एन्थैल्पी ऑफ़ रिएक्शन कैलकुलेटर

परिणाम

एन्थैल्पी ऑफ़ रिएक्शन कैलकुलेटर का उपयोग कैसे करें

1. 1. संतुलित समीकरण अवस्थाओं सहित लिखें। जैसे CH4(g) + 2 O2(g) -> CO2(g) + 2 H2O(l)। + के चारों ओर स्पेस रखें, (g), (l), (s) या (aq) का उपयोग करें, और आयन Na+ या SO4^2- के रूप में लिखें। आप टाइप करने की जगह सारणी में “+ अभिकारक” या “+ उत्पाद” भी दबा सकते हैं।
2. 2. चिह्नित चीज़ें ठीक करें। जो प्रजाति सारणी में नहीं है उसका नाम बताया जाता है, और जो प्रजाति कई अवस्थाओं में मौजूद है, जैसे पानी, उसके लिए अवस्था पूछी जाती है। यदि आपको उसका ΔfH° पता है, तो @ से खुद जोड़ें, जैसे C8H18(l)@-250.1।
3. 3. ΔH°rxn पढ़ें। आपको दोनों योग, हर प्रजाति का योगदान और गणना मिलती है। यदि समीकरण संतुलित नहीं है तो उपकरण चेतावनी देता है, क्योंकि उत्तर उन गुणांकों के अनुपात में बदलता है जो आपने टाइप किए।
4. 4. वास्तविक मात्रा पूछें। कोई प्रजाति और mol या ग्राम में मात्रा चुनें, तो निकली या अवशोषित ऊष्मा मिलेगी। इसके बजाय ज्ञात अभिक्रियाओं को जोड़ने के लिए हेस के नियम वाले मोड पर जाएँ।

सूत्र

ΔH°rxn = Σ n·ΔH°f(उत्पाद) − Σ m·ΔH°f(अभिकारक)

ΔH°f = 0 किसी तत्त्व के लिए जो अपनी मानक अवस्था में है

ΔH(नेट) = Σ (गुणक × ±ΔH हर चरण का)

मानक निर्माण-एन्थैल्पी ΔH°f वह एन्थैल्पी परिवर्तन है जब एक मोल यौगिक अपने तत्त्वों से बनता है, जिनमें से हर एक अपनी सबसे स्थिर अवस्था में हो — 1 bar और, इन सारणियों में, 298.15 K पर। चूँकि तत्त्वों को स्वयं बनने के लिए किसी परिवर्तन की ज़रूरत नहीं होती, उनका ΔH°f शून्य है: O₂(g), H₂(g), Br₂(l), ग्रेफ़ाइट आदि। गुणांक n हर मान को गुणा करता है, इसलिए उत्तर लिखी गई अभिक्रिया के प्रति मोल एन्थैल्पी परिवर्तन होता है; हर गुणांक दोगुना करें तो ΔH°rxn भी दोगुना हो जाता है।

हल किया गया उदाहरण: मीथेन का दहन

CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l) के लिए, जिसमें CH₄(g) का ΔH°f −74.6, CO₂(g) का −393.5 और H₂O(l) का −285.8 kJ/mol है:

• उत्पाद: 1 × (−393.5) + 2 × (−285.8) = −965.1 kJ
• अभिकारक: 1 × (−74.6) + 2 × 0 = −74.6 kJ
• ΔH°rxn = −965.1 − (−74.6) = −890.5 kJ प्रति मोल CH₄ जलाने पर

ऋणात्मक चिह्न बताता है कि अभिक्रिया ऊष्माक्षेपी है। H₂O(l) को H₂O(g) से बदलें, जिसका मान −241.8 kJ/mol है, तो उत्तर −802.5 kJ हो जाता है: 88.0 kJ का अंतर दो मोल जल-वाष्प के संघनन की ऊष्मा है, जो हर एक 44.0 kJ है। इसीलिए अवस्था के प्रतीक केवल सजावट नहीं हैं — उन्हें हटा दें, और जब सूत्र की एक से अधिक प्रविष्टियाँ हों तो उपकरण वह अवस्था पूछेगा जो आप चाहते हैं।

वास्तविक मात्रा के लिए “ऊष्मा की गणना किसके लिए करें” में CH₄(g) चुनें और 10 g डालें। मोलर द्रव्यमान 16.043 g/mol है, तो 10 g = 0.6233 mol और निकली ऊष्मा 0.6233 × 890.5 = 555.1 kJ। एक और उदाहरण: ग्लूकोज़, C₆H₁₂O₆(s) + 6 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 6 H₂O(l), देता है ΔH°rxn = 6(−393.5) + 6(−285.8) − (−1273.3) = −2802.5 kJ, या लगभग 155.6 kJ प्रति 10 g निकली।

