آموزش قانون هس: از گرماسنجی تا محاسبه آنتالپی متان و مونوکسیدکربن

قانون هس (Hess’s Law) یا قانون جمع‌پذیری گرمای واکنش‌ها، یکی از پایه‌ای‌ترین و کاربردی‌ترین قوانین در شیمی حرارتی (ترموشیمی) است. این قانون، ابزاری قدرتمند برای محاسبه تغییر آنتالپی (ΔH) واکنش‌های شیمیایی است که به دلایل مختلفی مانند سرعت بسیار پایین، خطرناک بودن یا تولید ناخالصی، امکان اندازه‌گیری مستقیم آنها در آزمایشگاه وجود ندارد.

این مقاله آموزشی از سایت تدریس شیمی متین هوشیار، به عنوان بخشی از مباحث فصل دوم شیمی یازدهم، به صورت گام‌به‌گام و با زبانی ساده، به بررسی این قانون و کاربردهای کلیدی آن می‌پردازد. در ادامه، خواهید آموخت که چگونه می‌توان با استفاده از جمع جبری معادله‌های ترموشیمیایی، آنتالپی تشکیل موادی مانند گاز متان (گاز مرداب) و مونوکسیدکربن را که به روش تجربی قابل اندازه‌گیری نیستند، محاسبه کرد.

گرمای واکنش را چگونه اندازه‌گیری می‌کنند؟

برای بدست آوردن تغییرات انرژی در یک واکنش شیمیایی، به ویژه تغییر آنتالپی (ΔH)، نیاز به ابزار و روشی داریم که این تغییرات گرمایی را به دقت ثبت کند. این فرآیند که به آن کالریمتری یا گرماسنجی گفته می‌شود، پایه تجربی بسیاری از محاسبات در ترموشیمی است. در این بخش با ساده‌ترین و کاربردی‌ترین روش این کار آشنا می‌شویم.

دستگاه‌های گرماسنج در انواع پیچیده و ساده وجود دارند، اما اصل کار همه آنها مشابه است: اندازه‌گیری مقدار گرمای مبادله شده در یک فرآیند در شرایط کنترل‌شده. انتخاب نوع گرماسنج به عواملی مانند حالت فیزیکی مواد شرکت‌کننده، شدت واکنش و دقت مورد نیاز بستگی دارد.

گرماسنج لیوانی؛ ساده‌ترین ابزار برای اندازه‌گیری ΔH

گرماسنج لیوانی یک دستگاه ساده، اما هوشمندانه برای اندازه‌گیری تغییرات گرمایی واکنش‌هایی است که در فشار ثابت انجام می‌شوند؛ دقیقاً همان شرایطی که تغییر آنتالپی (ΔH) را می‌سنجیم. این دستگاه معمولاً از یک لیوان استیروفوم (که عایق بسیار خوبی است)، یک درپوش برای کاهش تبادل گرما با محیط و یک دماسنج دقیق تشکیل شده است.

مزیت بزرگ گرماسنج لیوانی، سادگی و در دسترس بودن مواد آن است. از این دستگاه می‌توان برای اندازه‌گیری گرمای حل شدن مواد، گرمای واکنش‌های خنثی‌شدن اسید و باز و همچنین واکنش‌هایی که در محلول آبی انجام می‌شوند، استفاده کرد. با اندازه‌گیری تغییر دمای محیط واکنش (محلول) و با استفاده از رابطه q = m.c.ΔT و در نظر گرفتن ظرفیت گرمایی خود کالری‌متر، مقدار گرمای مبادله شده و در نهایت ΔH واکنش محاسبه می‌شود.

چرا برخی واکنش‌ها را نمی‌توان مستقیما اندازه‌گیری کرد؟

اگرچه گرماسنج‌ها ابزارهای مفیدی هستند، اما برای همه واکنش‌ها قابل استفاده نیستند. موانع اصلی برای اندازه‌گیری مستقیم ΔH عبارتند از:

• واکنش‌های بسیار کند: برخی واکنش‌ها آنقدر کند هستند که تا پایان یافتن آن، تبادل گرمایی قابل توجهی با محیط اطراف رخ داده و اندازه‌گیری را غیردقیق می‌کند. برای مثال، واکنش تشکیل آمونیاک (NH₃) از عناصر خود در دما و فشار معمولی، بسیار کند است.
• واکنش‌های جانبی ناخواسته: در بسیاری از موارد، واکنش اصلی به صورت خالص انجام نمی‌شود و واکنش‌های جانبی دیگری رخ می‌دهند که گرمای تولید شده مربوط به مجموعه‌ای از واکنش‌هاست و نه فقط واکنش مورد نظر ما. یک مثال کلیدی، سوختن ناقص کربن برای تولید مونوکسیدکربن (CO) است که همزمان با تولید CO₂ همراه است.
• مشکلات ایمنی و عملی: برخی واکنش‌ها می‌توانند بسیار انفجاری، شدیداً گرمازا یا همراه با تولید مواد سمی باشند که انجام ایمن آنها در یک گرماسنج ساده را غیرممکن یا بسیار خطرناک می‌سازد.

این محدودیت‌ها بود که نیاز به یک روش غیرمستقیم و مبتنی بر محاسبه را آشکار کرد؛ روشی که بر پایه یک قانون بنیادی در شیمی بنا شده است.

قانون هس؛ راهکاری شگرف برای واکنش‌های غیرممکن

وقتی اندازه‌گیری مستقیم تغییر آنتالپی یک واکنش به دلایل عملی غیرممکن باشد، قانون هس مانند یک نقشه راهنما عمل می‌کند. این قانون به ما اجازه می‌دهد تا با کنار هم گذاشتن اطلاعات واکنش‌های دیگر، به پاسخ مورد نظر خود برسیم. درک این قانون، دروازه‌ای به سوی حل مسائل پیچیده‌تر ترموشیمی است.

قانون هس نه تنها یک تکنیک محاسباتی است، بلکه بر یک اصل مهم فیزیکی استوار است: آنتالپی یک تابع حالت است. این یعنی تغییر آنتالپی در یک واکنش شیمیایی فقط به حالت اولیه و نهایی سیستم بستگی دارد و مستقل از مسیر انجام واکنش است. این ویژگی، اساس اعتماد به محاسبات غیرمستقیم را فراهم می‌کند.

قانون هس چیست؟ بیان ساده یک مفهوم مهم

قانون هس به زبان ساده می‌گوید: اگر یک واکنش شیمیایی بتواند از چندین مرحله یا مسیر مختلف انجام شود، تغییر آنتالپی کلی واکنش (ΔH) برابر است با مجموع جبری تغییر آنتالپی‌های هر یک از آن مراحل.

به بیان دیگر، برای محاسبه ΔH واکنش مورد نظر خود، می‌توانیم آن را به چند واکنش کوچک‌تر و ساده‌تر بشکنیم که آنتالپی هرکدام از آن واکنش‌ها را می‌دانیم. سپس با جمع یا تفریق این واکنش‌ها، به معادله اصلی برسیم و تغییر آنتالپی آن را محاسبه کنیم.

جمع پذیری آنتالپی؛ قلب تپنده قانون هس

کلید حل مسائل قانون هس، درک درست جمع پذیری آنتالپی است. این مفهوم به ما می‌آموزد که چگونه مانند پازل، واکنش‌های ترموشیمیایی را در کنار هم بچینیم. برای این کار از سه قاعده اصلی استفاده می‌کنیم:

1. معکوس کردن واکنش: اگر جهت یک واکنش را معکوس کنیم، علامت ΔH آن نیز معکوس می‌شود.

• مثال: اگر A → B با ΔH = +x kJ باشد، آنگاه B → A با ΔH = –x kJ خواهد بود.

2. ضرب در یک ضریب: اگر یک معادله ترموشیمیایی را در یک عدد ضرب کنیم، باید ΔH آن را نیز در همان عدد ضرب کنیم.

• مثال: اگر A → B با ΔH = +x kJ باشد، آنگاه 2A → 2B با ΔH = +2x kJ خواهد بود.

3. جمع واکنش‌ها: اگر دو یا چند معادله ترموشیمیایی را با هم جمع کنیم، ΔH واکنش نهایی برابر جمع جبری ΔHهای آن واکنش‌ها خواهد بود.

این قواعد، ابزارهای ریاضی هستند که به ما امکان می‌دهند مسیرهای مختلف را برای رسیدن به پاسخ نهایی بسازیم. در بخش بعدی، این قواعد را در عمل و برای حل یک مسئله واقعی به کار خواهیم گرفت.

