Chemical Thermodynamics MCQ Quiz in हिन्दी - Objective Question with Answer for Chemical Thermodynamics - मुफ्त [PDF] डाउनलोड करें

सिद्धांत:

दो-घटक प्रणालियों के लिए संक्षिप्त प्रावस्था नियम समीकरण

• प्रावस्था नियम एक सामान्य सिद्धांत है जिसका उपयोग किसी प्रणाली में स्वातंत्र्य की कोटि (F) निर्धारित करने के लिए किया जाता है, जो चरों की संख्या (जैसे तापमान, दाब या संरचना) को संदर्भित करता है जिन्हें स्वतंत्र रूप से बदला जा सकता है बिना संतुलन में प्रावस्थाओं की संख्या को बदले।
• दो-घटक प्रणाली के लिए, प्रावस्था नियम समीकरण का संक्षिप्त रूप है:

  F = C - P + 2

  जहाँ:
  • F: स्वातंत्र्य की कोटि
  • C: घटकों की संख्या (दो-घटक प्रणाली के लिए, C = 2)
  • P: संतुलन में प्रावस्थाओं की संख्या
• केवल तापमान और दाब चरों (जैसे संघनित प्रणालियों) से जुड़ी प्रणालियों के लिए, "+2" पद को हटाकर प्रावस्था नियम को और सरल किया जाता है:

  F = C - P

  दो-घटक प्रणाली के लिए C = 2 प्रतिस्थापित करने पर:

  F = 2 - P

व्याख्या:

• दो-घटक प्रणाली के लिए संक्षिप्त प्रावस्था नियम समीकरण में, स्वातंत्र्य की कोटि (F) संतुलन में मौजूद प्रावस्थाओं की संख्या (P) पर निर्भर करती है।
• उदाहरण के लिए:
  • यदि एक प्रावस्था है (P = 1), F = 2 - 1 = 1, जिसका अर्थ है कि एक चर को स्वतंत्र रूप से बदला जा सकता है।
  • यदि दो प्रावस्थाएँ हैं (P = 2), F = 2 - 2 = 0, जिसका अर्थ है कि कोई भी चर स्वतंत्र रूप से नहीं बदला जा सकता है (प्रणाली पूरी तरह से बाध्य है)।

• विकल्प 1, "F = 3 - P," गलत है क्योंकि "+2" पद सामान्य प्रणालियों पर लागू होता है, संक्षिप्त प्रणालियों पर नहीं।
• विकल्प 2, "F = 2 - P," संक्षिप्त रूप में दो-घटक प्रणाली के लिए सही है।

इसलिए, सही उत्तर F = 2 - P है।

सिद्धांत:

आदर्श गैस के समतापीय प्रसार का ऊष्मागतिकी

• एक आदर्श गैस के लिए समतापीय प्रक्रिया में, आंतरिक ऊर्जा परिवर्तन:

  ΔU = 0

  क्योंकि एक आदर्श गैस की आंतरिक ऊर्जा केवल तापमान पर निर्भर करती है, और तापमान स्थिर है।
• ऊष्मागतिकी का प्रथम नियम:

  ΔU = q + w

  यह दर्शाता है कि ΔU = 0, q = -w के लिए।

व्याख्या:

• पथ I: उत्क्रमणीय समतापीय प्रसार
  • गैस परिवेश पर कार्य करती है, इसलिए w ऋणात्मक है (w < 0)।
  • तापमान को स्थिर रखने के लिए, परिवेश से ऊष्मा अवशोषित होनी चाहिए, इसलिए q धनात्मक है (q > 0)।
  • ΔU = 0 (समतापीय प्रक्रिया)।
• पथ II: मुक्त प्रसार (शून्य बाह्य दाब के विरुद्ध)
  • कोई कार्य नहीं किया जाता है क्योंकि बाह्य दाब शून्य है, इसलिए w = 0।
  • कोई ऊष्मा का आदान-प्रदान नहीं होता है क्योंकि प्रणाली पृथक है, इसलिए q = 0।
  • ΔU = 0 क्योंकि मुक्त प्रसार के दौरान एक आदर्श गैस में तापमान स्थिर रहता है।

