मुख्य विचार
ऊष्मारसायन रासायनिक और भौतिक परिवर्तनों में विनिमय होने वाली ऊष्मा का अनुसरण करता है। एन्थैल्पी परिवर्तन ΔH ऊष्माक्षेपी अभिक्रियाओं में, जो ऊष्मा मुक्त करती हैं, ऋणात्मक और ऊष्माशोषी में धनात्मक होता है।
- ताप बदलने के लिए ऊष्मा q = mcΔT है। जल के लिए c = 4.18 J/(g·°C)।
- हेस का नियम: अभिक्रिया का एन्थैल्पी परिवर्तन एक चरण में हो या कई में, समान रहता है, इसलिए समीकरणों और उनके ΔH को जोड़ा जा सकता है।
- विरचन एन्थैल्पी से ΔH°_rxn = ΣΔH°f(उत्पाद) − ΣΔH°f(अभिकारक), जहाँ मानक अवस्था में तत्वों का मान शून्य है।
- आबंध एन्थैल्पी से ΔH ≈ अभिकारकों के आबंध तोड़ने की ऊर्जा − उत्पादों के आबंध बनने पर मुक्त ऊर्जा।
मुख्य समीकरण
q = mcΔTΔH°_rxn = ΣΔH°f(products) − ΣΔH°f(reactants)ΔH ≈ Σ bonds broken − Σ bonds formedq = mL (phase change)
हल किया हुआ उदाहरण
मीथेन का दहन: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O(l)। ΔH°f: CH₄ के लिए −74.8, CO₂ के लिए −393.5 और H₂O(l) के लिए −285.8 kJ/mol हो तो ΔH°_rxn = [−393.5 + 2(−285.8)] − (−74.8) = −890.3 kJ प्रति मोल मीथेन। कैलोरीमीटर में 100.0 g जल 20.0 °C से 25.0 °C तक गर्म होने पर q = 100.0 × 4.18 × 5.0 = 2090 J अवशोषित करता है।
आम गलतियाँ
- ΔH°f को स्टॉइकियोमेट्री गुणांक से गुणा करना भूल जाना।
- उत्पाद − अभिकारक का क्रम उलट देना, जिससे ΔH का चिह्न बदल जाता है।
- समीकरण दोगुना या उलटा करने पर एक मोल अभिक्रिया वाले ΔH को बिना बदले उपयोग करना।
अभ्यास
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