باب-6
حر حرکیات
حر حرکیات
(Thermodynamics)
مقاصد
اس سبق کو پڑھنے کے بعد آپ اس لائق ہو جائیں گے کہ :
• اصطلاحات: نظام اور اطراف کی تعریف کرسکیں۔
• بند، کھلے ہوئے اور منفرد نظاموں میں فرق کرسکیں۔
• اندرونی توانائی، کام اور حرارت کی وضاحت کرسکیں۔
• حرحرکیات کا پہلا قانون بیان کرسکیں اور ریاضیاتی شکل میں اس کا اظہار کرسکیں۔
• کیمیائی نظاموں میں کام اور حرارت کے تعاون کے طور پر توانائی کی تبدیلیوں کا حساب لگاسکیں۔
• حالت تفاعلات: U‘Hکی وضاحت کرسکیں۔
• ΔU اور ΔH کی ہم رشتگی بتا سکیں۔
• l ΔUاورΔH کی تجربوں کے ذریعے پیمائش کرسکیں۔
• ΔH کے لیے معیاری حالتوں کی تعریف کرسکیں۔
• مختلف قسم کے تعاملات کے لیے اینتھالپی تبدیلیوں کا حساب لگا سکیں۔
• مستقل حرارتی مجموعہ کا ہیس کا قانون بیان کرسکیں اور اس کا اطلاق کرسکیں۔
• وسیع اور شدید خاصیتوں میں فرق کرسکیں۔
• از خود اور غیر از خود عملوںکی تعریف کرسکیں۔
• حرحرکیاتی حالت تفاعل کے طور پر انیٹراپی کی وضاحت کرسکیں اور
• گبس توانائی تبدیلی ΔG کی وضاحت کرسکیں۔
• ΔG اور خودروی میں، ΔG اور توازن مستقل میں رشتہ قائم کرسکیں۔
یہ کائناتی مواد کا وہ واحد طبیعی نظریہ ہے، جس کے بارے میں مجھے پورا یقین ہے کہ اس کے بنیادی تصورات کے اطلاق کے دائرہ عمل سے اسے کبھی خارج نہیں کیا جائے گا۔
(البرٹ آئنسٹائن)
سالمات کے ذریعے جمع شدہ کیمیائی توانائی تعاملات کے دوران، جب ایک ایندھن جیسے میتھین، کھانا پکانے کی گیس یا کوئلہ ہوا میں جلتے ہیں، حرارت کی شکل میں خارج ہوسکتی ہے۔ کیمیائی توانائی، میکانیکی کام کرنے کے لیے بھی استعمال کی جاسکتی ہے جیسے ایک انجن میں ایندھن جلتا ہے اور برقی توانائی مہیا کرنے کے لیے بھی استعمال کی جاسکتی ہے جیسے ایک گیلوینک سیل (Galvanic Cell) مثلاً خشک سیل کے ذریعے۔ اس طرح، توانائی کی مختلف شکلوں کے مابین آپسی رشتے ہیں اور انھیں، خاص شرائط کے ساتھ، ایک شکل سے دوسری شکل میں تبدیل کیا جاسکتا ہے۔ توانائی کی ان تبدیلیوں کا مطالعہ، حرحرکیات کا موادِ مضمون تشکیل دیتا ہے۔ حرحرکیات کے قوانین کا اطلاق کلاں نظاموں، (جن میں سالمات کی ایک بڑی تعداد شامل ہوتی ہے) میں ہونے والی توانائی کی تبدیلیوں پر ہوتا ہے، خردبینی نظاموں، جن میں چند سالمات شامل ہوتے ہیں ان پر نہیں۔ حرحرکیات کا اس سے کوئی سروکار نہیں کہ یہ توانائی تبدیلیاں کیسے اور کس شرح سے ہورہی ہیں بلکہ جو نظام تبدیل ہورہا ہے، اس کی آغازی اور اختتامی حالتوں پر منحصر ہے۔ حرحرکیات کے قوانین کا اطلاق صرف اسی وقت ہوتا ہے، جب ایک نظام توازن میں ہو یا ایک توازن حالت سے دوسری توازن حالت میں حرکت کرے۔ حالتِ توازن میں ایک نظام کی کلاںخاصیتیں، جیسے دباؤ، درجہ حرارت وغیرہ، وقت کے ساتھ تبدیل نہیں ہوتیں۔ اس اکائی میں، ہم حرحرکیات کے ذریعے کچھ اہم سوالات کے جواب حاصل کرنا چاہیں گے:
ایک کیمیائی تعامل / عمل میں شامل توانائی کی تبدیلیوں کو ہم کیسے معلوم کرتے ہیں؟ یہ ہوں گی یا نہیں؟
ایک کیمیائی تعامل/عمل کو کون آگے بڑھاتا ہے؟
کیمیائی تعاملات کس حد تک جاری رہتے ہیں؟
6.1حرحرکیاتی حالت(Thermodynamic State)
ہماری دلچسپی کیمیائی تعاملات اور ان تعاملات میں ہونے والی توانائی کی تبدیلیوں سے ہے۔ ان توانائی تبدیلیوں کو مقداری شکل میں ظاہر کرنے کے لیے ہمیں اس نظام کو جس کا مشاہدہ کیا جارہا ہے، کائنات کے باقی حصّے سے علیحدہ کرنا ہوگا۔
6.1.1 نظام اور ماحول (The System and the Surrounding)
حرحرکیات میں نظام (System) سے مطلب، کائنات کا وہ حصّہ ہے، جس میں مشاہدات کیے جارہے ہیں اور باقی کائنات، اطراف (Surroundings) کی تشکیل کرتی ہے۔
اطراف + نظام = کائنات
لیکن، نظام کے علاوہ پوری کائنات، نظام میں ہورہی تبدیلیوں سے متاثر نہیں ہوتی۔ اس لیے، تمام عملی مقاصد کے لیے اطراف باقی کائنات کا وہ حصہ ہے جو نظام سے باہم عمل کرسکتا ہے۔ نظام کے گردوپیش میں اسپیس (Space) کا خطّہ اس کا اطراف تشکیل دیتا ہے۔
مثال کے طور پر، اگر ہم ایک بیکر میں رکھی ہوئی دو اشیا A اور B‘ کے مابین ہونے والے تعامل کا مطالعہ کر رہے ہیں تو وہ بیکر جس میں تعامل آمیزہ (Reaction Mixture) رکھا ہوا ہے، نظام ہے اور وہ کمرہ جس میں بیکر رکھا ہے، اطراف ہے (شکل 6.1)۔
اطراف
شکل 6.1نظام اور ماحول
نوٹ کریں کہ نظام کی تعریف طبیعیاتی حدود، جیسے بیکر یا ٹیسٹ ٹیوب، کے دریعے کی جاسکتی ہے یا نظام کو سادہ طور سے معرف کرنے کے لیے کار تیزی مختصات (Cartesian Coordinate)کاایک سیٹ اسپیس (Space) میں ایک مخصوص حجم متعین کرکے، بھی استعمال کیا جا سکتا ہے۔ یہ ضروری ہے کہ تصور کیا جائے کہ نظام، ماحول سے کسی قسم کی دیوار کے ذریعے علیحدہ ہے جو حقیقی بھی ہوسکتی ہے اور خیالی بھی۔ وہ دیوار جو نظام کو ماحول سے علیحدہ کرتی ہے، سرحد (Boundary) کہلاتی ہے۔ یہ دیوار اس لیے ڈیزائن کی جاتی ہے کہ ہم مادہ اور توانائی کے نظام کے اندر داخل ہونے اور نظام سے باہر نکلنے پر قابو پاسکیں اور اس کی خبر رکھ سکیں۔
6.1.2 نظاموں کی قسمیں(Types of the System)
ہم نظام میں مادہ اور توانائی کے داخل ہونے اور اس سے باہر نکلنے کی بنیاد پر‘ نظام کی مزید درجہ بندی کر سکتے ہیں:
1۔ کھلا نظام (Open System)
