एन्थैल्पी

एन्थैल्पी H = U + pV एक ऊष्मागतिक अवस्था-फलन है। स्थिर दाब और केवल pV कार्य वाली सामान्य परिस्थितियों में ΔH प्रणाली द्वारा अवशोषित या छोड़ी गई ऊष्मा q_p से सीधे जुड़ता है।

H = U + pV का अर्थ

आंतरिक ऊर्जा U में सूक्ष्म गतिज और संभावित ऊर्जा योगदान शामिल हैं। pV पद जोड़ने से स्थिर दाब प्रक्रियाओं के लिए एक विशेष रूप से उपयोगी अवस्था-फलन मिलता है। केवल pV कार्य और स्थिर बाहरी दाब की आदर्श परिस्थिति में q_p = ΔH।

इसलिए 'एन्थैल्पी = ऊष्मा' कहना गलत है। H अवस्था-फलन है, जबकि q प्रक्रिया-पथ पर निर्भर ऊर्जा अंतरण है। विशिष्ट परिस्थितियों में उनका परिवर्तन/अंतरण समान संख्यात्मक मान ले सकता है।

चिन्ह और अभिक्रिया जैसा लिखा है

ΔH < 0 होने पर प्रणाली स्थिर दाब पर ऊष्मा छोड़ती है और प्रक्रिया उष्माक्षेपी कहलाती है। ΔH > 0 पर वह ऊष्मा ग्रहण करती है। अभिक्रिया उलटने पर ΔH का चिन्ह बदलता है; सभी स्टॉइकियोमेट्रिक गुणांक n से गुणा करने पर ΔH भी n से गुणा होता है।

Hess का नियम

क्योंकि H अवस्था-फलन है, यदि लक्ष्य अभिक्रिया कई ज्ञात अभिक्रियाओं का योग है तो ΔH_target उनके उपयुक्त गुणा/उलट के बाद ΔH मानों का भी योग है। यह काल्पनिक पथ पर गणना करने देता है, भले वास्तविक तंत्र अलग हो।

समीकरणों को जोड़ते समय पदार्थ की अवस्था—g, l, s, aq—नज़रअंदाज़ न करें। H₂O(l) और H₂O(g) के गठन एन्थैल्पी अलग हैं क्योंकि वाष्पीकरण स्वयं ऊर्जा परिवर्तन है।

मानक गठन एन्थैल्पी

मानक गठन एन्थैल्पी ΔH_f° किसी पदार्थ के 1 mol को तत्वों की मानक अवस्थाओं से बनाने की अभिक्रिया के लिए परिभाषित है। अभिक्रिया एन्थैल्पी को ΣνΔH_f°(products) − ΣνΔH_f°(reactants) से निकाला जा सकता है। मानक अवस्था का अर्थ अनिवार्य रूप से 0 °C नहीं है।

कैलोरीमेट्री से संबंध

प्रयोग में आसपास का तापमान परिवर्तन, ऊष्मा क्षमता और कैलोरीमीटर स्थिरांक मापकर q निकाला जाता है। प्रणाली और परिवेश के लिए ऊर्जा अंतरण के चिन्ह विपरीत होते हैं। ऊष्मा हानि की उपेक्षा या गलत ऊष्मा क्षमता लेना ΔH में व्यवस्थित त्रुटि ला सकता है।

जाँच और गहराई

औसत bond enthalpy से ΔH का अनुमान टूटे बंधों की ऊर्जा घटाकर बने बंधों की ऊर्जा से लगाया जा सकता है, लेकिन ये प्रायः गैस-चरण औसत मान होते हैं। विशिष्ट अणु, resonance, पदार्थ की अवस्था और अंतर-अणुक बल वास्तविक ΔH को बदल सकते हैं। इसलिए उच्च-सटीकता अभिक्रिया एन्थैल्पी के लिए मानक गठन एन्थैल्पी या प्रत्यक्ष कैलोरीमेट्री बेहतर है। Bond enthalpy विधि दिशा और क्रम-परिमाण समझने के लिए उपयोगी है, अंतिम संदर्भ मान के लिए नहीं।

अभ्यास

Hess नियम

−393.5 kJ और उलटी दूसरी अभिक्रिया +283.0 kJ जोड़ें।

हल: कुल ΔH = −110.5 kJ।

1 mol पानी

2H₂ + O₂ → 2H₂O(l), ΔH = −571.6 kJ।

हल: 1 mol H₂O के लिए ΔH = −285.8 kJ।

अभिक्रिया उलटना

A → B के लिए ΔH = +40 kJ।

हल: B → A के लिए ΔH = −40 kJ।