इसलिए, सही उत्तर है पथ I: ΔU = 0, q > 0, w < 0 और पथ II: ΔU = 0, q = 0, w = 0

उत्तर स्वतंत्रता की कोटि है

अवधारणा:-

• स्वतंत्रता की डिग्री (डीओएफ): स्वतंत्रता की कोटि उन चरों की संख्या को संदर्भित करती है जिन्हें संतुलन में चरणों की संख्या को बदले बिना स्वतंत्र रूप से बदला जा सकता है। चरण नियम के संदर्भ में, डीओएफ कुछ मापदंडों को समायोजित करने के लिए सिस्टम के लचीलेपन को इंगित करता है।
• घटक: घटक प्रत्येक चरण/प्रणाली की संरचना का वर्णन करने के लिए आवश्यक स्वतंत्र रूप से परिवर्तनशील रासायनिक संस्थाओं की न्यूनतम संख्या हैं। विभिन्न प्रणालियों पर चरण नियम लागू करने के लिए घटकों को समझना महत्वपूर्ण है।
• चरण साम्यावस्था : चरण साम्यावस्था में विशिष्ट परिस्थितियों में एक प्रणाली में विभिन्न चरणों का सह-अस्तित्व शामिल होता है। चरण नियम दिए गए घटकों और चरणों के आधार पर साम्यावस्था में चरणों के व्यवहार का विश्लेषण और भविष्यवाणी करने में मदद करता है।
• चरण आरेख: चरण आरेख दृश्य रूप से एक प्रणाली की साम्यावस्था स्थितियों का प्रतिनिधित्व करते हैं, यह दिखाते हुए कि विभिन्न चरण अलग-अलग तापमान और दबाव पर कैसे सह-अस्तित्व में रहते हैं। चरण नियम को अक्सर चरण आरेखों की व्याख्या में लागू किया जाता है।

स्पष्टीकरण:-

चरण नियम समीकरण, F = C - P + 2, साम्यावस्था पर एक प्रणाली में स्वतंत्रता की कोटि (F) की संख्या का प्रतिनिधित्व करता है।

• F (स्वतंत्रता की डिग्री): यह गहन चर (उदाहरण के लिए, तापमान, दबाव, सांद्रता) की संख्या है जिसे साम्यावस्था में चरणों की संख्या में बदलाव किए बिना स्वतंत्र रूप से बदला जा सकता है।
• C (घटकों की संख्या): यह प्रत्येक चरण/प्रणाली की संरचना का वर्णन करने के लिए आवश्यक स्वतंत्र रूप से परिवर्तनशील रासायनिक संस्थाओं की न्यूनतम संख्या है।
• P(चरणों की संख्या): यह सिस्टम में विशिष्ट, समरूप और यांत्रिक रूप से अलग होने योग्य भागों की संख्या है जो कुछ शर्तों के तहत सह-अस्तित्व में हैं।

अवधारणा:

आदर्श गैस का रुद्धोष्म उत्क्रमणीय संपीडन

• एक आदर्श गैस के लिए रुद्धोष्म उत्क्रमणीय प्रक्रियाओं में:

  T₂ = T₁ × (V₁/V₂)^γ-1

• γ (गामा) = C_p/C_v रुद्धोष्म सूचकांक है:
  • एकपरमाण्विक गैसों के लिए, γ = 5/3
• T₁ की गणना आदर्श गैस समीकरण का उपयोग करके की जा सकती है:

  P × V = nRT ⇒ T₁ = (P × V₁) / (nR)

व्याख्या:

• दिया गया है:
  • n = 1 mol
  • P = 1 atm = 1.013 × 10⁵ Pa
  • V₁ = 49.2 L = 0.0492 m³
  • V₂ = 24.6 L = 0.0246 m³
  • R = 8.314 J/mol·K
• प्रारंभिक तापमान T₁ की गणना करें:

  T₁ = (P × V₁) / (nR) = (1.013 × 10⁵ × 0.0492) / 8.314 ≈ 599 K

• रुद्धोष्म संबंध का उपयोग करें:

  T₂ = T₁ × (V₁/V₂)^γ-1

  γ = 5/3 ⇒ γ - 1 = 2/3

  T₂ = 599 × (49.2 / 24.6)^2/3 = 599 × 2^2/3 ≈ 599 × 1.587 ≈ 950.7 K

• निकटतम मान: 952 K

इसलिए, गैस का अंतिम तापमान विकल्प 1: 952 K के सबसे करीब है।

अवधारणा:

आंशिक मोलर आयतन (V̄) कुल आयतन व्यंजक से

• विलयन में एक विलेय का आंशिक मोलर आयतन विलेय के मोलों की संख्या के सापेक्ष कुल आयतन में परिवर्तन के रूप में परिभाषित किया जाता है, जबकि विलायक का द्रव्यमान स्थिर रहता है।
• यदि कुल आयतन V को मोललता (m) के फलन के रूप में दिया गया है, और जल का द्रव्यमान (W) स्थिर है, तो हम उपयोग करते हैं:

  V̄_{विलेय} = (dV/dn_{विलेय})_{W स्थिर}

• चूँकि मोललता m = n_{विलेय} / (विलायक का द्रव्यमान kg में), हम m के पदों में V लिखते हैं और गणना करते हैं:

  V̄_{विलेय} = dV/dm × dm/dn = (dV/dm) × (1/W)

व्याख्या:

• दिए गए आयतन व्यंजक का उपयोग करें:

  V (cm³) = 1000 + 60(m/m°) − 0.5(m/m°)²

  जहाँ m° = 1 mol/kg है।
• दिया गया है:
  • एथेनॉल का द्रव्यमान = 460 g → n = 460 / 46 = 10 mol
  • जल का द्रव्यमान = 2 kg → m = 10 mol / 2 kg = 5 mol/kg
• माना x = m/m° = 5. तब:

  V = 1000 + 60x − 0.5x²

  dV/dx = 60 − x

  जब x = 5 ⇒ dV/dx = 60 − 5 = 55

• V̄ = (dV/dx) × (dx/dm) = 55 x (1/m°) = 55 cm³/mol

इसलिए, एथेनॉल का आंशिक मोलर आयतन 55 cm³/mol है। सही उत्तर विकल्प 3 है।

अवधारणा:

• एक प्रणाली के चरण को भौतिक अवस्था के रूप में परिभाषित किया जाता है जिसे यांत्रिक रूप से प्रणाली के दूसरे भाग से अलग किया जा सकता है।
• घटक विशिष्ट घटक होते हैं जो स्वतंत्र रूप से परिवर्तनशील होते हैं।
• एक प्रणाली में, स्वतंत्र रूप से परिवर्तनशील कारकों की न्यूनतम संख्या जो कि प्रणाली को परिभाषित करने के लिए इस्तेमाल की जा सकती है, स्वतंत्रता की डिग्री (F) देती है। कारक दबाव, तापमान या संरचना/एकाग्रता हो सकते हैं।

स्वतंत्रता की डिग्री (F) = C- P + 2

C सिस्टम के घटकों की संख्या है

और Pचरण की संख्या है

व्याख्या:

दी गई प्रणाली के लिए, घटकों की संख्या, C = 2

चरण की संख्या, P = 3

स्वतंत्रता की डिग्री, एफ होना चाहिए

\(F= C-P+2 \)

\(F=2-3+2 \)

\(F=1 \)

निष्कर्ष:

इसलिए, एक साथ संतुलन में इसके 3 चरणों के साथ दो घटक प्रणाली की स्वतंत्रता की डिग्री 1 है

अवधारणा:-

द्वितीय-क्रम के प्रावस्था संक्रमण के लिए, आयतन, एन्ट्रापी और एन्थैल्पी संक्रमण पर नहीं बदलते हैं

व्याख्या:-

पीला फास्फोरस -> लाल फास्फोरस

दिया गया है, Δ V= 0
                  Δ S = 0
इसलिए प्रावस्था संक्रमण = द्वितीय क्रम
अर्थात विकल्प 2 सही है

निष्कर्ष:-

इसलिए, इस चरण संक्रमण का क्रम सबसे अधिक दूसरे क्रम का होने की संभावना है।

अवधारणा:

गिब्स मुक्त ऊर्जा

ऊष्मप्रवैगिकी में, गिब्स मुक्त ऊर्जा का उपयोग किसी दिए गए तापमान और दबाव पर ऊष्मागतिक प्रणाली द्वारा किए गए अधिकतम प्रतिवर्ती कार्य की गणना के लिए किया जाता है।

एक प्रणाली की गिब्स मुक्त ऊर्जा की गणना नीचे दिखाए अनुसार की जा सकती है,

G = H - TS 

जहाँ, 

G = गिब्स मुक्त ऊर्जा

H = निकाय की तापीय धारिता 

T = केल्विन में तापमान 

S = निकाय की एन्ट्रापी 

• स्थिर तापमान पर, गिब्स मुक्त ऊर्जा में परिवर्तन को इस प्रकार लिखा जा सकता है

\(\Delta G\, = \,\Delta H - T\Delta S\)

