एन्थैल्पी परिवर्तन की गणना कैसे करें

किसी अभिक्रिया का एन्थैल्पी परिवर्तन, यदि वह स्थिर दाब पर होता है, तो अभिक्रिया होने पर अवशोषित या मुक्त होने वाली ऊष्मा की मात्रा होती है। आप विशिष्ट स्थिति और आपके पास उपलब्ध जानकारी के आधार पर अलग-अलग तरीकों से गणना पूरी करते हैं। कई गणनाओं के लिए, हेस का नियम आपके द्वारा उपयोग की जाने वाली जानकारी का महत्वपूर्ण हिस्सा है, लेकिन यदि आप उत्पादों और अभिकारकों की थैलीपी को जानते हैं, तो गणना बहुत सरल है।

टीएल; डीआर (बहुत लंबा; पढ़ा नहीं)

आप सरल सूत्र का उपयोग करके थैलेपी में परिवर्तन की गणना कर सकते हैं: एच = एच_{उत्पादों} - एच_{अभिकारकों}

एन्थैल्पी (एच) की सटीक परिभाषा आंतरिक ऊर्जा (यू) और दबाव (पी) और आयतन (वी) के उत्पाद का योग है। प्रतीकों में, यह है:

एच = यू + पीवी

थैलेपी (∆H) में परिवर्तन इसलिए है:

H = U + P∆V

जहां डेल्टा प्रतीक (∆) का अर्थ है "में परिवर्तन।" व्यवहार में, दबाव स्थिर रहता है और उपरोक्त समीकरण को बेहतर तरीके से दिखाया जाता है:

H = U + P∆V

हालांकि, एक निरंतर दबाव के लिए, थैलेपी में परिवर्तन केवल ऊष्मा (q) को स्थानांतरित किया जाता है:

एच = क्यू

यदि (q) धनात्मक है, तो अभिक्रिया ऊष्माशोषी है (अर्थात, अपने परिवेश से ऊष्मा अवशोषित करती है), और यदि यह ऋणात्मक है, तो अभिक्रिया ऊष्माक्षेपी है (अर्थात, अपने परिवेश में ऊष्मा छोड़ती है)। एन्थैल्पी में kJ/mol या J/mol, या सामान्य तौर पर, ऊर्जा/द्रव्यमान की इकाइयाँ होती हैं। उपरोक्त समीकरण वास्तव में ऊष्मा प्रवाह और ऊर्जा के भौतिकी से संबंधित हैं: ऊष्मागतिकी।

एन्थैल्पी परिवर्तन की गणना करने का सबसे बुनियादी तरीका उत्पादों और अभिकारकों की एन्थैल्पी का उपयोग करता है। यदि आप इन राशियों को जानते हैं, तो समग्र परिवर्तन निकालने के लिए निम्न सूत्र का उपयोग करें:

एच = एच_{उत्पादों} - एच_{अभिकारकों}

सोडियम क्लोराइड बनाने के लिए क्लोराइड आयन में सोडियम आयन का जुड़ना एक प्रतिक्रिया का एक उदाहरण है जिसे आप इस तरह से गणना कर सकते हैं। आयनिक सोडियम की एन्थैल्पी -239.7 kJ/mol है, और क्लोराइड आयन की एन्थैल्पी -167.4 kJ/mol है। सोडियम क्लोराइड (टेबल सॉल्ट) में −411 kJ/mol की एन्थैल्पी होती है। इन मानों को सम्मिलित करना देता है:

∆एच = −411 kJ/mol - (−239.7 kJ/mol −167.4 kJ/mol)

= −411 kJ/mol - (−407.1 kJ/mol)

= −411 kJ/mol + 407.1 kJ/mol = −3.9 kJ/mol

तो नमक के बनने से प्रति मोल लगभग 4 kJ ऊर्जा निकलती है।

जब कोई पदार्थ ठोस से तरल, द्रव से गैस या ठोस से गैस में बदलता है, तो इन परिवर्तनों में विशिष्ट एन्थैल्पी शामिल होती हैं। गलनांक की एन्थैल्पी (या गुप्त ऊष्मा) ठोस से द्रव में संक्रमण का वर्णन करती है (इस मान का उल्टा है और इसे संलयन की एन्थैल्पी कहा जाता है), वाष्पीकरण की थैलीपी का वर्णन करती है तरल से गैस में संक्रमण (और इसके विपरीत संक्षेपण है) और उच्च बनाने की क्रिया की थैलीपी ठोस से गैस में संक्रमण का वर्णन करती है (रिवर्स को फिर से संक्षेपण की थैलीपी कहा जाता है)।