ایک کھلے نظام (Open System)میں، نظام اور اطراف کے مابین مادے اور توانائی کا مبادلہ (Exchange)ہوتا ہے [شکل 6.2 (a)]۔ ایک کھلے ہوئے بیکر میں متعاملات (Reactants)کی موجودگی، کھلے نظام* کی ایک مثال ہے۔ جہاں سرحد ایک خیالی سطح ہے جو بیکر اور متعاملات کو گھیرے ہوئے ہے۔
2۔ بند نظام (Closed System)
ایک بند نظام میں نظام اور اطراف کے درمیان مادہ کا کوئی مبادلہ ممکن نہیں ہے لیکن توانائی کا مبادلہ ممکن ہے [شکل] 
ایصالی مادہ سے بنے ہوئے بند برتن جیسے تانبہ یا اسٹیل میں تعاملات کی موجودگی، بند نظام کی ایک مثال ہے۔
ایصالی مادہ سے بنے ہوئے بند برتن جیسے تانبہ یا اسٹیل میں تعاملات کی موجودگی، بند نظام کی ایک مثال ہے۔3۔ منفرد نظام (Isolated System)
ایک منفرد نظام میں، نظام اور اطراف کے درمیان توانائی یا مادہ کا کوئی مبادلہ نہیں ہوتا شکل [6.2(c)]۔ ایک تھرمس فلاسک یا اورکسی بند، حاجز (Insulated) برتن، میں متعاملات کی موجودگی، منفرد نظام (Isolated System) کی مثال ہے۔
ہم صرف متعاملات کو ہی نظام منتخب کرسکتے تھے، ایسی صورت میں بیکر کی دیواریں بہ طور سرحد کام کرتیں۔
بند نظام
توانائی
کھلا نظام
اطرافمادہ
توانائی
شکل 6.2 کھلے، بند اور منفرد نظام
6.1.3 نظام کی حالت
(The State of the System)
کوئی بھی بامعنی تحسیب کرنے کے لیے، ایک نظام کو اس کے دباؤ (p)، حجم (v)، درجہ حرارت (T) جیسی خاصیتوں اور نظام کے اجزائے ترکیبی (Composition) کی مقداری شکل کے تعین کے ذریعے بیان کرنا لازمی ہے۔ ہمیں ان سب کو تبدیلی ہونے سے پہلے اور تبدیلی ہونے کے بعد متعین کرنا ہوگا۔ آپ اپنے طبیعیات کے نصاب کو یاد کریں تو آپ پائیں گے کہ میکانیات میں ایک نظام، کسی دیے ہوئے لمحہ وقت پر، نظام کے ہر ایک کمیت نقطہ کے مقام اور رفتار سے متعین ہوتا ہے۔ حرحرکیات میں، ایک نظام کی حالت کا ایک مختلف اور سادہ تصور متعارف کرایا جاتا ہے۔ اس میں ہر ذرہ کی حرکت کی تفصیلی معلومات نہیں درکار ہوتی، کیونکہ ہم نظام کی قابلِ پیمائش خاصیتوں کا اوسط استعمال کرتے ہیں۔ ہم ایک نظام کی حالت کو حالت تفاعلات یا حالت تغیرات (State Varibales) کے ذریعے واضح کرتے ہیں۔
ایک حرحرکیات نظام کی حالت اس کی قابلِ پیمائش یا کلاں (Bulk) خاصیتوں کے ذریعے بیان کی جاتی ہے۔ ہم ایک گیس کی حالت، اس کے دباؤ (p)، حجم (V)، درجہ حرارت (T)مقدار (n) وغیرہ کو بتا کر بیان کرسکتے ہیں۔ p، V ، T جیسے متغیرات، حالت متغیرات یا حالت تفاعلات کہلاتے ہیں کیونکہ ان کی قدریں نظام کی حالت پرمنحصر ہیں، اس بات پر نہیں کہ اس حالت پر نظام کیسے پہنچا۔ ایک نظام کی حالت کو مکمل طور پر معرف کرنے کے لیے ضروری نہیں کہ نظام کی تمام خاصیتوں کی تعریف کی جائے، کیونکہ خاصیتوں کی ایک مخصوص تعداد کو ہی آزادانہ طور پر تبدیل کیا جاسکتا ہے۔ یہ تعداد نظام کی طبع پر منحصر ہے۔ جب ایک مرتبہ ان کلاں خصوصیات کی کم سے کم تعداد متعین ہوجاتی ہیں تو باقی کی قدریں اپنے آپ متعین ہوجاتی ہیں۔
