📚 கற்றல் முதன்மை க.பொ.த. (சா/த) க.பொ.த. (உ/த) பிற 🌐 English உள்நுழைய
பாடங்கள் · அலகு 5 · வெப்பவுள்ளுறை மாற்றங்களும் நியம வெப்பவுள்ளுறை மாற்றங்களும்

வெப்பவுள்ளுறை மாற்றங்களும் நியம வெப்பவுள்ளுறை மாற்றங்களும்

முழுமையான பார்வை — வெப்ப உள்ளுறை (enthalpy) ஏன் முக்கியம்?

ஆய்வுகூடத்தில் நடைபெறும் பெரும்பாலான பெளதிக மாற்றங்களும் இரசாயன மாற்றங்களும் மாறா அமுக்க நிபந்தனைகளின் கீழ் நிகழ்கின்றன. ஒரு தாக்கத்தைச் சூழலுக்குத் திறந்த ஒரு குடுவையில் அல்லது பரிசோதனைக் குழாயில் நடத்தும்பொழுது, அதன்மீது தொழிற்படும் அமுக்கம் அண்ணளவாக ஒரு வளிமண்டல அமுக்கமாகவே இருக்கும். இத்தகைய மாறா அமுக்கச் சூழலில் தொகுதிக்கு உள்ளேயும் வெளியேயும் ஏற்படும் வெப்பப்பாய்ச்சலைக் கணியப்பகுத்துவதற்கு இரசாயனவியலாளர் வெப்ப உள்ளுறை (enthalpy) என்னும் இயல்பைப் பயன்படுத்துகின்றனர். இது H என்னும் குறியீட்டால் குறிக்கப்படுகின்றது.

வெப்ப உள்ளுறை ஒரு விரிவியல்பு (extensive property) ஆகும்; எனவே அதன் பருமன் பதார்த்தத்தின் அளவில் தங்கியுள்ளது. ஒரு பதார்த்தத்தின் தனி வெப்ப உள்ளுறைப் பெறுமானத்தை நேரடியாக அளப்பது சாத்தியமற்றது; ஆகவே நாம் உண்மையில் அளப்பது வெப்ப உள்ளுறை மாற்றம் (enthalpy change), அதாவது ΔH ஆகும். ஒரு தாக்கத்தின் வெப்ப உள்ளுறை மாற்றம், விளைவுகளின் வெப்ப உள்ளுறைக்கும் தாக்கிகளின் வெப்ப உள்ளுறைக்கும் இடையே உள்ள வேறுபாடாகும். மாறா அமுக்கத்தில் இந்த ΔH பெறுமானம், தாக்கத்தின்போது உறிஞ்சப்படும் அல்லது வெளிவிடப்படும் வெப்பத்தின் அளவுக்குச் சமமாகின்றது.

ΔH = H(விளைவுகள்) − H(தாக்கிகள்)
மாறா அமுக்கத்தில் ΔH = வெப்பப்பாய்ச்சல் q

1. புறவெப்ப, அகவெப்பச் செயன்முறைகள் (NIE 2.2.1)

தெர்மைட் தாக்கம் — புறவெப்பம்
Thermite reaction — exothermic
Wikipedia → · CC

ஒரு செயன்முறையில் ஏற்படும் வெப்பப்பாய்ச்சலின் திசையை அடிப்படையாகக் கொண்டு அச்செயன்முறை இரு வகையாக வகைப்படுத்தப்படுகின்றது. ஒரு செயன்முறை அதன் ஆரம்ப நிலையிலிருந்து இறுதி நிலைக்கு மாற்றமடையும்பொழுது வெப்பம் சூழலுக்கு வெளிவிடப்படுமாயின், அச்செயன்முறை புறவெப்பத் தாக்கம் (exothermic reaction) எனப்படும். இவ்விடத்தில் விளைவுகள் தாக்கிகளிலும் தாழ் சக்தியுடையன; மேலதிக சக்தி வெப்பமாக வெளிவிடப்படுவதனால் ΔH மறைப் பெறுமானத்தைக் (ΔH < 0) கொண்டிருக்கும். எல்லாத் தகனச் செயன்முறைகளும் புறவெப்பத் தாக்கங்களாகும்.

