உள்ளடக்கத்துக்குச் செல்
உள்நுழையவில்லைஉள்நுழை

என்தால்பியும் கலோரிமானி அளவியலும்: ஒரு வினையின் வெப்பத்தை அளவிடுதல்

கலோரிமானி அளவியல் வெப்பமானி அளவீட்டை வேதி ஆற்றல் பற்றிய கூற்றாக மாற்றுகிறது. இந்த முறை ஒரே கருத்தின் மீது நிற்கிறது: ஆற்றல் பாதுகாக்கப்படுகிறது; எனவே ஒரு வினை வெளியிடும் வெப்பம் நீங்கள் அளவிடக்கூடிய ஏதோ ஒன்றால் உறிஞ்சப்பட்ட வெப்பமாகத் தோன்ற வேண்டும். குறி மரபுகள், q = mcΔT என்ற வெப்பச் சமன்பாடு, இரு பொதுவான கலோரிமானிகள், அளவிடப்பட்ட வெப்பம் வினை என்தால்பியாக மாறுவது எப்படி என்பதை இந்த வழிகாட்டி உள்ளடக்குகிறது.

வெளியிடப்பட்டது

அமைப்புக்கும் சுற்றுப்புறத்துக்கும் இடையிலான எல்லையை வரைதல்

ஒவ்வோர் ஆற்றல் கணக்கீடும் ஓர் அமைப்பைத் தேர்ந்தெடுப்பதில் தொடங்குகிறது; அது பொதுவாக வினைபுரியும் வேதிப்பொருட்கள். மற்ற அனைத்தும் சுற்றுப்புறம்; கலோரிமானியில் அது முக்கியமாக நீர் அல்லது கரைசலையும் கலனையும் குறிக்கிறது. ஆற்றல் எல்லையை வெப்பம் q ஆகவோ வேலை w ஆகவோ கடக்கலாம்; அமைப்பின் அக ஆற்றல் மாற்றம் ΔU = q + w.

என்தால்பி, H = U + PV, என்பது மாறா அழுத்தத்தில், ஒரே வேலை விரிவாக்க வேலையாக இருக்கும்போது, அதன் மாற்றம் பரிமாறப்பட்ட வெப்பத்துக்குச் சமமாக இருக்கும்படி வரையறுக்கப்படுகிறது: ΔH = q_p. பெரும்பாலான மேசை வேதியியல் ஏறத்தாழ மாறாத வளிமண்டல அழுத்தத்தில் நிகழ்வதால், வேதியியலாளர்கள் அக ஆற்றலுக்குப் பதிலாக என்தால்பியை அட்டவணைப்படுத்துகின்றனர்.

வெப்பம் மற்றும் என்தால்பிக்கான குறி மரபுகள்

குறிகள் எப்போதும் அமைப்பின் பார்வையில் எழுதப்படுகின்றன. அமைப்புக்குள் பாயும் வெப்பம் நேர்; வெளியே பாயும் வெப்பம் எதிர். வெப்பம் உமிழும் வினை சுற்றுப்புறத்துக்கு வெப்பத்தை வெளியிடுகிறது; எனவே அதன் ΔH எதிர், சுற்றுப்புறம் வெப்பமடைகிறது. வெப்பம் கொள்ளும் வினை வெப்பத்தை உறிஞ்சுகிறது; எனவே அதன் ΔH நேர், சுற்றுப்புறம் குளிர்கிறது.

கலோரிமானியில் நீங்கள் வினையை அல்ல, சுற்றுப்புறத்தை அளவிடுகிறீர்கள். நீர் வெப்பமடைந்தால், நீர் வெப்பத்தைப் பெற்றது, வினை சரியாக அவ்வளவு இழந்தது. இது கலோரிமானி அளவியலின் மையத் தொடர்பைத் தருகிறது: q_reaction = −q_surroundings.

