विलयन का एन्थैल्पी परिवर्तन: Difference between revisions

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उष्मारसायन में, विलयन की तापीय धारिता (विलयन की ऊष्मा या विलायक की तापीय धारिता) निरंतर दाब पर विलायक में किसी पदार्थ के विघटन से जुड़ा तापीय धारिता परिवर्तन है जिसके परिणामस्वरूप अनंत तनुकरण होता है।


[[ऊष्मारसायन]] में, विलयन की [[तापीय धारिता]] ([[समाधान]] की ऊष्मा या [[विलायक]] की तापीय धारिता) [[आइसोबैरिक प्रक्रिया]] में एक विलायक में पदार्थ के विलयन से जुड़ा तापीय धारिता परिवर्तन है जिसके परिणामस्वरूप अनंत तनुकरण होता है।
विलयन की एन्थैल्पी को प्रायः स्थिर तापमान पर किलो जूल/मोल में व्यक्त किया जाता है। ऊर्जा परिवर्तन को तीन भागों से बना माना जा सकता है: विलेय के भीतर और विलायक के भीतर बंधों का ऊष्माशोषी होकर टूटना,और विलेय के बीच आकर्षण का निर्माण। एक आदर्श विलयन में मिश्रण की अशक्त तापीय धारिता होती है। एक गैर-आदर्श विलयन के लिए यह एक अतिरिक्त मोलर मात्रा है।


विलयन की एन्थैल्पी को अक्सर स्थिर तापमान पर जूल/मोल (इकाई) में व्यक्त किया जाता है। ऊर्जा परिवर्तन को तीन भागों से बना माना जा सकता है: विलेय के भीतर और विलायक के भीतर [[रासायनिक बंध]]न का [[ एन्दोठेर्मिक ]] टूटना, और विलेय और विलायक के बीच आकर्षण का निर्माण। एक [[आदर्श समाधान]] में मिश्रण की अशक्त तापीय धारिता होती है। एक गैर-आदर्श समाधान के लिए यह एक अतिरिक्त मोलर मात्रा है।
=== ऊर्जा विज्ञान ===
अधिकांश गैसों द्वारा विघटन ऊष्माक्षेपी है। अर्थात् जब एक द्रव विलायक में एक गैस घुलती है, तो ऊर्जा ऊष्मा के रूप में जारी होती है, दोनों प्रणाली (अर्थात विलयन) और परिवेश को गर्म करती है।


== ऊर्जावान ==
विलयन का तापमान अंततः आसपास के तापमान से मेल खाने के लिए घटता है। एक अलग चरण के रूप में गैस और विलयन में गैस के बीच संतुलन, ले चेटेलियर के सिद्धांत द्वारा गैस के विलयन में जाने के पक्ष में बदल जाएगा क्योंकि तापमान कम हो जाता है (तापमान कम करने से गैस की विलेयता बढ़ जाती है)
अधिकांश गैसों द्वारा विघटन एक्ज़ोथिर्मिक है। अर्थात्, जब एक तरल विलायक में एक गैस घुलती है, तो ऊर्जा गर्मी के रूप में जारी होती है, दोनों प्रणाली (अर्थात समाधान) और परिवेश को गर्म करती है।


समाधान का तापमान अंततः आसपास के तापमान से मेल खाने के लिए घटता है। एक अलग चरण के रूप में गैस और समाधान में गैस के बीच संतुलन, ले चेटेलियर के सिद्धांत द्वारा गैस के समाधान में जाने के पक्ष में बदल जाएगा क्योंकि तापमान कम हो जाता है (तापमान कम करने से गैस की घुलनशीलता बढ़ जाती है)।
जब किसी गैस के संतृप्त विलयन को गर्म किया जाता है तो विलयन से गैस निकलती है।


जब किसी गैस के संतृप्त विलयन को गर्म किया जाता है तो विलयन से गैस निकलती है।
=== विघटन के चरण ===
विघटन को तीन चरणों में होने के रूप में देखा जा सकता है।
 
(1-विलेय-विलेय आकर्षण (ऊष्माशोषी) को तोड़ना, उदाहरण के लिए लवणों में जालक ऊर्जा देखें।
 