இதற்கு மாறாக, ஒரு செயன்முறை வெப்பம் உறிஞ்சப்படுவதன் மூலம் ஆரம்ப நிலையிலிருந்து இறுதி நிலைக்கு மாற்றமடையுமாயின், அச்செயன்முறை அகவெப்பத் தாக்கம் (endothermic reaction) எனப்படும். இங்கு விளைவுகள் தாக்கிகளிலும் உயர் சக்தியுடையன; மாற்றத்திற்குத் தேவையான மேலதிக சக்தி வெப்பமாகச் சூழலிலிருந்து உறிஞ்சப்படுவதனால் ΔH நேர்ப் பெறுமானத்தைக் (ΔH > 0) கொண்டிருக்கும். அமோனியம் குளோரைட்டை நீரில் கரைத்தல் ஓர் அகவெப்பச் செயன்முறைக்கு நல்லதொரு உதாரணமாகும்.

புறவெப்பத் தாக்கம் (exothermic)அகவெப்பத் தாக்கம் (endothermic)
வெப்பப்பாய்ச்சல்தொகுதியிலிருந்து சூழலுக்கு வெளிவிடப்படும்சூழலிலிருந்து தொகுதிக்கு உறிஞ்சப்படும்
விளைவுகளின் சக்திதாக்கிகளிலும் தாழ்வானதுதாக்கிகளிலும் உயர்வானது
ΔH இன் குறியீடுமறை (ΔH < 0)நேர் (ΔH > 0)
உதாரணம்தகனம், ஐதரசன் எரிதல்பனிக்கட்டி உருகுதல், NH₄Cl கரைதல்

2. வெப்ப இரசாயனச் சமன்பாடுகள் (NIE 2.2.2)

ஹெஸ் சுழற்சி வரிப்படம்
Hess cycle diagram
Wikipedia → · CC

நியம வழக்குக் குறியீட்டுடன் ΔH பெறுமானத்தைக் கொண்டிருக்கும் ஒரு சமன் செய்யப்பட்ட இரசாயனச் சமன்பாடு, அத்தாக்கத்தின் வெப்ப இரசாயனச் சமன்பாடு (thermochemical equation) எனப்படும். ஒரு வெப்ப இரசாயனச் சமன்பாட்டை எழுதும்பொழுது சில விதிகள் கண்டிப்பாகக் கடைப்பிடிக்கப்பட வேண்டும். முதலாவதாக, சமன்பாட்டில் உள்ள ΔH பெறுமானம், சமன்பாடு எழுதப்பட்டுள்ள பீசமான குணகங்களின்படி உள்ள மூல் அளவுகளுக்கே பொருந்தும். இரண்டாவதாக, தாக்கிகளினதும் விளைவுகளினதும் வெப்ப உள்ளுறை அவற்றின் பெளதிக நிலையில் (அவத்தையில்) தங்கியிருப்பதால், ஒவ்வொரு கூறுக்கும் அவத்தைக் குறியீடு — (s), (l), (g), (aq) — தெளிவாகக் குறிப்பிடப்பட வேண்டும்.

ஒரு வெப்ப இரசாயனச் சமன்பாடு ஒரு எண்ணினால் பெருக்கப்பட்டால், அதன் ΔH பெறுமானமும் அதே எண்ணினால் பெருக்கப்பட வேண்டியது அவசியமாகும். மேலும், ஒரு தாக்கம் பின்முகமாக நிகழும்பொழுது ΔH இன் எண்ணளவு மாற்றமடையாது; ஆனால் அதன் குறியீடு எதிராக மாறிவிடும். எனவே ஒரு புறவெப்பத் தாக்கத்தின் பின்முகத் தாக்கம் அகவெப்பமாக அமைகின்றது.