வெப்ப ஏற்புத்திறனும் q = mcΔT சமன்பாடும்

ஒரு பொருளின் வெப்பநிலையை மாற்றத் தேவையான வெப்பம் q = mcΔT; இங்கு m நிறை, c தன்வெப்ப ஏற்புத்திறன் (ஒரு கிராமை ஒரு பாகை சூடாக்கத் தேவையான வெப்பம்), ΔT = T_final − T_initial. 1 °C மாற்றம் 1 K மாற்றத்துக்குச் சமம்; எனவே ΔT இரு அளவுகோல்களிலும் ஒரே மதிப்பைக் கொண்டுள்ளது. கீழே பயன்படுத்தப்படும் தன்வெப்ப ஏற்புத்திறன்கள் ஏறத்தாழ 25 °C-இல் அளவிடப்பட்ட OpenStax Chemistry 2e அட்டவணை 5.1-இலிருந்து வருகின்றன; திரவ நீருக்கு, c = 4.184 J/(g·°C).

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு 1. 310.0 g சிலிக்கன் கட்டியை 24.5 °C-இலிருந்து 160.0 °C-க்கு உயர்த்த எவ்வளவு வெப்பம் தேவை? சிலிக்கனின் தன்வெப்ப ஏற்புத்திறன் 0.712 J/(g·°C). ΔT = 160.0 − 24.5 = 135.5 °C. q = (310.0 g)(0.712 J/(g·°C))(135.5 °C) = 2.99 × 10⁴ J, அல்லது 29.9 kJ. தன்வெப்ப ஏற்புத்திறனுக்கு மூன்று குறிப்பிடத்தக்க இலக்கங்கள் உள்ளன; எனவே விடைக்கும் அவ்வாறே.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு 2. 88.0 °C-இல் உள்ள 450.0 g காரீயக் கட்டி, நுரைக் கோப்பையில் 20.5 °C-இல் உள்ள 60.0 g நீரில் இடப்படுகிறது. காரீயத்தின் தன்வெப்ப ஏற்புத்திறன் 0.130 J/(g·°C), நீருக்கு மேலே தரப்பட்ட மதிப்பு. காரீயம் இழந்த வெப்பம் நீர் பெற்ற வெப்பத்துக்குச் சமம்; எனவே q_lead + q_water = 0: (58.5 J/°C)(T_f − 88.0) + (251.0 J/°C)(T_f − 20.5) = 0; இங்கு ஒவ்வொரு கெழுவும் நிறை × தன்வெப்ப ஏற்புத்திறன். தீர்த்தால், T_f = (58.5 × 88.0 + 251.0 × 20.5)/(58.5 + 251.0) = 33.3 °C. சரிபார்ப்பு: நீர் ஏறத்தாழ 251.0 × 12.8 ≈ 3.2 kJ பெறுகிறது, காரீயம் ஏறத்தாழ 58.5 × 54.7 ≈ 3.2 kJ இழக்கிறது. நீரின் வெப்ப ஏற்புத்திறன் நான்கு மடங்குக்கு மேல் பெரிது என்பதால், நீரின் வெப்பநிலை காரீயத்தினதை விட மிகக் குறைவாக நகர்கிறது.

மாறா அழுத்தத்தில் காபிக் கோப்பை கலோரிமானி அளவியல்

காபிக் கோப்பை கலோரிமானி என்பது காற்றுக்குத் திறந்த காப்பிடப்பட்ட கோப்பை; எனவே செயல்முறை மாறா அழுத்தத்தில் நிகழ்கிறது, அளவிடப்பட்ட வெப்பம் ΔH-ஐ நேரடியாகத் தருகிறது. நீர்த்த நீர்க்கரைசல்களுக்கு, கரைசலுக்கு நீரின் அடர்த்தியும் தன்வெப்ப ஏற்புத்திறனும் உள்ளன, கோப்பை புறக்கணிக்கத்தக்க வெப்பத்தை உறிஞ்சுகிறது என்பவை வழக்கமான அனுமானங்கள்.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு 3. 21.42 °C-இல் 0.800 mol/L நைட்ரிக் அமிலத்தின் 60.0 mL, அதே வெப்பநிலையில் 0.800 mol/L பொட்டாசியம் ஹைட்ராக்சைடின் 60.0 mL-உடன் கலக்கப்படுகிறது. கலவை 26.75 °C-ஐ அடைகிறது. உருவாகும் ஒரு மோல் நீருக்கான ΔH-ஐக் காணுங்கள். கரைசலின் நிறை: 120.0 mL × 1.00 g/mL = 120. g. ΔT = 26.75 − 21.42 = 5.33 °C. q_solution = (120. g)(4.184 J/(g·°C))(5.33 °C) = 2.68 × 10³ J. எனவே q_reaction = −2.68 × 10³ J.

