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। | 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 === | === ऊर्जा विज्ञान === | ||
अधिकांश गैसों द्वारा विघटन ऊष्माक्षेपी है। अर्थात् जब एक | 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 | 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। | जब किसी गैस के संतृप्त विलयन को गर्म किया जाता है तो विलयन से गैस निकलती है। | ||
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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 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।{{Short description|Change in enthalpy from dissolving a substance}} | |||
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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
- स्पष्ट दाढ़ संपत्ति
- मिलाने की एन्थैल्पी
- तनुता का ताप
- पिघलने का ताप
- जलयोजन ऊर्जा
- जाली ऊर्जा
- कमजोर पड़ने का नियम
- समाधान
- थर्मोडायनामिक गतिविधि
- घुलनशीलता संतुलन
संदर्भ
- ↑ Gustav Kortüm Elektrolytlösungen, Akademische Verlagsgesellschaft m. b. H., Leipzig 1941, p. 124