பகுப்பு 1 — ஐதரசன் வாயு ஒட்சிசனுடன் தாக்கமடைந்து நீராவியை உருவாக்கும் தாக்கம்.

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g)    ΔH = −483.7 kJ mol⁻¹

இதன் கருத்து: 2 மூல் H₂ ஆனது 1 மூல் O₂ உடன் தாக்கமுற்று 2 மூல் நீராவியை உருவாக்கும்பொழுது 483.7 kJ வெப்பம் வெளிவிடப்படுகின்றது.

சமன்பாட்டை அரைப்பங்காக்கின்: H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(g)    ΔH = −241.85 kJ mol⁻¹
பின்முகத் தாக்கத்திற்கு: 2H₂O(g) → 2H₂(g) + O₂(g)    ΔH = +483.7 kJ mol⁻¹ (அகவெப்பம்)
Manipulating a Thermochemical Equation — what happens to ΔH 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g) ΔH = −483.7 kJ mol⁻¹ (given) HALVE the equation (× ½) H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(g) ΔH × ½ = −241.85 kJ mol⁻¹ REVERSE the equation 2H₂O(g) → 2H₂(g) + O₂(g) sign flips: ΔH = +483.7 kJ mol⁻¹ magnitude scales with the coefficients exothermic ⇄ endothermic on reversal ΔH always tracks the equation exactly as written

சமன்பாட்டை அரைப்பங்காக்கின் ΔH உம் அரையாகும்; பின்முகமாக்கின் ΔH இன் குறி மட்டும் எதிராக மாறும்.

3. வெப்ப உள்ளுறை வரிப்படங்கள் (NIE 2.2.3)

ஒரு வெப்ப உள்ளுறை வரிப்படம் (enthalpy diagram அல்லது energy-level diagram) என்பது, ஒரு செயன்முறையில் ஏற்படும் வெப்ப உள்ளுறை மாற்றத்தை வரிவடிவில் பிரதிநிதித்துவப்படுத்தும் வரைபடமாகும். இதில் செங்குத்து அச்சு வெப்ப உள்ளுறையைக் (சக்தியைக்) குறிக்கின்றது; தாக்கிகளும் விளைவுகளும் இந்த அச்சில் தத்தமது சக்தி மட்டத்தில் கிடைமட்டக் கோடுகளாகக் காட்டப்படுகின்றன. அவ்விரு மட்டங்களுக்கும் இடையேயான இடைவெளியே ΔH ஆகும்.

ஒரு புறவெப்பத் தாக்கத்தில் தாக்கிகள் உயர் சக்தி மட்டத்திலும், விளைவுகள் தாழ் சக்தி மட்டத்திலும் அமைகின்றன; எனவே வரிப்படத்தில் அம்புக்குறி கீழ்நோக்கி நிற்கும், ΔH மறையாகும். ஓர் அகவெப்பத் தாக்கத்தில் இது நேர்மாறாக அமைகின்றது — விளைவுகள் உயர் சக்தி மட்டத்தில் இருப்பதனால் அம்புக்குறி மேல்நோக்கி நிற்கும், ΔH நேராகும். கீழே உள்ள இரு வரிப்படங்களும் இவ்விரு நிலைகளையும் ஒப்பிட்டுக் காட்டுகின்றன.