हेस का नियम: ज्ञात अभिक्रियाओं को जोड़ना

एन्थैल्पी एक अवस्था-फलन है, इसलिए किसी अभिक्रिया का एन्थैल्पी परिवर्तन चाहे जिस रास्ते से पहुँचें, एक ही रहता है, और लक्ष्य अभिक्रिया का ΔH उन चरणों के ΔH के योग के बराबर होता है जो मिलकर उसे बनाते हैं। हर स्थिति के लिए तीन नियम हैं: अभिक्रिया को उलटने पर उसके ΔH का चिह्न बदलता है; अभिक्रिया को गुणा करने पर उसके ΔH को भी उसी संख्या से गुणा किया जाता है; जोड़ने पर परिणाम जोड़े जाते हैं, और जो प्रजातियाँ दोनों ओर आती हैं वे काट दी जाती हैं।

C(s) + ½O₂(g) → CO(g) का ΔH ज्ञात करने के लिए, जिसे साफ़ तौर पर नापा नहीं जा सकता क्योंकि हमेशा कुछ CO₂ बनता है, C(s) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −393.5 kJ, और CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −283.0 kJ, की उलटी अभिक्रिया को जोड़ें। उलटने से −283.0 +283.0 हो जाता है, और योग है −393.5 + 283.0 = −110.5 kJ, जो CO के सारणीबद्ध ΔH°f से मेल खाता है। हेस के नियम वाले मोड में हर चरण का ΔH डालें, दूसरे चरण के लिए उलटने का विकल्प चुनें, और उपकरण गणित कर देता है। यह केवल वही संख्याएँ जोड़ता है जो आप देते हैं; यह जाँचना कि चरण वास्तव में लक्ष्य समीकरण में जुड़ते हैं, आपकी ज़िम्मेदारी है।

अक्सर पूछे जाने वाले प्रश्न

निर्माण-एन्थैल्पी से अभिक्रिया की एन्थैल्पी का सूत्र क्या है?

ΔH°rxn = Σ n·ΔH°f(उत्पाद) − Σ m·ΔH°f(अभिकारक), जहाँ n और m संतुलित समीकरण के गुणांक हैं। हर ΔH°f को उसके गुणांक से गुणा करें, उत्पाद-पक्ष और अभिकारक-पक्ष को अलग-अलग जोड़ें, और फिर अभिकारकों को उत्पादों में से घटाएँ।

किसी तत्त्व का निर्माण-एन्थैल्पी शून्य क्यों होता है?

निर्माण की परिभाषा है कि यौगिक उसके तत्त्वों से उनकी मानक अवस्थाओं में बने, इसलिए मानक अवस्था वाला तत्त्व बनने के लिए किसी परिवर्तन की ज़रूरत नहीं रखता। O₂(g), H₂(g), Br₂(l) और ग्रेफ़ाइट शून्य हैं। उसी तत्त्व का दूसरा रूप शून्य नहीं है: हीरा +1.9 kJ/mol है और ओज़ोन O₃(g) +142.7 kJ/mol है।

क्या ΔHf को गुणांकों से गुणा करना होता है?

हाँ। सारणी का हर ΔH°f एक मोल के लिए है, इसलिए गुणांक 2 का अर्थ है मान का दोगुना। अंतिम ΔH°rxn लिखी गई अभिक्रिया के प्रति मोल होता है, और हर गुणांक को आधा करने पर उत्तर भी आधा हो जाता है।

ऋणात्मक ΔH का क्या अर्थ है?

ऋणात्मक ΔH का अर्थ है कि स्थिर दाब पर अभिक्रिया अपने परिवेश को ऊष्मा देती है; वह ऊष्माक्षेपी है। धनात्मक ΔH का अर्थ है कि वह ऊष्मा लेती है; वह ऊष्माशोषी है। यह चिह्न गति के बारे में कुछ नहीं बताता, और अकेले स्वतःस्फूर्तता तय नहीं करता, जिसके लिए ΔG चाहिए।

पानी की अवस्था से उत्तर क्यों बदलता है?

द्रव और गैसीय पानी की निर्माण-एन्थैल्पी अलग हैं, −285.8 और −241.8 kJ/mol। H₂O(l) बनने पर संघनन से निकलने वाली अतिरिक्त 44.0 kJ/mol ऊष्मा भी निकलती है, इसलिए वही दहन अधिक ऊष्माक्षेपी होता है जब पानी द्रव रूप में बने।

मेरा उत्तर पाठ्यपुस्तक से थोड़ा अलग क्यों है?

हैंडबुक थोड़े अलग मान सारणीबद्ध करती हैं, और कुछ मान 0.1 या 1 kJ/mol तक पूर्णांकित होते हैं। जाँचें कि आपका कोर्स कौन-सी सारणी इस्तेमाल करता है और यदि अंक इस पर निर्भर हैं, तो हर प्रजाति के लिए @ से अपनी पुस्तक के मान टाइप करें।