(2-विलायक-विलायक आकर्षण (ऊष्माक्षेपी) को तोड़ना, उदाहरण के लिए हाइड्रोजन बंध
 
(3- विलायकयोजन में विलायक-विलेय आकर्षण (ऊष्माक्षेपी) बनाना।


== विघटन के चरण ==
विलायकयोजन की एन्थैल्पी का मान इन अलग-अलग चरणों का योग है।
विघटन को तीन चरणों में होने के रूप में देखा जा सकता है:
# विलेय-विलेय आकर्षण (एंडोथर्मिक) को तोड़ना, उदाहरण के लिए [[जाली ऊर्जा]] देखें {{tmath|U_\text{latt} }} लवण में।
# सॉल्वेंट-सॉल्वेंट आकर्षण (एंडोथर्मिक) को तोड़ना, उदाहरण के लिए [[ हाइड्रोजन बंध ]]
# सॉल्वैंट्स में सॉल्वेंट-विलेय आकर्षण ([[ एक्ज़ोथिर्मिक ]]) बनाना।


सॉल्वेशन की एन्थैल्पी का मान इन अलग-अलग चरणों का योग है।
अमोनियम नाइट्रेट को जल में घोलना ऊष्माशोषी है। अमोनियम आयनों और नाइट्रेट आयनों के विलयकयोजन द्वारा जारी ऊर्जा अमोनियम नाइट्रेट आयनिक जाली और जल के अणुओं के बीच के आकर्षण को तोड़ने में अवशोषित ऊर्जा से कम है। पोटेशियम हाइड्रॉक्साइड को भंग करना ऊष्माक्षेपी है, क्योंकि विलेय और विलायक को तोड़ने में उपयोग की जाने वाली ऊर्जा की तुलना में विलायक के दौरान अधिक ऊर्जा जारी की जाती है।
:<math>\Delta H_\text{solv} = \Delta H_\text{diss} + U_\text{latt}</math>
[[अमोनियम नाइट्रेट]] को पानी में घोलना एंडोथर्मिक है। अमोनियम आयनों और नाइट्रेट आयनों के सॉल्वेशन द्वारा जारी ऊर्जा अमोनियम नाइट्रेट आयनिक जाली और पानी के अणुओं के बीच के आकर्षण को तोड़ने में अवशोषित ऊर्जा से कम है। [[ पोटेशियम हाइड्रोक्साइड ]] को भंग करना एक्ज़ोथिर्मिक है, क्योंकि विलेय और विलायक को तोड़ने में उपयोग की जाने वाली ऊर्जा की तुलना में विलायक के दौरान अधिक ऊर्जा जारी की जाती है।


== अंतर या [[अभिन्न]] रूप में भाव ==
=== अंतर या अभिन्न रूप में भाव ===
विलेय-विलायक की मात्रा के अनुपात के कार्य के रूप में, विघटन के एन्थैल्पी परिवर्तन की अभिव्यक्ति अंतर या अभिन्न हो सकती है।
विलेय-विलायक की मात्रा के अनुपात के कार्य के रूप में, विघटन के एन्थैल्पी परिवर्तन की अभिव्यक्ति अंतर या अभिन्न हो सकती है।


विघटन का मोलर डिफरेंशियल एन्थैल्पी परिवर्तन है:
विघटन का मोलर अन्तरीय एन्थैल्पी परिवर्तन है:
:<math>\Delta_\text{diss}^{d} H= \left(\frac{\partial \Delta_\text{diss} H}{\partial \Delta n_i}\right)_{T,p,n_B}</math>
 
कहाँ {{tmath|\partial \Delta n_i}} विघटन के दौरान विलेय की मोल संख्या का अत्यल्प परिवर्तन या अंतर है।
जहां ∂d विघटन के दौरान विलेय की मोल संख्या का अतिसूक्ष्म परिवर्तन या अंतर है।  