• मानक शर्तों के तहत

\(\Delta \mathop G\nolimits^0 \, = \,\Delta \mathop H\nolimits^0 - T\Delta \mathop S\nolimits^0 \)

व्याख्या:

दिया गया है, 298 K पर, 

\(\begin{array}{l} \Delta \mathop G\nolimits_f^0 \, = \,370.7\,KJmo{l^{ - 1}}\\ \Delta \mathop H\nolimits_f^0 \, = \,416.3\,KJmo{l^{ - 1}} \end{array}\)

समीकरण की गणना से ,

\(\begin{array}{c} \Delta \mathop G\nolimits_f^0 = \,\Delta \mathop H\nolimits_f^0 - T\Delta \mathop S\nolimits_f^0 \\ 370.7\,KJmo{l^{ - 1}}\, = \,416.3\,KJmo{l^{ - 1}}\, - \left( {298K \times \Delta \mathop S\nolimits_f^0 } \right)\\ \Delta \,\mathop S\nolimits_f^0 = \,0.1530\,KJmo{l^{ - 1}}\,{K^{ - 1}} \end{array}\)

आगे, यह दिया गया है कि,, \(\Delta{H}_f^0\) , 250 K से 375K तक के अंतराल में नियत है अर्थात, \(\Delta{H}_f^0\)= 416.3 KJmol^-1 

375K पर, 

\(\begin{array}{c} \Delta \mathop G\nolimits_f^0 \,\, = \,\,\Delta \mathop H\nolimits_f^0 \, - \,\,T\Delta \mathop S\nolimits_f^0 \\ \Delta \mathop G\nolimits_f^0 = 416.3\,KJmo{l^{ - 1}} - \left( {375K \times 01530KJmo{l^{ - 1}}{K^{ - 1}}} \right)\\ = 358.92\,KJmo{l^{ - 1}} \end{array}\)

Fe(g) के लिए, 375 K पर \(\Delta{G}_f^0\) होती है,

\(\Delta \mathop G\nolimits_f^0 \,\, = \,\,359\,KJmo{l^{ - 1}}\)

अवधारणा:

• ऊष्मागतिकी के प्रथम नियम के अनुसार,

\(dq = du + dw\) जहाँ, \(dq,\; du\; \)और \(dw\) क्रमशः ऊष्मा परिवर्तन, आंतरिक ऊर्जा परिवर्तन और निकाय द्वारा किया गया कार्य हैं।

• जब गैस का प्रसार समतापीय परिस्थितियों में किया जाता है, तो निकाय का तापमान स्थिर रहता है (dT=0)। एक आदर्श गैस के लिए, निकाय का दाब (P) आयतन (V) के साथ निम्न समीकरण के अनुसार परिवर्तित होता है

PV = K, जहाँ K एक स्थिरांक है।

• जब गैस का प्रसार रुद्धोष्म परिस्थितियों में किया जाता है, तो निकाय और परिवेश के बीच कोई ऊष्मा परिवर्तन नहीं होता है (dq=0)। एक आदर्श गैस के लिए, निकाय का दाब (P) आयतन (V) के साथ निम्न समीकरण के अनुसार परिवर्तित होता है

​\(P{V^\gamma } = K\), जहाँ K एक स्थिरांक है।

• एक एकपरमाण्विक गैस के लिए, \(\gamma \) का मान 

​\({5 \over 3}\) (\(\gamma = {{{C_p}} \over {{C_v}}}\)) है।

व्याख्या:

• रुद्धोष्म प्रक्रिया के लिए, निकाय का दाब (P) आयतन (V) के साथ निम्न समीकरण के अनुसार परिवर्तित होता है

​\(P{V^\gamma } = K\)

• रुद्धोष्म परिस्थितियों में, दाब आयतन के साथ इस प्रकार परिवर्तित होगा,

​\(P = {K \over {{V^\gamma }}} \)

या, \(P \propto {1 \over {{V^\gamma }}} \)

• अब, एक एकपरमाण्विक गैस के लिए, \(\gamma \) का मान 5/3 है।

इसलिए, \(P \propto {1 \over {{V^{{5 \over 3}}}}}\)