Energy-Level Diagrams Exothermic (ΔH negative) enthalpy H reactants products ΔH < 0 heat released to surroundings Endothermic (ΔH positive) enthalpy H reactants products ΔH > 0 heat absorbed from surroundings

4. நியம வெப்ப உள்ளுறை மாற்றங்கள் (NIE 2.2.4)

பனிக்கட்டி கலோரிமீட்டர்
Ice calorimeter
Wikipedia → · CC

ஒரு தாக்கத்தின் அளக்கப்பட்ட வெப்ப உள்ளுறை மாற்றம் வெப்பநிலையிலும் அமுக்கத்திலும் தங்கியிருப்பதால், வெவ்வேறு தாக்கங்களை ஒப்பிடுவதற்கு ஒரு பொதுவான அளவுகோல் தேவைப்படுகின்றது. இதற்காக நியம நிலை (standard state) வரையறுக்கப்பட்டுள்ளது: இது 1 bar (1 × 10⁵ Pa) அமுக்கமும், குறிப்பிடப்பட்ட வெப்பநிலையும் ஆகும். இப்பாடத்தில் வெப்பநிலை தனியே குறிப்பிடப்படாதவரை, தரப்பட்ட நியமப் பெறுமானங்கள் 298.15 K (25 °C) இல் எடுக்கப்படுகின்றன. தாக்கிகளும் விளைவுகளும் நியம நிலையில் இருக்கும் தாக்கங்களின் வெப்ப உள்ளுறை மாற்றமே நியம வெப்ப உள்ளுறை மாற்றம் ஆகும்; இது மேலெழுத்து “⦵” குறியீட்டுடன் ΔH° எனக் குறிக்கப்படுகின்றது.

கீழே, அடிக்கடி பயன்படுத்தப்படும் ஐந்து வகையான நியம வெப்ப உள்ளுறை மாற்றங்களின் வரைவிலக்கணங்கள் தரப்பட்டுள்ளன.

நியம தாக்க வெப்ப உள்ளுறை மாற்றம், ΔH°r — நியம நிபந்தனைகளின் கீழ், ஒரு தாக்கத்தில் தரப்பட்ட தாக்கிகளின் அளவுகள் தாக்கமடைந்து நியம நிலையில் உள்ள விளைவுகளை உருவாக்கும்பொழுது ஏற்படும் வெப்ப உள்ளுறை மாற்றமாகும். உதாரணம்: N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g).

நியம தோன்றல் வெப்ப உள்ளுறை மாற்றம், ΔH°f — நியம நிலையில் உள்ள ஒரு மூல் பதார்த்தம், நியம நிலையில் உள்ள அதன் ஆக்கக்கூற்று மூலகங்களின் மிகவும் உறுதியான மாற்றேற்று வடிவங்களிலிருந்து தோன்றும்பொழுது ஏற்படும் வெப்ப உள்ளுறை மாற்றமாகும். ஒரு மூலகத்தின் மிகவும் உறுதியான வடிவம் தானே உருவாதலில் எவ்வித வெப்ப உள்ளுறை மாற்றமும் நடைபெறாததால், அதற்கு ΔH°f = 0 எனக் கொள்ளப்படுகின்றது.

நியம தகன வெப்ப உள்ளுறை மாற்றம், ΔH°c — நியம நிலையில் உள்ள ஒரு மூலகம் அல்லது சேர்வையின் ஒரு மூல், மிகை ஒட்சிசனில் (அல்லது வளியில்) பூரணமாகத் தகனமடைந்து நியம நிலையில் உள்ள விளைவுகளை உருவாக்கும்பொழுது ஏற்படும் வெப்ப உள்ளுறை மாற்றமாகும்.

நியம நடுநிலையாக்கல் வெப்ப உள்ளுறை மாற்றம், ΔH°neut — நியம நிலைகளில் நீர்க்கரைசலில் உள்ள ஒரு மூல் H⁺ அயன்கள், நீர்க்கரைசலில் உள்ள ஒரு மூல் OH⁻ அயன்களுடன் தாக்கமடைந்து திரவ நீரின் ஒரு மூலை உருவாக்கும்பொழுது ஏற்படும் வெப்ப உள்ளுறை மாற்றமாகும்.

நியம அணுவாதல் வெப்ப உள்ளுறை மாற்றம், ΔH°at — நியம நிலையில் உள்ள ஒரு மூலகம் நியம நிலையில் உள்ள ஒரு மூல் வாயு நிலை அணுக்களாக மாறும்பொழுது ஏற்படும் வெப்ப உள்ளுறை மாற்றமாகும்.