اطراف کی حالت کو کبھی بھی مکمل طور پر متعین نہیں کیاجاسکتا۔ خوش قسمتی سے اس کی ضرورت ہی نہیں ہوتی۔
6.1.4 داخلی توانائی بہ طور حالت تفاعل
(The Internal Energy as a State Function)
جب ہم اپنے کیمیائی نظام کی توانائی کھونے یا توانائی حاصل کرنے کی بات کرتے ہیں، تو ہمیں ایک ایسی مقدار کو متعارف کرانے کی ضرورت پیش آتی ہے جو نظام کی کل توانائی کو ظاہر کرتی ہو۔ یہ کیمیائی، میکانیکی، برقی یا اور کسی بھی قسم کی توانائی (جو آپ سوچ سکتے ہوں) ہوسکتی ہے ان سب کا حاصل جمع نظام کی توانائی ہے۔ ہم حرحرکیات میں اسے نظام کی داخلی توانائی (Internal Energy) ’U‘ کہتے ہیں، جو تبدیل ہوسکتی ہے، اگر:
• حرارت نظام میں داخل ہو یا نظام سے باہر نکلے۔
• نظام پر یا نظام کے ذریعے کام کیاجائے۔
• مادہ نظام میں داخل ہو یا نظام سے باہر نکلے۔
ان نظاموں کی درجہ بندی اسی کے مطابق کی جاتی ہے، جیسا کہ آپ سیکشن 6.1.2میں پڑھ چکے ہیں۔
(a) کام (Work)
آئیے، پہلے ہم داخلی توانائی میں تبدیلی کو، کام کرنے کے ذریعے، دیکھیں۔ ہم ایک نظام لیتے ہیں، جس میں پانی کی کچھ مقدار ایک تھرمس فلاسک یا ایک ذخیرہ کیے ہوئے بیکر میں ہے۔ یہ نظام اور اطراف کے درمیان اپنی سرحدوں کے ذریعے، حرارت کا مبادلہ ہونے دے گا اور ہم ایسے نظام کو ایڈیابیٹک نظام (Adiabatic System) کہتے ہیں۔وہ انداز جس سے ایسے نظام کی حالت کو تبدیل کیا جاسکے، ایڈیابیٹک عمل کہلائے گا۔ ایڈیابیٹک عمل وہ عمل ہے، جس میں نظام اور اطراف کے درمیان حرارت کا کوئی مبادلہ نہیں ہوتا۔ یہاں وہ دیوار جو نظام اور اطراف کو ایک دوسرے سے علیحدہ کرتی ہے، ایڈیابیٹک دیوار کہلاتی ہے (شکل 6.3)۔
مادہ
تونائی
شکل 6.3 ایک ایڈیابیٹک نظام جو اپنی سرحدوں کے ذریعے حرارت کی منتقلی نہیں ہونے دیتا۔
آئیے اس نظام پر کچھ کام کرکے اس کی داخلی توانائی میں تبدیلی لائیں۔ آئیے ہم نظام کی آغازی حالت کو حالت A کہتے ہیں، اور اس کے درجہ حرارت کو TA۔ فرض کیجیے حالت A میں نظام کی داخلی توانائیUAہے۔ ہم نظام کی حالت دو مختلف طریقوں سے تبدیل کرسکتے ہیں:
پہلا طریقہ: ہم چھوٹے پیڈلوں کے ایک سیٹ کو گھما کر پانی متھتے ہیں اور کچھ میکانیکی کام، فرض کیجیے 1جول، کرتے ہیں۔ فرض کیجیے نئی حالت کو Bکہتے ہیں اور اس کے درجہ حرارت کو (TB)۔ یہ دیکھا گیا ہے کہ