حل یک مسئله کلیدی با قانون هس: تولید گاز متان

یکی از بارزترین مثال‌ها برای نشان دادن قدرت قانون هس، محاسبه آنتالپی استاندارد تشکیل گاز متان (CH₄) از عناصر سازنده آن است. این واکنش اگرچه از نظر ترمودینامیکی امکان‌پذیر است، اما در عمل با موانع بزرگی روبرو است. در این بخش، دقیقاً بررسی می‌کنیم که چگونه قانون هس این مشکل را حل می‌کند.

محاسبه ΔH برای واکنش

C_{(گرافیت)} + 2H₂ (g) → CH₄ (g)

یک تمرین عالی برای به کارگیری تمام قواعد قانون هس است. این مسئله به خوبی نشان می‌دهد که چگونه می‌توان از واکنش‌های سوختن که اندازه‌گیری ΔH آنها به طور تجربی ساده‌تر است، برای محاسبه آنتالپی یک واکنش تشکیل غیرمستقیم استفاده کرد.

چرا تولید متان در آزمایشگاه غیرعملی است؟

تهیه مستقیم متان از عناصر سازنده آن در شرایط آزمایشگاهی با چالش‌های متعددی روبرو است که اندازه‌گیری دقیق ΔH را غیرممکن می‌سازد:

• واکنش‌های جانبی ناخواسته: واکنش کربن (گرافیت) و هیدروژن در دما و فشار معمولی، بسیار کند است. برای سرعت بخشیدن به آن، به دماهای بالا نیاز داریم، اما در این دماها به جای تولید خالص متان، مجموعه پیچیده‌ای از محصولات شامل هیدروکربن‌های مختلف و حتی کربن نسوخته ایجاد می‌شود.
• عدم تکمیل واکنش: حتی در صورت ایجاد شرایط مناسب، ممکن است واکنش به طور کامل انجام نشود و مخلوطی از واکنش‌دهنده و محصول باقی بماند. این امر محاسبه دقیق گرمای مبادله شده برای تشکیل یک مول متان خالص را ناممکن می‌کند.
• ملاحظات عملی و ایمنی: کار با گاز هیدروژن در دما و فشار بالا خطرات ایمنی به همراه دارد و کنترل دقیق شرایط آزمایش دشوار است.

به همین دلایل، ناچاریم به سراغ قانون هس برویم و ΔH این واکنش را به صورت غیرمستقیم و با استفاده از واکنش‌های سوختن که به راحتی قابل مطالعه هستند، محاسبه کنیم.

گام به گام تا محاسبه ΔH تشکیل متان

برای محاسبه ΔH واکنش تشکیل متان، از سه واکنش سوختن کمک می‌گیریم که آنتالپی آنها به خوبی مشخص است:

1. سوختن گرافیت:

C_{(گرافیت)} + O₂(g) → CO₂(g) | ΔH₁ = -393.5 kJ/mol

2. سوختن هیدروژن:

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l) | ΔH₂ = -571.6 kJ/mol (توجه: این مقدار برای تشکیل 2 مول آب است.)

3. سوختن متان:

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l) | ΔH₃ = -890.8 kJ/mol

حالا مراحل رسیدن به پاسخ را طی می‌کنیم:

هدف:

C_{(گرافیت)} + 2H₂(g) → CH₄(g) | ΔH = ?

گام اول: واکنش‌های پایه را می‌نویسیم

واکنش سوختن گرافیت (1) و سوختن هیدروژن (2) را همانطور که هستند، نگه می‌داریم، زیرا کربن و هیدروژن در سمت واکنش‌دهنده‌ها قرار دارند.

گام دوم: واکنش سوختن متان را معکوس می‌کنیم

از آنجایی که در واکنش هدف، متان یک محصول است، اما در واکنش سوختن (3) یک واکنش‌دهنده است، باید آن را معکوس کنیم. با معکوس کردن، هم جهت واکنش درست می‌شود و هم علامت ΔH آن تغییر می‌کند:

CO₂(g) + 2H₂O(l) → CH₄(g) + 2O₂(g) | ΔH = +890.8 kJ/mol

گام سوم: جمع جبری واکنش‌ها

حالا هر سه واکنش را با هم جمع می‌کنیم:

C_{(گرافیت)} + O₂(g) → CO₂(g) | ΔH₁ = -393.5 kJ

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l) | ΔH₂ = -571.6 kJ

CO₂(g) + 2H₂O(l) → CH₄(g) + 2O₂(g) | ΔH = +890.8 kJ

___________________

C_{(گرافیت)} + 2H₂(g) → CH₄(g) | ΔH = ?