Standard Enthalpy Changes (298 K, 1 bar) Symbol One mole of... Example reaction ΔH°f formation — compound from its elements H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l) ΔH°c combustion — burnt fully in excess O₂ C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH°neut water formed — acid + alkali neutralised H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l) ΔH°at gaseous atoms — from an element ½Cl₂(g) → Cl(g)

மேலுள்ள ஐந்து வகைகளுக்கு அப்பால், NIE பாடநூல் இன்னும் பல வகையான நியம வெப்ப உள்ளுறை மாற்றங்களைப் பட்டியலிடுகின்றது — பதங்கமாதல், ஆவியாதல், உருகுதல் (நிலைமாற்ற வெப்பவுள்ளுறைகள்), நீரேற்றம், கரைதல், கரைசலாதல், அயனாக்கல், இலத்திரனேற்றல், சாலகம் என்பன. கீழுள்ள வரிப்படம் இவை அனைத்தையும் ஒரே இடத்தில் தொகுத்துக் காட்டுகின்றது.

The Full Set of Standard Enthalpy Changes all defined per mole, at 298 K and 1 bar Enthalpy change Process (one mole) Typical sign Sublimation ΔH°sub solid → gas directly endothermic (+) Vaporisation ΔH°vap liquid → gas endothermic (+) Fusion ΔH°fus solid → liquid (melting) endothermic (+) Atomisation ΔH°at element → 1 mol gaseous atoms endothermic (+) Ionisation ΔH°IE gas atom → gas cation + e⁻ endothermic (+) Electron gain ΔH°eg gas atom + e⁻ → gas anion usually exo (−) Lattice ΔH°latt ionic solid → gaseous ions endothermic (+) Hydration ΔH°hyd gas ion → aqueous (hydrated) ion exothermic (−) Solution ΔH°sol solid solute → dilute solution + or − ΔH°sol = ΔH°latt (break lattice) + ΔH°hyd (hydrate the ions) phase changes sub/vap/fus all absorb energy; bond/lattice breaking is endothermic; ion hydration releases energy

பதங்கமாதல், ஆவியாதல், உருகுதல், அணுவாதல், அயனாக்கல், சாலகம் — அனைத்தும் சக்தியை உறிஞ்சுகின்றன; நீரேற்றம் சக்தியை வெளிவிடுகின்றது; கரைசலாதலின் குறி இவ்விரண்டின் சமநிலையைப் பொறுத்தது.

பகுப்பு 2 — மீதேனின் (CH₄) நியம தகன வெப்ப உள்ளுறை மாற்றம்.

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)    ΔH°c = −890 kJ mol⁻¹

இது புறவெப்பத் தாக்கம்; ஒரு மூல் மீதேன் மிகை ஒட்சிசனில் பூரணமாகத் தகனமடைந்து CO₂ வையும் திரவ நீரையும் தரும்பொழுது 890 kJ வெப்பம் வெளிவிடப்படுகின்றது.

5. நியம வெப்ப உள்ளுறை மாற்றங்கள் — முழுத் தொகுப்பு (NIE 2.2.4)

NIE பாடநூல் §5.2 இல் (பெளதிக இரசாயனவியல் §2.2.4) ஒவ்வொரு நியம வெப்ப உள்ளுறை மாற்றமும் தனித்துவமான ஒரு வரைவிலக்கணத்துடன் தரப்பட்டுள்ளது. மேலே விரிவாக விளக்கப்பட்ட நான்கு வகைகளுடன், நிலைமாற்ற வெப்பவுள்ளுறைகளும் (பதங்கமாதல், ஆவியாதல், உருகுதல்), அயனாக்கல், இலத்திரனேற்றல், சாலக வெப்பவுள்ளுறை, நீரேற்றம், கரைசலாதல் ஆகியனவும் சேர்த்து முழுத் தொகுப்பு கீழுள்ள அட்டவணையில் ஒருங்கே தரப்பட்டுள்ளது. ஒவ்வொன்றும் ஒரு மூலுக்கு (per mole), 298.15 K வெப்பநிலையிலும் 1 bar அமுக்கத்திலும் வரையறுக்கப்படுகின்றது என்பதை நினைவில் கொள்ள வேண்டும்.