اور درجہ حرارت میں تبدیلی 
۔ فرض کیجیے حالت Bمیں نظام کی داخلی توانائیUBے، اور داخلی توانائی میں تبدیلی: 
اور درجہ حرارت میں تبدیلی ۔ فرض کیجیے حالت Bمیں نظام کی داخلی توانائیUBے، اور داخلی توانائی میں تبدیلی: دوسرا طریقہ: اب ہم ایک ایمرشن راڈ (پانی گرم کرنے کی چھڑ) کی مدد سے، اتنی ہی مقدار میں 1kJ برقی کام کرتے ہیں اور درجہ حرارت کی تبدیلی نوٹ کرتے ہیں۔ ہم پاتے ہیں کہ درجہ حرارت میں تبدیلی، پہلے طریقے میں آئی درجہ حرارت کی تبدیلی کے مساوی ہے، یعنی کہ TB-TA۔
دراصل، جے پی جول (J.P. Joule) نے 1840-1850 کے درمیان مندرجہ بالا طور پر تجربات کیے تھے اور وہ یہ ثابت کرنے میں کامیاب رہے تھے کہ اگر ایک نظام پر ایک دی ہوئی مقدار میں کام کیا جائے، چاہے وہ کام کیسے بھی کیا جائے (Irrespretive of path) تو یکساں حالت کی تبدیلی پیدا ہوگی، جسے نظام کے درجہ حرارت میں آئی تبدیلی کے دریعے ناپا جاسکتا ہے۔
اس لیے یہ مناسب معلوم ہوتا ہے کہ ایک مقدار، داخلی توانائی U، کی تعریف کی جائے، جس کی قدر نظام کی حالت کی خصوصیت ہو۔ حالت میں تبدیلی لانے کے لیے درکار ایڈیابیٹک کام Wad ایک حالت میں Uکی قدر اور دوسری حالت میں U کی قدر کے فرق DU کے مساوی ہو۔ یعنی کہ
اس لیے، ایک نظام کی داخلی توانائی ایک حالت تفاعل ہے۔
مثبت علامت ظاہر کرتی ہے کہ Wad مثبت ہے، جبکہ کام نظام پر کیا گیا ہے۔ اسی طرح اگر کام نظام کے ذریعے کیا جائے تو Wad منفی ہوگا۔
کیا آپ کچھ اور ایسے حالت تفاعلات کے نام بتا سکتے ہیں، جن سے آپ واقف ہوں؟ کچھ دوسرے عام حالت تفاعلات ہیں: V، pاور T۔ مثال کے طور پر‘ اگر ہم ایک نظام کا درجہ حرارت
تک تبدیل کریں، تو درجہ حرارت میں تبدیلی ہے:
، اب چاہے ہم سیدھے ہی 
تک جائیں یا پہلے نظام کو کچھ ڈگری تک ٹھنڈا کریں اور پھر نظام کو اختتامی درجہ حرارت پر لے جائیں۔ اس لیے Tایک حالت تفاعل ہے اور درجہ حرارت میں تبدیلی، اختیار کیے گئے راستے سے مبرا ہے۔ مثال کے طور پر ایک تالاب میں پانی کا حجم بھی حالت تفاعل ہے، کیونکہ اس کے حجم میں تبدیلی اس راستہ سے مبرا ہے جو پانی بھرنے کے لیے اختیار کیا جاتا ہے، تالاب میں پانی چاہے بارش سے بھرے یا ٹیوب ویل کے ذریعے بھرا جائے، یا دونوں طریقے استعمال کیے جائیں، حجم میں تبدیلی، ان طریقوں سے مبرا ہے۔