• इस प्रकार, रुद्धोष्म परिस्थितियों में गैस का दाब अधिक तेज़ी से घटेगा क्योंकि

\(P \propto {1 \over {{V^{{5 \over 3}}}}}\)

निष्कर्ष:

अतः, रुद्धोष्म परिस्थितियों में गैस का दाब अधिक तेज़ी से घटेगा क्योंकि p ∝ \(\rm \frac{1}{v^{5/3}}\)

अवधारणा:

गिब्स चरण नियम के अनुसार,

\(F=C-P+2\)

कहाँ,

F स्वतंत्रता की डिग्री की संख्या है, C प्रणाली के रासायनिक रूप से स्वतंत्र घटकों की संख्या है, और P चरणों की संख्या है।

व्याख्या:

हम जानते हैं कि, \(F=C-P+2\)

\(P=C+2-F\)

दिया गया,

एक घटक प्रणाली के लिए, \(C=1\)

अब हम पाते हैं, \(P=1+2-F=3-F\)

P अधिकतम होने के लिए, F शून्य के बराबर होना चाहिए।

इसलिए, \(P=3-F=3-0=3\)

निष्कर्ष: -

एक घटक टी प्रणाली के लिए एक साथ संतुलन में होने वाले चरणों की अधिकतम संख्या 3 है। इसलिए विकल्प 3 सही है ।

अवधारणा:

क्लॉसियस-क्लैपेरॉन संबंध एक ही घटक के पदार्थ के दो चरणों के बीच असंतत चरण संक्रमण की विशेषता बताता है। दबाव-तापमान (P-T) आरेख पर, दो चरणों को अलग करने वाली रेखा को सह-अस्तित्व वक्र के रूप में जाना जाता है। क्लॉसियस-क्लैपेरॉन संबंध इस वक्र के स्पर्शरेखाओं की ढलान देता है। क्लॉसियस-क्लैपेरॉन संबंध का उपयोग चरण के साथ दबाव और तापमान के बीच संबंध खोजने के लिए किया जा सकता है।

स्पष्टीकरण:

दिया गया चरण आरेख इस प्रकार है:

हम जानते हैं कि गलनांक वह तापमान है जिस पर द्रव ठोस में बदल जाता है या इसके विपरीत।

जैसा कि आकृति में ठोस और द्रव के बीच बिन्दु रेखा द्वारा दर्शाया गया है, दबाव बढ़ने पर गलनांक कम हो जाता है।

इस प्रकार, दिए गए आरेख के आधार पर कथन: 'दबाव के साथ गलनांक बढ़ता है', गलत है।

अतः सही विकल्प (1) है।

निष्कर्ष:-

अतः गलत कथन है गलनांक दाब के साथ बढ़ता है।

संकपना:

किसी रासायनिक तंत्र की गिब्स मुक्त ऊर्जा (G) को मार्गुलेस समीकरण का उपयोग करके वर्णित किया जा सकता है, विशेषरूप से अनादर्श विलयनों के संदर्भ में। मार्गुलेस समीकरण एक ऊष्मागतिकीय व्यंजक है जो विलयनों में आदर्श व्यवहार से विचलन के लिए जिम्मेदार है। यह आमतौर पर द्विआधारी विलयनों के लिए उपयोग किया जाता है, जहां दो घटकों को एक साथ मिलाया जाता है।

व्याख्या:

जब दो घटक A और B को मिलाकर द्विआधारी विलयन बनाया जाता है, तो गिब्स मुक्त ऊर्जा

\(∆G_{mix}=nRT(x_Alnx_A + x_Blnx_B)\)

मार्गुलेस समीकरण के अनुसार,

घटकों A और B को मिलाने के बाद, A-A और B-B बंधन की तुलना में A-B की प्रबल अंत:क्रिया को निर्धारित करने के लिए, गुणांक ξ का उपयोग किया जाता है जो विमाहीन है।

\(∆G_{mix}=nRT(x_Alnx_A + x_Blnx_B + ξx_AX_B) \)

निष्कर्ष:

मार्गुलेस समीकरण के आधार पर गिब्स मुक्त ऊर्जा \(∆G_{mix}=nRT(x_Alnx_A + x_Blnx_B + ξx_AX_B) \) है।

अवधारणा:

गिब्स मुक्त ऊर्जा:

• मुक्त ऊर्जा में कमी वास्तव में प्रणाली द्वारा किए गए अधिकतम कार्य की मात्रा है, जिसमें प्रसार कार्य को छोड़कर जब तापमान और दाब स्थिर रखे जाते हैं।
• मुक्त ऊर्जा एक प्रणाली की प्रारंभिक अवस्था और साम्यावस्था ऊर्जा में अंतर है।
• इस मुक्त ऊर्जा का उपयोग बाहरी कार्य करने के लिए किया जा सकता है।
• गैर-उपलब्ध ऊर्जा साम्यावस्था ऊर्जा है और इसे T × S द्वारा दिया जाता है, जहाँ T = तापमान और S = एन्ट्रापी है।

गिब्स मुक्त ऊर्जा के व्यंजक हैं:

ΔG = ΔH - TΔS

dG = dq -dq rev

ΔGo = -nFE0​

ΔG = ΔGo + RTlnKc

• गिब्स मुक्त ऊर्जा को ΔG द्वारा दर्शाया जाता है और इसकी इकाइयाँ J/mol हैं।

गिब्स मुक्त ऊर्जा और सेल का EMF:

• एक वोल्टीय सेल में, रासायनिक परिवर्तन के दौरान मुक्त ऊष्मा ऊर्जा को विद्युत ऊर्जा में परिवर्तित किया जाता है।
• उत्पाद के एक तुल्यांक के लिए उत्पन्न विद्युत ऊर्जा FE है, जहाँ F = फैराडे स्थिरांक 96500
• 'n' तुल्यांक के लिए उत्पन्न विद्युत ऊर्जा nFE है।
• हेल्महोल्ट्ज के अनुसार, एक अभिक्रिया में मुक्त ऊर्जा में कमी एक गैल्वेनिक सेल से प्राप्त विद्युत ऊर्जा के बराबर होती है।

ΔGo = -nFE0​........................1

साम्यावस्था पर,

Eo =\({RT\over nF} lnK_c\).....................2, जहाँ Kc = साम्य स्थिरांक Keq.

संबंध 1 और 2 को समान करने पर, हमें प्राप्त होता है:

\(ΔG^o = -nF​​​​{RT\over nF}lnK_{eq}\)

या, ΔG° = - 2.303 RT Iog Keq

इसलिए, साम्य स्थिरांक K और Δ G के बीच संबंध है:

ΔG° = - 2.303 RT Iog Keq

गणना:

दिया गया है:

• अभिक्रिया 3 NO (g) ⇌ N2O (g) + NO2 (g) के लिए ΔG° = −104.18 kJ = -104180 जूल
• अभिक्रिया का तापमान = 25C = 298K
• R का मान = 8.314 J mol−1 K−1
• हम जानते हैं कि:

ΔG° = - 2.303 RT Iog Keq

• इसलिए दिए गए मानों को उपरोक्त समीकरण में प्रतिस्थापित करने पर, हमें प्राप्त होता है:

-104180 जूल​ = -2.303 × 8.314 J mol−1 K−1× 298 K × Iog Keq

या, Iog Keq = 18.255

या, K_eq = 1.8 × 10¹⁸.

इसलिए, अभिक्रिया के लिए साम्य स्थिरांक Keq = 1.8 × 1018 है।

संकल्पना:

किसी विशेष तापमान पर अभिक्रिया A(g) ⇌ B(g) के लिए, यदि साम्य स्थिरांक एक से अधिक है, तो इसका अर्थ है कि साम्य पर उत्पाद B का निर्माण अभिकारक A की तुलना में अधिक होता है। गिब्स मुक्त ऊर्जा परिवर्तन (ΔG) और साम्य स्थिरांक (K) के बीच संबंध निम्न समीकरण द्वारा दिया जाता है:

\(\Delta G = -RT \ln K \)

• साम्य स्थिरांक (K): चूँकि ( K > 1 ), इसका अर्थ है कि ΔG ऋणात्मक है, जो दर्शाता है कि अभिक्रिया अग्र दिशा में स्वतःप्रवर्तित है।

• ऊर्जा स्तर: अणु A और B के लिए ऊर्जा स्तर आरेख उनके संबंधित स्थायित्व को दर्शाते हैं। कम ऊर्जा स्तर अधिक स्थिर अवस्था को इंगित करता है, जो B बनाने वाली अनुकूल अभिक्रिया से संबंधित है।