گام چهارم: حذف گونه‌های مشترک

گونه‌هایی که در دو طرف پیکان وجود دارند را حذف می‌کنیم:

• CO₂(g) در دو طرف حذف می‌شود.
• 2H₂O(l) در دو طرف حذف می‌شود.
• O₂(g) به مقدار 1 + 1 – 2 = 0 مول حذف می‌شود.

در نهایت فقط واکنش هدف ما باقی می‌ماند:

C_{(گرافیت)} + 2H₂(g) → CH₄(g)

گام پنجم: جمع جبری ΔHها

تغییر آنتالپی نهایی برابر است با جمع ΔHهای واکنش‌های انجام شده:

ΔH = ΔH₁ + ΔH₂ + (ΔH معکوس شده)

ΔH = (-393.5) + (-571.6) + (+890.8) = -74.3 kJ/mol

نتیجه: آنتالپی استاندارد تشکیل گاز متان از عناصرش (ΔH_f°) برابر با 74.3- کیلوژول بر مول است. این مقدار منفی، نشان‌دهنده آزاد شدن انرژی و پایداری بیشتر محصول نسبت به واکنش‌دهنده‌ها است.

کاربرد قانون هس در محاسبه آنتالپی تشکیل مونوکسیدکربن

یکی دیگر از کاربردهای کلیدی قانون هس، محاسبه آنتالپی تشکیل مونوکسیدکربن (CO) است. این ماده گازی که در اثر سوختن ناقص کربن تولید می‌شود، از جمله مواردی است که اندازه‌گیری مستقیم گرمای تشکیل آن با مشکل مواجه است. قانون هس راه حلی دقیق و سرراست برای این مسئله ارائه می‌دهد.

محاسبه ΔH_f° برای واکنش

C_{(گرافیت)} + ½O₂(g) → CO(g)

به خوبی نشان می‌دهد که چگونه می‌توان با ترکیب هوشمندانه واکنش‌های سوختن کامل، به اطلاعاتی در مورد یک واکنش سوختن ناقص دست یافت. این مثال بر قدرت قانون هس در حل مسائل به ظاهر پیچیده تأکید می‌کند.

چرا ΔH تشکیل CO را نمی‌توان مستقیما اندازه گرفت؟

اندازه‌گیری مستقیم آنتالپی تشکیل مونوکسیدکربن به دلیل یک مشکل اساسی در انجام کنترل شده واکنش، غیرممکن است:

• سوختن ناقص اجتناب‌ناپذیر: هنگامی که گرافیت در حضور محدود اکسیژن می‌سوزد، نمی‌توان واکنش را به گونه‌ای کنترل کرد که فقط مونوکسیدکربن تولید شود. همیشه مقداری دی‌اکسیدکربن (CO₂) به عنوان محصول جانبی و ناخواسته تشکیل می‌شود. این امر به دلیل تمایل ذاتی کربن برای رسیدن به حالت اکسیداسیون پایدارتر (+4) است.
• مخلوط محصولات: از آنجایی که محصول نهایی همیشه مخلوطی از CO و CO₂ است، اندازه‌گیری گرمای آزاد شده مربوط به تشکیل CO خالص غیرممکن خواهد بود. گرمای اندازه‌گیری شده در واقع مربوط به ترکیبی از دو واکنش مختلف است.
• جداسازی مشکل: جداسازی دقیق گرمای مربوط به هر یک از این دو واکنش از طریق آزمایش‌های کالری‌متری معمولی امکان‌پذیر نیست.

حل مسئله مونوکسیدکربن با استفاده از قانون هس

برای محاسبه ΔH تشکیل CO، از دو واکنش سوختن کامل که آنتالپی آنها به دقت مشخص است، استفاده می‌کنیم:

1. سوختن کامل کربن به CO₂:

C(_{گرافیت)} + O₂(g) → CO₂(g) | ΔH₁ = -393.5 kJ/mol

2. سوختن کامل CO به CO₂:

CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g) | ΔH₂ = -283.0 kJ/mol

هدف:

C_{(گرافیت)} + ½O₂(g) → CO(g) | ΔH = ?