நியம வெப்ப உள்ளுறை மாற்றம்வரைவிலக்கணம் (ஒரு மூலுக்கு)உதாரணம்
தோன்றல்
ΔH°f		நியம நிலையில் உள்ள ஒரு மூல் சேர்வை, அதன் ஆக்கக்கூற்று மூலகங்களின் மிகவும் உறுதியான வடிவங்களிலிருந்து தோன்றும்பொழுது ஏற்படும் மாற்றம்.H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l)
தகனம்
ΔH°c		ஒரு மூல் பதார்த்தம் மிகை ஒட்சிசனில் பூரணமாகத் தகனமடையும்பொழுது ஏற்படும் மாற்றம்.C(s) + O₂(g) → CO₂(g)
நடுநிலையாக்கல்
ΔH°neut		நீர்க்கரைசலில் உள்ள ஒரு மூல் H⁺ அயன்கள் ஒரு மூல் OH⁻ அயன்களுடன் தாக்கமடைந்து ஒரு மூல் திரவ நீரை உருவாக்கும்பொழுது ஏற்படும் மாற்றம்.H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)
அணுவாதல்
ΔH°at		ஒரு மூலகத்திலிருந்து ஒரு மூல் வாயு நிலை அணுக்கள் உருவாகும்பொழுது ஏற்படும் மாற்றம்.½Cl₂(g) → Cl(g)
பதங்கமாதல்
ΔH°sub		ஒரு மூல் திண்மப் பதார்த்தம் திரவ நிலையைக் கடக்காமல் நேரடியாக வாயு நிலைக்கு மாறும்பொழுது ஏற்படும் மாற்றம்.I₂(s) → I₂(g)
ஆவியாதல்
ΔH°vap		ஒரு மூல் திரவப் பதார்த்தம் அதன் கொதிநிலையில் வாயு நிலைக்கு மாறும்பொழுது ஏற்படும் மாற்றம்.H₂O(l) → H₂O(g)
உருகுதல்
ΔH°fus		ஒரு மூல் திண்மப் பதார்த்தம் அதன் உருகுநிலையில் திரவ நிலைக்கு மாறும்பொழுது ஏற்படும் மாற்றம்.H₂O(s) → H₂O(l)
(முதலாம்) அயனாக்கல்
ΔH°IE		வாயு நிலையில் உள்ள ஒரு மூல் நடுநிலை அணுக்களிலிருந்து தலா ஓர் இலத்திரன் அகற்றப்பட்டு ஒரு மூல் வாயு நிலை நேர் அயன்கள் உருவாகும்பொழுது ஏற்படும் மாற்றம்.Na(g) → Na⁺(g) + e⁻
இலத்திரனேற்றல்
ΔH°eg		வாயு நிலையில் உள்ள ஒரு மூல் நடுநிலை அணுக்கள் தலா ஓர் இலத்திரனை ஏற்று ஒரு மூல் வாயு நிலை எதிர் அயன்களாக மாறும்பொழுது ஏற்படும் மாற்றம் (இலத்திரன் சக்கீர்வு).Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g)
சாலகம்
ΔH°latt		ஒரு மூல் அயனிகச் திண்மம், வாயு நிலையில் உள்ள அதன் தனிமப்படுத்தப்பட்ட அயன்களிலிருந்து உருவாகும்பொழுது ஏற்படும் மாற்றம் (சாலக உருவாக்கம்).Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s)
நீரேற்றம்
ΔH°hyd		வாயு நிலையில் உள்ள ஒரு மூல் அயன்கள் நீரில் கரைந்து நீரேற்றப்பட்ட அயன்களாக மாறும்பொழுது ஏற்படும் மாற்றம்.Na⁺(g) + நீர் → Na⁺(aq)
கரைசலாதல்
ΔH°sol		ஒரு மூல் பதார்த்தம் (கரைபொருள்) மிகுந்த நீர்க் கரைப்பானில் முற்றாகக் கரைந்து நீர்த்த கரைசலை உருவாக்கும்பொழுது ஏற்படும் மாற்றம்.NaCl(s) + நீர் → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)