व्याख्या:

• ऊर्जा स्तर आरेख में, अणु A अणु B की तुलना में उच्च ऊर्जा अवस्था में है। यह इंगित करता है कि A से B में रूपांतरण ऊष्माक्षेपी है, जिससे उत्पाद अवस्था में जाने पर ऊर्जा में कमी होती है।

• A से B में संक्रमण एक अनुकूल ऊर्जा परिवर्तन का प्रतिनिधित्व करता है, जो देखे गए साम्य स्थिरांक (K > 1) के साथ संरेखित होता है। इस प्रकार, योजनाबद्ध ऊर्जा स्तर बताते हैं कि साम्य पर उत्पाद अभिकारकों की तुलना में अधिक स्थिर हैं।

• जैसा कि आरेख में दर्शाया गया है, ऊर्जा स्तर प्रणाली की प्रवृत्ति को दर्शाते हैं कि वह A की तुलना में उत्पाद B को प्राथमिकता देता है, जो इस निष्कर्ष का समर्थन करता है कि A की ऊर्जा B की तुलना में अधिक है।

निष्कर्ष:

सही ऊर्जा स्तर विन्यास, जहाँ B, A से अधिक स्थिर है (K_eq > 1 दर्शाता है) , विकल्प 1 में दर्शाया गया है।

अवधारणा:

• निर्माण की ऊष्मा, जिसे मानक निर्माण ऊष्मा या मानक एन्थैल्पी के रूप में भी जाना जाता है, वह अवशोषित या उत्सर्जित ऊष्मा की मात्रा है जब किसी यौगिक का एक मोल अपने घटक तत्वों से बनता है, प्रत्येक पदार्थ अपनी सामान्य भौतिक अवस्था में होता है।
• आयनिक यौगिकों के लिए, निर्माण की मानक एन्थैल्पी बोर्न-हैबर चक्र में शामिल कई कारकों के योग के बराबर होती है।
• एक स्थिर यौगिक के लिए, निर्माण की ऊष्मा का मान ऋणात्मक होना चाहिए।

व्याख्या:

• काल्पनिक यौगिक NaCl₂ में, इसके घटक आयन Na⁺² और 2 Cl- हैं। NaCl2 यौगिक के मामले में, काल्पनिक बोर्न-हैबर चक्र इस प्रकार है:

\(\rm (Δ H^0 f)_{Nacl_2}=Δ H_{sub}+IE_1+IE_2+Δ H_{dis}+2Δ H_{EA}+U\)

= +ve

ΔH_sub → ऊर्ध्वपातन ऊर्जा

IE₁ और IE₂ → पहली और दूसरी आयनीकरण ऊर्जा

ΔH_dis → Cl₂ की आबंध वियोजन ऊर्जा

ΔH_EA → Cl परमाणु की इलेक्ट्रॉन बंधुता

U → जालक ऊर्जा

ΔH⁰f → निर्माण की ऊष्मा

• Na परमाणु के लिए दूसरी आयनीकरण (IE₂) ऊर्जा का बहुत अधिक धनात्मक मान NaCl2 के उच्च जालक ऊर्जा मान द्वारा संतुलित नहीं होता है। इस प्रकार, NaCl₂ के लिए निर्माण की ऊष्मा धनात्मक है।
• काल्पनिक यौगिक CaF में, इसके घटक आयन Ca⁺ और F^- हैं। CsF यौगिक के मामले में, काल्पनिक बोर्न-हैबर चक्र इस प्रकार है:

\(\rm (Δ H^0 f)_{caF}=Δ H_{sub}+IE_1+\frac{1}{2}Δ H_{dis}+EA_1+U\)

= -ve

• कैल्शियम फ्लोराइड एक अन्य आयनिक यौगिक है जो कैल्शियम परमाणु से दो इलेक्ट्रॉनों को दो फ्लोराइड परमाणुओं में स्थानांतरित करके बनता है। यह एक ऊर्जावान रूप से अनुकूल और ऊष्माक्षेपी प्रक्रिया है, इसलिए CaF2 के लिए निर्माण की ऊष्मा भी ऋणात्मक है।​

निष्कर्ष:

NaCl2 के लिए परिकलित निर्माण की ऊष्मा (ΔH_f) धनात्मक है और CaF के लिए यह ऋणात्मक है।