راه حل:

گام اول: تحلیل مسیر
می‌دانیم سوختن مستقیم کربن به CO₂ (واکنش ۱) اتفاق می‌افتد. از طرفی، اگر CO تشکیل شود، سوختن آن به CO₂ (واکنش ۲) را نیز داریم. مسیر کلی تبدیل کربن به CO₂ را می‌توان به دو صورت در نظر گرفت:
مسیر مستقیم: C → CO₂ (یک مرحله)
مسیر غیرمستقیم: C → CO → CO₂ (دو مرحله)

گام دوم: اعمال قانون هس
از آنجایی که آنتالپی یک تابع حالت است، ΔH مسیر مستقیم باید برابر جمع ΔHهای مسیر غیرمستقیم باشد:

ΔH₁ = ΔH(تشکیل CO) + ΔH₂

-393.5 kJ/mol = ΔH(تشکیل CO) + (-283.0 kJ/mol)

گام سوم: حل معادله

با حل کردن معادله بالا برای ΔH(تشکیل CO):

ΔH(تشکیل CO) = ΔH₁ – ΔH₂
ΔH(تشکیل CO) = (-393.5 kJ/mol) – (-283.0 kJ/mol)
ΔH(تشکیل CO) = -393.5 + 283.0 = -110.5 kJ/mol

نتیجه: آنتالپی استاندارد تشکیل مونوکسیدکربن (ΔH_f°) برابر با 110.5- کیلوژول بر مول است. این محاسبه هوشمندانه، که مستقیماً از قانون هس و مفهوم تابع حالت بودن آنتالپی ناشی می‌شود، مقدار دقیقی را برای واکنشی آشکار می‌کند که اندازه‌گیری تجربی آن غیرممکن است.

مقایسه پایداری: هیدرازین در مقابل آمونیاک

در شیمی، مفهوم پایداری اغلب با تغییر آنتالپی تشکیل استاندارد (ΔH_f°) مرتبط است. ترکیبی که آنتالپی تشکیل منفی‌تری داشته باشد، از نظر ترمودینامیکی پایدارتر محسوب می‌شود، زیرا انرژی کمتری دارد. در این بخش، با استفاده از قانون هس، پایداری دو ترکیب مهم نیتروژن‌دار یعنی هیدرازین (N₂H₄) و آمونیاک (NH₃) را مقایسه خواهیم کرد.

این مقایسه نه تنها یک کاربرد جالب دیگر از قانون هس را نشان می‌دهد، بلکه به درک بهتری از رابطه بین ساختار مولکولی و پایداری انرژی می‌انجامد. داده‌های ترموشیمیایی می‌توانند پیش‌بینی کنند که کدام ماده در شرایط یکسان از پایداری ذاتی بیشتری برخوردار است.

محاسبه آنتالپی تشکیل هیدرازین با قانون هس

برای محاسبه ΔH_f° هیدرازین، از واکنش سوختن آن و همچنین آنتالپی تشکیل آب استفاده می‌کنیم. واکنش سوختن کامل هیدرازین به صورت زیر است:

N₂H₄(l) + O₂(g) → N₂(g) + 2H₂O(l)

ΔH سوختن = 622- کیلوژول بر مول

همچنین می‌دانیم:

ΔH_f° (H₂O(l)) = -۲۸۶ کیلوژول بر مول

هدف: محاسبه ΔH_f° برای N₂H₄(l) از عناصر سازنده آن در حالت استانداردشان:

N₂(g) + 2H₂(g) → N₂H₄(l) | ΔH_f° = ?

راه حل:

گام اول: نوشتن معادله سوختن بر اساس آنتالپی‌های تشکیل

طبق تعریف، تغییر آنتالپی هر واکنش را می‌توان با آنتالپی‌های تشکیل محصولات و واکنش‌دهندگان محاسبه کرد:

ΔH سوختن = [مجموع ΔH_f°(محصولات)] – [مجموع ΔH_f°(واکنش‌دهندگان)]

گام دوم: جایگذاری مقادیر معلوم

-۶۲۲ kJ/mol = [ (۱ mol × ΔH_f°(N₂(g)) + (۲ mol × ΔH_f°(H₂O(l)) ] – [ (۱ mol × ΔH_f°(N₂H₄(l)) + (۱ mol × ΔH_f°(O₂(g)) ]

توجه: ΔH_f° برای عناصر خالص در حالت استانداردشان (مانند N₂(g) و O₂(g)) صفر است.
بنابراین:

-۶۲۲ kJ/mol = [ (۰) + (۲ × -۲۸۶ kJ/mol) ] – [ ΔH_f°(N₂H₄(l)) + ۰ ]
-۶۲۲ kJ/mol = [ -۵۷۲ kJ/mol ] – ΔH_f°(N₂H₄(l))

گام سوم: حل معادله برای ΔH_f°(N₂H₄(l))

-۶۲۲ kJ/mol = -۵۷۲ kJ/mol – ΔH_f°(N₂H₄(l))
ΔH_f°(N₂H₄(l)) = -۵۷۲ kJ/mol + ۶۲۲ kJ/mol
ΔH_f°(N₂H₄(l)) = +۵۰ kJ/mol

پاسخ به یک سوال مفهومی: کدام پایدارتر است؟

اکنون با مقایسه آنتالپی تشکیل استاندارد این دو ترکیب می‌توان به سوال پایداری پاسخ داد:

• آمونیاک (NH₃): ΔH_f° = -46 kJ/mol (مقدار استاندارد از جداول ترموشیمیایی)
• هیدرازین (N₂H₄): ΔH_f° = +50 kJ/mol (طبق محاسبه بالا)

تفسیر و نتیجه‌گیری:
مقدار ΔH_f° منفی برای آمونیاک نشان می‌دهد که تشکیل آن از عناصرش یک فرآیند گرماده است و محصول پایدارتری نسبت به عناصر سازنده خود دارد. در مقابل، مقدار ΔH_f° مثبت برای هیدرازین نشان می‌دهد که تشکیل آن از عناصرش یک فرآیند گرماگیر است و این ترکیب از نظر ترمودینامیکی ناپایدارتر از عناصر سازنده خود است.

پاسخ نهایی: در شرایط یکسان، آمونیاک (NH₃) پایدارتر از هیدرازین (N₂H₄) است. زیرا انرژی کمتری دارد (ΔH_f° منفی‌تر). هیدرازین به دلیل داشتن انرژی بالاتر و پیوند N-N نسبتاً ضعیف، تمایل زیادی به تجزیه (decomposition) دارد و اغلب به عنوان سوخت موشک استفاده می‌شود زیرا تجزیه آن بسیار گرماده است.

جمع‌بندی نهایی: قدرت قانون هس در شیمی

قانون هس به عنوان یکی از قوانین بنیادی شیمی حرارتی، توانایی منحصر به فردی در محاسبه غیرمستقیم تغییرات آنتالپی واکنش‌های شیمیایی پیچیده یا غیرقابل اندازه‌گیری در اختیار ما قرار می‌دهد. این قانون بر پایه اصل تابعِ حالت بودن آنتالپی استوار است. طبق آن، مسیر رسیدن از واکنش‌دهنده‌ها به محصولات، تأثیری بر مقدار کلی ΔH ندارد. این ویژگی کلیدی، امکان ترکیب هوشمندانه واکنش‌های ترموشیمیایی مختلف برای رسیدن به معادله و آنتالپی واکنش هدف را فراهم می‌کند.

در این مقاله دیدیم که چگونه قانون هس برای محاسبه آنتالپی تشکیل موادی مانند متان و مونوکسیدکربن که اندازه‌گیری مستقیم آنها ممکن نیست، به کار می‌رود. همچنین با مقایسه آنتالپی تشکیل هیدرازین و آمونیاک، توانایی این قانون در پیش‌بینی پایداری نسبی ترکیبات مختلف را بررسی کردیم. قدرت قانون هس نه تنها در حل مسائل تئوری، بلکه در کاربردهای عملی مانند صنایع شیمیایی، مهندسی سوخت و مطالعات زیست‌شناسی نیز آشکار می‌شود.

مهارت در به کارگیری قانون هس — شامل توانایی معکوس کردن واکنش‌ها، ضرب در ضرایب مناسب و جمع جبری معادلات — درک عمیق‌تری از مفاهیم انرژی و پایداری در واکنش‌های شیمیایی به دست می‌دهد. این قانون نه تنها یک ابزار محاسباتی، بلکه پنجره‌ای به درک بهتر رفتار انرژی در دنیای شیمی است که اهمیت آن در آموزش و کاربردهای عملی شیمی انکارناپذیر می‌باشد.

سعید نوراللهی