विघटन की अभिन्न गर्मी को अंतिम एकाग्रता के साथ एक निश्चित मात्रा में समाधान प्राप्त करने की प्रक्रिया के लिए परिभाषित किया गया है। विलेय की मोल संख्या द्वारा सामान्यीकृत इस प्रक्रिया में एन्थैल्पी परिवर्तन का मूल्यांकन विघटन की मोलर समाकल ऊष्मा के रूप में किया जाता है। गणितीय रूप से, विघटन की दाढ़ अभिन्न ऊष्मा को इस प्रकार निरूपित किया जाता है:
विघटन की अभिन्न उष्मा को अंतिम सांद्रता के साथ एक निश्चित मात्रा में विलयन प्राप्त करने की प्रक्रिया के लिए परिभाषित किया गया है। विलेय की मोल संख्या द्वारा सामान्यीकृत इस प्रक्रिया में एन्थैल्पी परिवर्तन का मूल्यांकन विघटन की मोलर समाकल ऊष्मा के रूप में किया जाता है। गणितीय रूप से, विघटन की मोल अभिन्न ऊष्मा को इस प्रकार निरूपित किया जाता है:
:<math> \Delta_\text{diss}^{i} H = \frac{\Delta_\text{diss} H}{n_B}</math>
विघटन की प्रमुख ऊष्मा एक असीम रूप से पतला घोल प्राप्त करने के लिए विघटन की विभेदक ऊष्मा है।


== समाधान की प्रकृति पर निर्भरता ==
विघटन की प्रमुख ऊष्मा एक असीम रूप से तनु विलयन प्राप्त करने के लिए विघटन की विभेदक ऊष्मा है।{{Short description|Change in enthalpy from dissolving a substance}}
एक आदर्श विलयन के मिश्रण की तापीय धारिता परिभाषा के अनुसार शून्य है, लेकिन गैर-[[इलेक्ट्रोलाइट]]्स के विघटन की तापीय धारिता संलयन या वाष्पीकरण की तापीय धारिता का मान है। इलेक्ट्रोलाइट्स के गैर-आदर्श समाधानों के लिए यह निम्नलिखित सूत्र के माध्यम से विलेय (ओं) के [[गतिविधि गुणांक]] और [[सापेक्ष पारगम्यता]] के तापमान व्युत्पन्न से जुड़ा है:<ref>[[Gustav Kortüm]] Elektrolytlösungen, [[Akademische Verlagsgesellschaft m. b. H.]], Leipzig 1941, p. 124</ref>
 
=== विलयन की प्रकृति पर निर्भरता ===
एक आदर्श विलयन के मिश्रण की तापीय धारिता परिभाषा के अनुसार शून्य है, लेकिन गैर- विद्युत् अपघट्य के विघटन की तापीय धारिता संलयन या वाष्पीकरण की तापीय धारिता का मान है। विद्युत् अपघट्य के गैर-आदर्श विलयनों के लिए यह निम्नलिखित सूत्र के माध्यम से विलेयताओ के गतिविधि गुणांक और सापेक्ष पारगम्यता के तापमान व्युत्पन्न से जुड़ा है<ref>[[Gustav Kortüm]] Elektrolytlösungen, [[Akademische Verlagsgesellschaft m. b. H.]], Leipzig 1941, p. 124</ref>
<math display="block"> H_{dil} = \sum_i \nu_i RT \ln \gamma_i \left( 1 + \frac{T}{\epsilon}\frac{\partial \epsilon}{\partial T} \right)</math>
<math display="block"> H_{dil} = \sum_i \nu_i RT \ln \gamma_i \left( 1 + \frac{T}{\epsilon}\frac{\partial \epsilon}{\partial T} \right)</math>