تک تبدیل کریں، تو درجہ حرارت میں تبدیلی ہے: ، اب چاہے ہم سیدھے ہی تک جائیں یا پہلے نظام کو کچھ ڈگری تک ٹھنڈا کریں اور پھر نظام کو اختتامی درجہ حرارت پر لے جائیں۔ اس لیے Tایک حالت تفاعل ہے اور درجہ حرارت میں تبدیلی، اختیار کیے گئے راستے سے مبرا ہے۔ مثال کے طور پر ایک تالاب میں پانی کا حجم بھی حالت تفاعل ہے، کیونکہ اس کے حجم میں تبدیلی اس راستہ سے مبرا ہے جو پانی بھرنے کے لیے اختیار کیا جاتا ہے، تالاب میں پانی چاہے بارش سے بھرے یا ٹیوب ویل کے ذریعے بھرا جائے، یا دونوں طریقے استعمال کیے جائیں، حجم میں تبدیلی، ان طریقوں سے مبرا ہے۔(b) حرارت (Heat)
ہم ایک نظام کی داخلی توانائی، اطراف سے نظام میں حرارت کی منتقلی، (یا اس کے برخلاف) کے ذریعے بھی، بنا کام کیے، تبدیل کرسکتے ہیں۔ یہ توانائی کا مبادلہ، جو درجہ حرارت فرق کا نتیجہ ہے، حرارت V کہلاتا ہے۔ فرض کیجیے ہم درجہ حرارت میں وہی فرق [یکساں آغازی اور اختتامی حالتیں جو پہلے سیکشن 
میں تھیں]، حرارتی ایصالی دیواروں سے حرارت کی منتقلی کے ذریعے لانا چاہتے ہیں ایڈیابیٹک دیواروں کے ذریعے نہیں (شکل 6.4)۔
میں تھیں]، حرارتی ایصالی دیواروں سے حرارت کی منتقلی کے ذریعے لانا چاہتے ہیں ایڈیابیٹک دیواروں کے ذریعے نہیں (شکل 6.4)۔اطراف
تونائی بطور
شکل 6.4 ایک نظام جو اپنی سرحدوں کے ذریعے حرارت کی منتقلی ہونے دیتا ہے
ہم ایک برتن میں، جس کی حرارتی ایصالی دیواریں ہیں، فرض کیجیے کہ یہ تانبہ کا بنا ہوا ہے، میں پانی لیتے ہیں جس کا درجہ حرارت TAہے اور اسے ایک بہت بڑے حرارتی حوض (Heat reservoir) میں بند کردیجیے، جس کا درجہ حرارت کے TB ہے۔ نظام (پانی) کے ذریعے جذب کی گئی حرارت q درجہ حرارت فرق:
کی شکل میں ناپی جاسکتی ہے۔ اس صورت میں، اندرونی توانائی میں تبدیلی ΔU = q، جب کہ، مستقل حجم پر، کوئی کام نہیں کیا گیاہے۔
کی شکل میں ناپی جاسکتی ہے۔ اس صورت میں، اندرونی توانائی میں تبدیلی ΔU = q، جب کہ، مستقل حجم پر، کوئی کام نہیں کیا گیاہے۔ جب اطراف سے نظام میں حرارت منتقل ہوتی ہے تو qمثبت ہوتا ہے اور جب نظام سے اطراف میں حرارت منتقل ہوتی ہے تو qمنفی ہوتا ہے۔
(c) عمومی صورت (The General Case)
آئیے ایک عمومی صورت حال ملاحظہ کریں، جس میں حالت کی تبدیلی، دونوں طریقوں سے کام کرنے کے ذریعے اور حرارت کی منتقلی کے ذریعے، سے لائی جاتی ہے۔ ہم اس صورت میں داخلی توانائی کی تبدیلی مندرجہ ذیل طریقے سے لکھتے ہیں:
(6.1) ایک دی ہوئی حالت میں تبدیلی کے لیے، qاور wتبدیل ہوسکتے ہیں، جو اس بات پر منحصر ہے کہ تبدیلی کیسے لائی گئی ہے۔ لیکن 
صرف آغازی اور اختتامی حالت پر منحصر ہوگا۔ یہ اس طریقے پر منحصر نہیں ہوگا، جس کے ذریعے تبدیلی لائی گئی ہے۔ اگر کام یا حرارت کے طور پر کوئی توانائی کی منتقلی نہیں ہورہی ہے (منفرد نظام)‘ یعنی کہ اگر w = 0اور q = 0، تب ΔU = 0