जल के लिए गलनांक की एन्थैल्पी ∆H होती है_गलन = 6.007 kJ/mol. कल्पना कीजिए कि आप बर्फ को 250 केल्विन से पिघलने तक गर्म करते हैं, और फिर पानी को 300 K तक गर्म करते हैं। हीटिंग भागों के लिए थैलेपी परिवर्तन केवल आवश्यक गर्मी है, इसलिए आप इसका उपयोग करके पा सकते हैं:

एच = एनसी∆टी

जहाँ (n) मोलों की संख्या है, (∆T) तापमान में परिवर्तन है और (C) विशिष्ट ऊष्मा है। बर्फ की विशिष्ट ऊष्मा 38.1 J/K mol है और पानी की विशिष्ट ऊष्मा 75.4 J/K mol है। तो गणना कुछ भागों में होती है। सबसे पहले, बर्फ को 250 K से 273 K (यानी -23 °C से 0°C) तक गर्म करना होता है। 5 मोल बर्फ के लिए, यह है:

एच = एनसी∆टी

= 5 mol × 38.1 J/K mol × 23 K

= 4.382 केजे

अब गलन एन्थैल्पी को मोलों की संख्या से गुणा करें:

एच = एन एच_गलन

= 5 मोल × 6.007 kJ/mol

= ३०.०३५ केजे

वाष्पीकरण के लिए गणना समान होती है, पिघलने वाले के स्थान पर वाष्पीकरण थैलीपी को छोड़कर। अंत में, अंतिम हीटिंग चरण (273 से 300 K तक) की गणना पहले की तरह ही करें:

एच = एनसी∆टी

= 5 mol × 75.4 J/K mol × 27 K

= 10.179 kJ

प्रतिक्रिया के लिए थैलेपी में कुल परिवर्तन खोजने के लिए इन भागों का योग करें:

ΔH_{संपूर्ण} = १०.१७९ केजे + ३०.०३५ केजे + ४.३८२ केजे

= ४४.५९६ केजे

हेस का नियम तब उपयोगी होता है जब आप जिस प्रतिक्रिया पर विचार कर रहे हैं उसके दो या दो से अधिक भाग होते हैं और आप थैलेपी में समग्र परिवर्तन खोजना चाहते हैं। यह बताता है कि किसी प्रतिक्रिया या प्रक्रिया के लिए थैलेपी परिवर्तन उस मार्ग से स्वतंत्र होता है जिसके माध्यम से यह होता है। इसका मतलब यह है कि यदि प्रतिक्रिया पदार्थ पर दूसरे में बदल जाती है, तो इससे कोई फर्क नहीं पड़ता कि प्रतिक्रिया एक चरण में होती है (अभिकारक उत्पाद बन जाते हैं) तुरंत) या क्या यह कई चरणों से गुजरता है (अभिकारक मध्यस्थ बन जाते हैं और फिर उत्पाद बन जाते हैं), परिणामी थैलेपी परिवर्तन समान होता है दोनों घटनायें।

यह आमतौर पर इस कानून का उपयोग करने में आपकी मदद करने के लिए एक आरेख (संसाधन देखें) बनाने में मदद करता है। एक उदाहरण यह है कि यदि आप तीन हाइड्रोजन के साथ छह मोल कार्बन से शुरू करते हैं, तो वे एक मध्यस्थ कदम के रूप में ऑक्सीजन के साथ संयोजन करने के लिए दहन करते हैं और फिर बेंजीन को अंतिम उत्पाद के रूप में बनाते हैं।

हेस का नियम कहता है कि अभिक्रिया की एन्थैल्पी में परिवर्तन दोनों भागों की एन्थैल्पी में परिवर्तन का योग होता है। इस मामले में, कार्बन के एक मोल के दहन में H = −394 kJ/mol (प्रतिक्रिया में यह छह बार होता है), एक मोल के दहन के लिए एन्थैल्पी में परिवर्तन होता है। हाइड्रोजन गैस का H = -286 kJ/mol है (यह तीन बार होता है) और कार्बन डाइऑक्साइड और जल मध्यस्थ H = +3,267 के एन्थैल्पी परिवर्तन के साथ बेंजीन बन जाते हैं केजे / मोल।

कुल एन्थैल्पी परिवर्तन का पता लगाने के लिए इन परिवर्तनों का योग लें, प्रतिक्रिया के पहले चरण में आवश्यक मोलों की संख्या से प्रत्येक को गुणा करना याद रखें:

ΔH_{संपूर्ण} = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267

= 3,267 − 2,364 - 858

= ४५ केजे/मोल