{|class="wikitable"
{| class="wikitable"
|colspan=3 align=left style="background: #ccccff;"| '''Enthalpy change  of solution for some selected compounds'''
| colspan="3" align="left" style="background: #ccccff;" | कुछ चयनित यौगिकों के लिए विलयन में एन्थैल्पी परिवर्तन
|-  
|-  
| [[hydrochloric acid]] ||-74.84
| हाइड्रोक्लोरिक अम्ल ||-74.84
|-  
|-  
| [[ammonium nitrate]] ||+25.69
| अमोनियम नाइट्रेट ||+25.69
|-  
|-  
| [[ammonia]] ||-30.50
| अमोनिया ||-30.50
|-  
|-  
| [[potassium hydroxide]] ||-57.61
| पोटेशियम हाइड्रोक्साइड ||-57.61
|-  
|-  
| [[caesium hydroxide]] ||-71.55
| सीज़ियम हाइड्रॉक्साइड ||-71.55
|-  
|-  
| [[sodium chloride]] ||+3.87  
| सोडियम क्लोराइड ||+3.87  
|-  
|-  
| [[potassium chlorate]] ||+41.38
| पोटेशियम क्लोरेट ||+41.38
|-  
|-  
| [[acetic acid]] ||-1.51
| एसीटिक अम्ल ||-1.51
|-  
|-  
| [[sodium hydroxide]] ||-44.50
| सोडियम हाइड्रॉक्साइड ||-44.50
|-
|-
|colspan=3 align=left style="background: #ccccff;"| Change in [[enthalpy]] Δ''H''<sup><s>o</s></sup> in [[Joule|kJ]]/[[mole (unit)|mol]] in [[water]] at 25°C<ref>[http://crcpress.com/product/isbn/9781420090840] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20120902091218/http://www.crcpress.com/product/isbn/9781420090840 |date=2012-09-02 }} [[CRC Handbook of Chemistry and Physics]], 90th Ed.</ref>
| colspan="3" align="left" style="background: #ccccff;" | 25°C पर जल में एन्थैल्पी ΔHO में किलो जूल/मोल में परिवर्तन
|-  
|-  
|}
|}




== यह भी देखें ==
=== यह भी देखें ===
* [[स्पष्ट दाढ़ संपत्ति]]
* [[स्पष्ट दाढ़ संपत्ति]]
* मिलाने की एन्थैल्पी
* मिलाने की एन्थैल्पी
Line 75: Line 76:
* [[घुलनशीलता संतुलन]]
* [[घुलनशीलता संतुलन]]


==संदर्भ==
===संदर्भ===
{{reflist}}
{{reflist}}




==बाहरी संबंध==
===बाहरी संबंध===
*[http://www.phasediagram.dk/property.htm phase diagram]
*[http://www.phasediagram.dk/property.htm phase diagram]


{{Chemical solutions}}
[[Category: समाधान]] [[Category: तापीय धारिता]]
[[Category: Machine Translated Page]]
[[Category:Created On 25/05/2023]]
[[Category:Created On 25/05/2023]]
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[[Category:तापीय धारिता]]
[[Category:समाधान]]

Latest revision as of 11:07, 1 July 2023

उष्मारसायन में, विलयन की तापीय धारिता (विलयन की ऊष्मा या विलायक की तापीय धारिता) निरंतर दाब पर विलायक में किसी पदार्थ के विघटन से जुड़ा तापीय धारिता परिवर्तन है जिसके परिणामस्वरूप अनंत तनुकरण होता है।

विलयन की एन्थैल्पी को प्रायः स्थिर तापमान पर किलो जूल/मोल में व्यक्त किया जाता है। ऊर्जा परिवर्तन को तीन भागों से बना माना जा सकता है: विलेय के भीतर और विलायक के भीतर बंधों का ऊष्माशोषी होकर टूटना,और विलेय के बीच आकर्षण का निर्माण। एक आदर्श विलयन में मिश्रण की अशक्त तापीय धारिता होती है। एक गैर-आदर्श विलयन के लिए यह एक अतिरिक्त मोलर मात्रा है।

ऊर्जा विज्ञान

अधिकांश गैसों द्वारा विघटन ऊष्माक्षेपी है। अर्थात् जब एक द्रव विलायक में एक गैस घुलती है, तो ऊर्जा ऊष्मा के रूप में जारी होती है, दोनों प्रणाली (अर्थात विलयन) और परिवेश को गर्म करती है।

विलयन का तापमान अंततः आसपास के तापमान से मेल खाने के लिए घटता है। एक अलग चरण के रूप में गैस और विलयन में गैस के बीच संतुलन, ले चेटेलियर के सिद्धांत द्वारा गैस के विलयन में जाने के पक्ष में बदल जाएगा क्योंकि तापमान कम हो जाता है (तापमान कम करने से गैस की विलेयता बढ़ जाती है)