அயனிகச் சேர்வை ஒன்றினை நீரில் கரைத்தலின் கரைசலாதல் வெப்பவுள்ளுறை, சாலகத்தைச் சிதைக்கும் சக்திக்கும் (சாலக வெப்பவுள்ளுறை, அகவெப்பம்) அயன்களை நீரேற்றும்பொழுது வெளிவிடப்படும் சக்திக்கும் (நீரேற்ற வெப்பவுள்ளுறை, புறவெப்பம்) இடையேயான சமநிலையாக அமைகின்றது:

ΔH°sol = ΔH°latt(சிதைவு) + ΔH°hyd

Grouping Standard Enthalpy Changes by Sign which way does the heat flow? Always endothermic (+) ΔH°sub sublimation ΔH°vap vaporisation ΔH°fus fusion ΔH°at atomisation ΔH°IE ionisation ΔH°latt lattice (break) bonds / lattice broken Usually exothermic (−) ΔH°c combustion ΔH°neut neutralisation ΔH°hyd hydration ΔH°eg electron gain bonds form / ions attract Sign varies (+ or −) ΔH°f formation ΔH°sol solution depends on the balance of competing energy terms ΔH°sol = ΔH°latt + ΔH°hyd

பிணைப்புகளையும் சாலகத்தையும் சிதைக்கும், நிலைமாற்றத்திற்குச் சக்தி தேவைப்படும் செயன்முறைகள் அகவெப்பமானவை; புதிய பிணைப்புகள் தோன்றும், அயன்கள் கவரப்படும் செயன்முறைகள் பெரும்பாலும் புறவெப்பமானவை. தோன்றல், கரைசலாதல் ஆகியவற்றின் குறி, போட்டியிடும் சக்திக் கூறுகளின் சமநிலையைப் பொறுத்தது.

📝 தேர்வாளர் குறிப்பு
  • புறவெப்பம் = ΔH மறை, அகவெப்பம் = ΔH நேர் — இந்தக் குறியீட்டை ஒருபோதும் குழப்பிக் கொள்ள வேண்டாம். விளைவுகள் தாழ் சக்தியில் இருந்தால் வெப்பம் வெளிவிடப்படுகின்றது.
  • வெப்ப இரசாயனச் சமன்பாட்டில் அவத்தைக் குறியீடுகளை — (s), (l), (g), (aq) — விட்டுவிடாதீர்கள். H₂O(l) உம் H₂O(g) உம் வெவ்வேறு ΔH பெறுமானங்களைத் தருகின்றன.
  • ΔH பெறுமானம் சமன்பாட்டின் பீசமான குணகங்களுக்கே பொருந்தும். சமன்பாட்டை இரட்டிப்பாக்கினால் ΔH உம் இரட்டிப்பாகும்; பின்முகமாக்கினால் குறியீடு மட்டும் எதிராக மாறும்.
  • நியம நிலை = 298.15 K, 1 bar. தோன்றல் வரைவிலக்கணத்தில் "மிகவும் உறுதியான மாற்றேற்று வடிவம்" என்னும் சொற்றொடரை விட்டுவிடாதீர்கள் — அதுவே மூலகங்களுக்கு ΔH°f = 0 எனக் கொள்வதற்கான காரணமாகும்.
🌐 விளக்க படம் / Explanatory Diagram
Enthalpy
என்தால்பி
Enthalpy
Credit: Wikimedia Commons  · CC BY-SA 4.0
📖 மேலதிக தகவல் / More on Wikipedia →