உருவாகும் நீரின் மோல்கள்: ஒவ்வொரு கரைசலும் 0.0600 L × 0.800 mol/L = 0.0480 mol வழங்குகிறது; வினை H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l) 1:1 என்பதால், 0.0480 mol நீர் உருவாகிறது. ΔH = −2.68 kJ / 0.0480 mol = −55.8 kJ/mol. சரிபார்ப்பாக, OpenStax பின்னிணைப்பு G-இலிருந்து நிலையான உருவாக்க என்தால்பிகள், H⁺(aq)-இன் ΔH°f மரபுப்படி பூஜ்யம் எனக் கொண்டு, அதே நிகர வினைக்கு −285.83 − (−230.0) = −55.8 kJ/mol தருகின்றன.

வெடிகலன் கலோரிமானி அளவியலும் ΔU-க்கும் ΔH-க்கும் இடையிலான இடைவெளியும்

எரிதல் வெடிகலன் கலோரிமானியில், அதாவது நீர்க்குளியலில் உள்ள மூடிய எஃகுக் கலனில், அளவிடப்படுகிறது. கனஅளவு நிலையானது என்பதால் விரிவாக்க வேலை செய்யப்படுவதில்லை; அளவிடப்பட்ட வெப்பம் ΔH அல்ல, ΔU. முழுக் கருவியும் ஓர் அலகாக அளவுத்திருத்தப்படுகிறது; kJ/°C-இல் கலோரிமானி மாறிலி C_cal தருகிறது; எனவே q = C_cal × ΔT, தனி நிறையோ தன்வெப்ப ஏற்புத்திறனோ இல்லாமல்.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு 4. C_cal = 10.25 kJ/°C கொண்ட கலோரிமானியில் 0.5000 g திரவ பென்சீன், C₆H₆, எரிப்பது வெப்பநிலையை 2.038 °C உயர்த்துகிறது. இரண்டு தசமங்களுக்கு முழுமையாக்கிய IUPAC நிலையான அணு எடைகளுடன் (C 12.01, H 1.01), M = 78.12 g/mol; எனவே n = 0.5000 g / 78.12 g/mol = 0.006400 mol. q_cal = (10.25 kJ/°C)(2.038 °C) = 20.89 kJ; எனவே ΔU = −20.89 kJ / 0.006400 mol = −3264 kJ/mol, ஒவ்வோர் அளவிடப்பட்ட மதிப்புக்கும் நான்கு இருப்பதால் நான்கு குறிப்பிடத்தக்க இலக்கங்களுடன்.

என்தால்பியாக மாற்ற, ΔH = ΔU + Δn_gas RT-ஐப் பயன்படுத்துங்கள். C₆H₆(l) + 15/2 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 3 H₂O(l)-இல், வாயு மோல்கள் 7.5-இலிருந்து 6-க்கு விழுகின்றன; எனவே Δn_gas = −1.5, திருத்தம் (−1.5)(8.314 J/(mol·K))(298.15 K) = −3.72 kJ/mol. ΔH = −3264 − 3.72 = −3268 kJ/mol; இது பின்னிணைப்பு G உருவாக்க என்தால்பிகளிலிருந்து பெறப்பட்ட −3267.7 kJ/mol உடன் ஒத்துப்போகிறது. ஒரு வினை பல மோல் வாயுவை உருவாக்கும்போது அல்லது நுகரும்போது இந்தத் திருத்தம் பெரிதாகிறது.