صرف آغازی اور اختتامی حالت پر منحصر ہوگا۔ یہ اس طریقے پر منحصر نہیں ہوگا، جس کے ذریعے تبدیلی لائی گئی ہے۔ اگر کام یا حرارت کے طور پر کوئی توانائی کی منتقلی نہیں ہورہی ہے (منفرد نظام)‘ یعنی کہ اگر w = 0اور q = 0، تب ΔU = 0 مساوات 6.1یعنی کہ :ΔU = q + w‘ حرحرکیات کے پہلے قانون کا ریاضیاتی بیان ہے۔ اس قانون کا بیان ہے کہ:
ایک منفرد نظام کی توانائی مستقل ہوتی ہے۔
اسے عام طور سے ’’توانائی کی بقا کے قانون‘‘ کے طور پر بیان کیا جاتا ہے۔ یعنی کہ توانائی کی نہ تو تخلیق کی جاسکتی ہے اور نہ ہی اسے فنا کیا جاسکتا ہے۔
نوٹ: حرحرکیاتی خاصیت توانائی اور ایک میکانیکی خاصیت جیسے حجم کے کردار میں قابلِ لحاظ فرق ہے۔ ہم ایک مخصوص حالت میں ایک نظام کے حجم کی ایک مطلق قدر متعین کرسکتے ہیں، لیکن داخلی توانائی کی مطلق قدر نہیں۔ ہاں، ہم نظام کی داخلی توانائی کی صرف تبدیلیاں ناپ سکتے ہیں۔
مسئلہ6.1
ایک نظام کی داخلی توانائی میں تبدیلی ظاہر کیجیے، جبکہ
(i) نظام کے ذریعے اطراف سے کوئی حرارت جذب نہیں کی گئی ہے، لیکن نظام پر کام (w)کیا گیا ہے۔ نظام کی دیواریں کس قسم کی ہیں؟
(ii) نظام پر کوئی کام نہیں کیا گیا ہے لیکن نظام سے qمقدار کی حرارت باہر نکال کر اطراف کو دی گئی ہے۔ نظام کی دیواریں کس قسم کی ہیں؟
(iii) نظام کے ذریعے w مقدار کا کام کیا جاتا ہے اور نظام کو q مقدار کی حرارت مہیا کی جاتی ہے۔ یہ نظام کس قسم کا ہوگا؟
حل:
(i) 
دیوار ایڈیابیٹک ہے
دیوار ایڈیابیٹک ہے(ii) 
حرارتی ایصالی دیواریں
حرارتی ایصالی دیواریں(iii) 
بند نظام
بند نظام6.2 استعمال(Applications)
بہت سے کیمیائی تعاملات میں گیسوں کا بننا، جو کہ میکانیکی کام کرسکتی ہیں، یا حرارت کا پیدا ہونا شامل ہوتا ہے۔ ہمارے لیے اہم ہے کہ ہم ان تبدیلیوں کی مقدار معلوم کرسکیں اور اس کا اندرونی توانائی کی تبدیلی سے رشتہ معلوم کرسکیں۔آئیے دیکھیں، یہ کیسے کیا جاتا ہے۔
6.2.1 کام (Work)
آئیے سب سے پہلے اپنی توجہ اس کام کی فطرت پر مرکوز کریں جو ایک نظام کرسکتا ہے۔ ہم صرف میکانیکی کام ہی لیں گے، جیسے کہ دباؤ۔ حجم کام۔
دباؤ۔ حجم کام کو سمجھنے کے لیے ایک سلنڈر پر غور کریں، جس میں ایک مول مثالی گیس بھری ہوئی ہے اور ایک بے رگڑپسٹن لگا ہوا ہے۔ گیس کا کل حجم Viہے اور سلنڈر کے اندر گیس کا دباؤ pہے۔ اگرپسٹن پر بیرونی دباؤ pex ڈالا جائے، جو pسے زیادہ ہے، تو پسٹن اندر کی طرف حرکت کرے گا، جب تک کہ اندر بھی دباؤ pex کے مساوی نہ ہوجائے۔ فرض کیجیے یہ تبدیلی ایک ہی قدم میں حاصل ہوجاتی ہے اور اختتامی حجم Vfہے۔