📝 பயிற்சி வினாக்கள்

பகுதி I — பல்தேர்வு வினாக்கள்

  1. நியம உருவாக்க என்தால்பி (ΔHf°) வரையறுப்பது:

    1. அயன்களிலிருந்து
    2. தனிமூலகங்களிலிருந்து (நியம நிலையில்)
    3. மூலக்கூறுகளிலிருந்து
    4. வாயுக்களிலிருந்து
    5. எதுவுமில்லை
    விடை
    (2) — தனிமூலகங்களிலிருந்து 1 மோல் சேர்வை உருவாக்கம்.

  2. தனிமூலகத்தின் (நியம நிலை) ΔHf°:

    1. 0
    2. எப்போதும் எதிர்
    3. எப்போதும் நேர்
    4. ∞
    5. மாறும்
    விடை
    (1) — தனிமூலகத்தின் ΔHf° = 0.

  3. நியம நிபந்தனைகள்:

    1. 100°C, 1 atm
    2. 298 K, 1 bar
    3. 0 K, 0 atm
    4. 273 K, 2 atm
    5. 25 K, 1 atm
    விடை
    (2) — 298 K (25°C), 1 bar.

  4. எரி என்தால்பி (ΔHc) எப்போதும்:

    1. நேர்
    2. எதிர்
    3. பூச்சியம்
    4. மாறும்
    5. ∞
    விடை
    (2) — எரிப்பு வெப்பமுமிழ் → ΔHc எதிர்.

  5. வலிமை அமிலம்–காரம் நடுநிலையாக்க என்தால்பி கிட்டத்தட்ட மாறிலி ஏனெனில்:

    1. CO₂ + H₂O
    2. H⁺ + OH⁻ → H₂O
    3. உப்பு உருவாக்கம்
    4. வாயு வெளியேற்றம்
    5. எதுவுமில்லை
    விடை
    (2) — எல்லாமே H⁺+OH⁻→H₂O (≈ −57 kJ/mol).

  6. என்தால்பி மாற்றம் சார்ந்திருப்பது:

    1. பாதை
    2. தொடக்க & இறுதி நிலை
    3. வேகம்
    4. வினையூக்கி
    5. நேரம்
    விடை
    (2) — ΔH ஒரு நிலைச் சார்பு — பாதையில் தங்கியதல்ல.

பகுதி II — கட்டமைப்பு வினா

• உருவாக்க, எரி, நடுநிலையாக்க என்தால்பிகளை வரையறுத்து ஒவ்வொன்றுக்கும் ΔH அடையாளம் தருக.

மாதிரி விடை
உருவாக்கம்: தனிமூலகம்→1 மோல் சேர்வை (மாறும்). எரிப்பு: 1 மோல் முழுமையாக எரிதல் (எதிர்). நடுநிலையாக்கம்: அமிலம்+காரம் (எதிர்).

• ΔH ஏன் ஒரு நிலைச் சார்பு (state function)? இதன் பயன் என்ன?

மாதிரி விடை
தொடக்க/இறுதி நிலையை மட்டுமே சார்ந்தது, பாதையை அல்ல → ஹெஸ் விதி வழியே மாற்று வழியால் ΔH கணிக்கலாம்.

கட்டுரை வினா

• என்தால்பி மாற்றம் — வரைவிலக்கணம், வகைகள் (உருவாக்கம், எரிப்பு, நடுநிலையாக்கம்), நியம நிபந்தனைகள், நிலைச் சார்புத் தன்மையை விளக்குக.

விடை வரைவு
வரைவு: ΔH=மாறா P வெப்பம்; வகை ΔHf°(தனிமூலகம்=0)/ΔHc(எதிர்)/நடுநிலை(≈−57); நியம 298K,1bar; நிலைச் சார்பு → ஹெஸ் விதி.
← அலகு 5