਤੀਗਤ ਪੜਾਵਾਂ ਦੇ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨਾਂ ਨੂੰ ਜੋੜ ਕੇ ਗਿਣਿਆ ਗਿਆ ਸੀ।
ਹੇਸ ਦੇ ਨਿਯਮ ਬਾਰੇ ਅਕਸਰ ਪੁੱਛੇ ਜਾਂਦੇ ਸਵਾਲ
Q: ਹੇਸ ਦਾ ਨਿਯਮ ਕੀ ਹੈ?
A: ਹੇਸ ਦਾ ਨਿਯਮ ਕਹਿੰਦਾ ਹੈ ਕਿ ਇੱਕ ਰਸਾਇਣਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਕੁੱਲ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਲਈ ਚੁਣੇ ਗਏ ਰਸਤੇ ਤੋਂ ਸੁਤੰਤਰ ਹੁੰਦਾ ਹੈ। ਦੂਜੇ ਸ਼ਬਦਾਂ ਵਿੱਚ, ਇੱਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਇੱਕੋ ਜਿਹਾ ਹੁੰਦਾ ਹੈ, ਭਾਵੇਂ ਇਹ ਇੱਕ ਪੜਾਅ ਵਿੱਚ ਹੋਵੇ ਜਾਂ ਕਈ ਪੜਾਵਾਂ ਵਿੱਚ।
Q: ਹੇਸ ਦੇ ਨਿਯਮ ਦੀ ਵਰਤੋਂ ਕਿਵੇਂ ਕੀਤੀ ਜਾਂਦੀ ਹੈ?
A: ਹੇਸ ਦੇ ਨਿਯਮ ਦੀ ਵਰਤੋਂ ਉਸ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦੀ ਗਣਨਾ ਕਰਨ ਲਈ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ ਜਿਸਨੂੰ ਸਿੱਧੇ ਤੌਰ ‘ਤੇ ਨਹੀਂ ਮਾਪਿਆ ਜਾ ਸਕਦਾ। ਇਹ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆ ਦੇ ਵਿਅਕਤੀਗਤ ਪੜਾਵਾਂ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨਾਂ ਨੂੰ ਜੋੜ ਕੇ ਕੀਤਾ ਜਾਂਦਾ ਹੈ।
Q: ਹੇਸ ਦੇ ਨਿਯਮ ਦੀਆਂ ਗਣਨਾਵਾਂ ਦੀਆਂ ਕੁਝ ਉਦਾਹਰਨਾਂ ਕੀ ਹਨ?
A: ਹੇਸ ਦੇ ਨਿਯਮ ਦੀ ਵਰਤੋਂ ਕਿਵੇਂ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨਾਂ ਦੀ ਗਣਨਾ ਕਰਨ ਲਈ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ, ਇਸਦੀਆਂ ਕੁਝ ਉਦਾਹਰਨਾਂ ਹੇਠਾਂ ਦਿੱਤੀਆਂ ਗਈਆਂ ਹਨ:
- ਮੀਥੇਨ ਦੇ ਦਹਿਨ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦੀ ਗਣਨਾ ਹੇਠਾਂ ਦਿੱਤੀਆਂ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆਵਾਂ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨਾਂ ਨੂੰ ਜੋੜ ਕੇ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ:
$$\ce{CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = -890 kJ}$$
$$\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g) ΔH = -393 kJ}$$
$$\ce{2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(g) ΔH = -572 kJ}$$
ਮੀਥੇਨ ਦੇ ਦਹਿਨ ਲਈ ਕੁੱਲ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਹੈ:
$$\ce{ΔH = -890 kJ + (-393 kJ) + (-572 kJ) = -1855 kJ}$$
- ਪਾਣੀ ਦੀ ਬਣਾਉਟ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਦੀ ਗਣਨਾ ਹੇਠਾਂ ਦਿੱਤੀਆਂ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆਵਾਂ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨਾਂ ਨੂੰ ਜੋੜ ਕੇ ਕੀਤੀ ਜਾ ਸਕਦੀ ਹੈ:
$$\ce{H2(g) + 1/2O2(g) -> H2O(g) ΔH = -286 kJ}$$
$$\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g) ΔH = -393 kJ}$$
$$\ce{CO2(g) + H2O(g) -> H2CO3(aq) ΔH = -20 kJ}$$
ਪਾਣੀ ਦੀ ਬਣਾਉਟ ਲਈ ਕੁੱਲ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨ ਹੈ:
$$\ce{ΔH = -286 kJ + (-393 kJ) + (-20 kJ) = -699 kJ}$$
Q: ਹੇਸ ਦੇ ਨਿਯਮ ਦੀਆਂ ਸੀਮਾਵਾਂ ਕੀ ਹਨ?
A: ਹੇਸ ਦਾ ਨਿਯਮ ਸਿਰਫ਼ ਉਨ੍ਹਾਂ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆਵਾਂ ‘ਤੇ ਲਾਗੂ ਹੁੰਦਾ ਹੈ ਜੋ ਨਿਰੰਤਰ ਤਾਪਮਾਨ ਅਤੇ ਦਬਾਅ ‘ਤੇ ਹੁੰਦੀਆਂ ਹਨ। ਇਹ ਉਨ੍ਹਾਂ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆਵਾਂ ‘ਤੇ ਵੀ ਲਾਗੂ ਨਹੀਂ ਹੁੰਦਾ ਜਿਨ੍ਹਾਂ ਵਿੱਚ ਗੈਸ ਦੇ ਮੋਲਾਂ ਦੀ ਸੰਖਿਆ ਵਿੱਚ ਪਰਿਵਰਤਨ ਸ਼ਾਮਲ ਹੁੰਦਾ ਹੈ।
Q: ਕੀ ਹੇਸ ਦਾ ਨਿਯਮ ਅੱਜ ਵੀ ਵਰਤਿਆ ਜਾਂਦਾ ਹੈ?
A: ਹਾਂ, ਹੇਸ ਦਾ ਨਿਯਮ ਅੱਜ ਵੀ ਰਸਾਇਣ ਵਿਗਿਆਨੀਆਂ ਦੁਆਰਾ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆਵਾਂ ਲਈ ਐਨਥੈਲਪੀ ਪਰਿਵਰਤਨਾਂ ਦੀ ਗਣਨਾ ਕਰਨ ਲਈ ਵਰਤਿਆ ਜਾਂਦਾ ਹੈ। ਇਹ ਰਸਾਇਣਕ ਪ੍ਰਤੀਕਿਰਿਆਵਾਂ ਦੀ ਥਰਮੋਡਾਇਨਾਮਿਕਸ ਨੂੰ ਸਮਝਣ ਲਈ ਇੱਕ ਕੀਮਤੀ ਔਜ਼ਾਰ ਹੈ।
BETA