जब किसी गैस के संतृप्त विलयन को गर्म किया जाता है तो विलयन से गैस निकलती है।

विघटन के चरण

विघटन को तीन चरणों में होने के रूप में देखा जा सकता है।

(1-विलेय-विलेय आकर्षण (ऊष्माशोषी) को तोड़ना, उदाहरण के लिए लवणों में जालक ऊर्जा देखें।

(2-विलायक-विलायक आकर्षण (ऊष्माक्षेपी) को तोड़ना, उदाहरण के लिए हाइड्रोजन बंध

(3- विलायकयोजन में विलायक-विलेय आकर्षण (ऊष्माक्षेपी) बनाना।

विलायकयोजन की एन्थैल्पी का मान इन अलग-अलग चरणों का योग है।

अमोनियम नाइट्रेट को जल में घोलना ऊष्माशोषी है। अमोनियम आयनों और नाइट्रेट आयनों के विलयकयोजन द्वारा जारी ऊर्जा अमोनियम नाइट्रेट आयनिक जाली और जल के अणुओं के बीच के आकर्षण को तोड़ने में अवशोषित ऊर्जा से कम है। पोटेशियम हाइड्रॉक्साइड को भंग करना ऊष्माक्षेपी है, क्योंकि विलेय और विलायक को तोड़ने में उपयोग की जाने वाली ऊर्जा की तुलना में विलायक के दौरान अधिक ऊर्जा जारी की जाती है।

अंतर या अभिन्न रूप में भाव

विलेय-विलायक की मात्रा के अनुपात के कार्य के रूप में, विघटन के एन्थैल्पी परिवर्तन की अभिव्यक्ति अंतर या अभिन्न हो सकती है।

विघटन का मोलर अन्तरीय एन्थैल्पी परिवर्तन है:

जहां ∂d विघटन के दौरान विलेय की मोल संख्या का अतिसूक्ष्म परिवर्तन या अंतर है।

विघटन की अभिन्न उष्मा को अंतिम सांद्रता के साथ एक निश्चित मात्रा में विलयन प्राप्त करने की प्रक्रिया के लिए परिभाषित किया गया है। विलेय की मोल संख्या द्वारा सामान्यीकृत इस प्रक्रिया में एन्थैल्पी परिवर्तन का मूल्यांकन विघटन की मोलर समाकल ऊष्मा के रूप में किया जाता है। गणितीय रूप से, विघटन की मोल अभिन्न ऊष्मा को इस प्रकार निरूपित किया जाता है:

विघटन की प्रमुख ऊष्मा एक असीम रूप से तनु विलयन प्राप्त करने के लिए विघटन की विभेदक ऊष्मा है।

विलयन की प्रकृति पर निर्भरता

एक आदर्श विलयन के मिश्रण की तापीय धारिता परिभाषा के अनुसार शून्य है, लेकिन गैर- विद्युत् अपघट्य के विघटन की तापीय धारिता संलयन या वाष्पीकरण की तापीय धारिता का मान है। विद्युत् अपघट्य के गैर-आदर्श विलयनों के लिए यह निम्नलिखित सूत्र के माध्यम से विलेयताओ के गतिविधि गुणांक और सापेक्ष पारगम्यता के तापमान व्युत्पन्न से जुड़ा है[1]

कुछ चयनित यौगिकों के लिए विलयन में एन्थैल्पी परिवर्तन
हाइड्रोक्लोरिक अम्ल -74.84
अमोनियम नाइट्रेट +25.69
अमोनिया -30.50
पोटेशियम हाइड्रोक्साइड -57.61
सीज़ियम हाइड्रॉक्साइड -71.55
सोडियम क्लोराइड +3.87
पोटेशियम क्लोरेट +41.38
एसीटिक अम्ल -1.51
सोडियम हाइड्रॉक्साइड -44.50
25°C पर जल में एन्थैल्पी ΔHO में किलो जूल/मोल में परिवर्तन


यह भी देखें

संदर्भ

  1. ↑ Gustav Kortüm Elektrolytlösungen, Akademische Verlagsgesellschaft m. b. H., Leipzig 1941, p. 124


बाहरी संबंध

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