வெப்ப வேதிச் சமன்பாடுகளைப் படித்தலும் அளவிடுதலும்

வெப்ப வேதிச் சமன்பாடு ΔH-ஐ எழுதப்பட்டவாறே வினையுடன் இணைக்கிறது. கெழுக்களை இருமடங்காக்கினால் ΔH இருமடங்காகும்; வினையைத் தலைகீழாக்கினால் குறி புரளும். இயற்பியல் நிலைகள் முக்கியம்: ஒடுக்கமே வெப்பம் உமிழ்வதால், திரவ நீரை உருவாக்குவது நீராவியை உருவாக்குவதை விட அதிக வெப்பத்தை வெளியிடுகிறது.

குறிப்பிட்ட அளவு பொருளுக்கான வெப்பத்தைக் காண, மோலாக மாற்றி, வினையின் ஒரு மோலுக்கான ΔH-ஐ மாற்றுக் காரணியாகப் பயன்படுத்துங்கள். ஒரு மோல் பென்சீனுக்கு ΔH = −3267.7 kJ உடன் 12.5 g பென்சீனை எரிப்பது (12.5 g / 78.12 g/mol) × 3267.7 kJ/mol = 523 kJ வெளியிடுகிறது. வினைக்கு q = −523 kJ என எழுதுங்கள், அல்லது 523 kJ வெப்பம் வெளியிடப்பட்டது என எழுதுங்கள்.

குறிகளைப் புரட்டும் அல்லது வெப்பத்தை இழக்கும் கலோரிமானி அளவியல் தவறுகள்

கலோரிமானி அளவியல் எண்கணிதம் குறுகியது; எனவே பெரும்பாலான பிழைகள் கருத்துசார்ந்தவை.

நம்பகமான இறுதிச் சரிபார்ப்பு இயற்பியல் சார்ந்தது: நீர் வெப்பமடைந்தால், வினைக்கு எதிர் ΔH இருக்க வேண்டும்.

  • விடுபட்ட கழித்தல் குறி: சுற்றுப்புறத்தின் வெப்பநிலை உயர்ந்தது; எனவே q_reaction எதிர். நீரை வெப்பமாக்கிய நடுநிலையாக்கலுக்கு +55.8 kJ/mol எனத் தெரிவிப்பது குறிப்பிழை.
  • தவறான நிறை: கரைசல் கலோரிமானி அளவியலில், கரைபொருளின் நிறையையோ கலந்த இரு கனஅளவுகளில் ஒன்றையோ அல்ல, முழுக் கரைசலின் நிறையைப் பயன்படுத்துங்கள்.
  • ஒரு கிராமுக்கு எதிராக ஒரு மோலுக்கு: kJ/mol பெற குறிப்பிட்ட இனத்தின் மோல்களால் வகுத்து, எந்த இனம் என்று கூறுங்கள்.
  • ஜூல்களையும் கிலோஜூல்களையும் கலத்தல்: mcΔT-இலிருந்து வரும் q ஜூலில் உள்ளது; kJ/mol விடையாக வகுக்கும் முன் மாற்றுங்கள்.
  • வெடிகலன் தரவை ΔH ஆகக் கருதுதல்: மூடிய வெடிகலன் ΔU தருகிறது; ΔH தேவைப்படும்போது Δn_gas RT திருத்தத்தைப் பயன்படுத்துங்கள்.

வரம்புகளும் பொருத்தமான பயன்பாடும்

  • தீர்த்த எடுத்துக்காட்டுகள் முழுமையாகக் காப்பிடப்பட்ட கலோரிமானியைக் கருதுகின்றன. உண்மையான கலோரிமானிகள் அறையுடன் சிறிது வெப்பத்தைப் பரிமாறுகின்றன; அவற்றுக்கு அளவுத்திருத்தம் அல்லது வெப்ப இழப்புத் திருத்தம் தேவை.
  • கரைசலுக்கு தூய நீரின் அடர்த்தியும் தன்வெப்ப ஏற்புத்திறனும் உள்ளதாகக் கருதுவது ஒரு தோராயம்; கரைசல் செறிவாகும்போது அது குறைவான துல்லியமாகிறது.
  • ஒரு வினை தன்னிச்சையானதா என்பதைத் தீர்மானிக்கும் என்ட்ரோப்பியும் கிப்ஸ் ஆற்றலும் இந்த வழிகாட்டியின் எல்லைக்கு வெளியே உள்ளன.