شکل 6.5 (a) : ایک سلنڈر میں بھری ہوئی مثالی گیس پر کیا گیا کام، جبکہ اسے ایک مستقل باہری دباؤ pex کے ذریعے دبایا جاتا ہے۔ (ایک واحد قدم میں)‘ سایہ دار رقبے کے مساوی ہے۔
اس دبانے کے عمل (Compression) کے دوران، فرض کیجیے، پسٹن فاصلہ'l' طے کرتا ہے اور پسٹن کے کراس سیکشن کا رقبہ A (Cross- Sectional Area) ہے [شکل 6.5 (a)]۔ تب
حجم میں تبدیلی
قوت
ہم جانتے ہیں کہ———— = دباؤ
رقبہ
اس لیے 
پسٹن پر لگ رہی قوت
پسٹن پر لگ رہی قوت اگر پسٹن کی حرکت کے ذریعے، نظام پر w کام ہوا ہے، تب 
فاصلہ × قوت =w
فاصلہ × قوت =w 
(6.2) اس عبارت کی منفی علامت، wکے لیے رسمی علامت حاصل کرنے کے لیے ضروری ہے، جو کہ مثبت ہوگی۔ یہ نشاندہی کرتی ہے کہ دبائے جانے کے عمل میں، نظام پر کام کیا گیا ہے۔ یہاں 
منفی ہوگا، اور منفی، منفی سے ضرب ہوکر مثبت ہوجائے گا۔ اس لیے کام کے لیے حاصل ہونے والی علامت مثبت ہوگی۔
منفی ہوگا، اور منفی، منفی سے ضرب ہوکر مثبت ہوجائے گا۔ اس لیے کام کے لیے حاصل ہونے والی علامت مثبت ہوگی۔ اگر دبانے کے عمل کے دوران ہر ایک اسٹیج پر دباؤ مستقل نہیں ہے بلکہ اقدام کی متناہی تعداد میں تبدیل ہوتا ہے، تو گیس پر کیا گیا کام، ہر قدم میں کیے گئے کاموں کا مجموعہ ہوگا اور : 
کے مساوی ہوگا [شکل (b) (6.5) ]۔
کے مساوی ہوگا [شکل (b) (6.5) ]۔
شکل 6.5(b): pVگراف، جبکہ دباؤ مستقل نہیں ہے اور آغازی حجم Vi سے اختتامی حجم Vf تک دبانے کے عمل کے دوران متناہی اقدام میں تبدیل ہوتا ہے۔ گیس پر کیا گیا کام شیڈ کیے گئے رقبہ سے ظاہر کیا گیا ہے۔
اگر دباؤ مستقل نہیں ہے بلکہ دبانے کے عمل کے دوران اس طرح تبدیل ہوتا ہے کہ یہ ہمیشہ گیس کے دباؤ سے لا انتہائی خفیف (Infinitesimal) طور پر زیادہ ہے، تب دبائے جانے کے عمل کے ہر قدم پر، حجم ایک لاانتہائی خفیف مقدار dVمیں کم ہوگا۔ ایسی صورت میں ہم گیس پر کیے گئے کام کا حساب، اس رشتے سے لگا سکتے ہیں۔
دبائے جانے کی صورت میں ہر قدم پر
مساوی ہے: ]شکل [6.5(c)۔ یکساں شرائط کے ساتھ پھیلنے کے عمل میں، باہری دباؤ، نظام کے دباؤ سے ہمیشہ کم ہوگا، یعنی کہ: 
مومی طور پر، ہم لکھ سکتے ہیں: 
۔ ایسے عمل رجعتی عمل کہلاتے ہیں۔
مساوی ہے: ]شکل [6.5(c)۔ یکساں شرائط کے ساتھ پھیلنے کے عمل میں، باہری دباؤ، نظام کے دباؤ سے ہمیشہ کم ہوگا، یعنی کہ: مومی طور پر، ہم لکھ سکتے ہیں: ۔ ایسے عمل رجعتی عمل کہلاتے ہیں۔ ایک عمل یا تبدیلی رجعتی (Reversible)کہلاتی ہے، اگر وہ تبدیلی اس طرح لائی جائے کہ عمل کو، کسی بھی قدم پر، ایک لاانتہائی خفیف تبدیلی کے ذریعے الٹی سمت میں لے جایا جاسکے۔ ایک رجعتی عمل لاانتہائی آہستگی کے ساتھ توازن حالتوں کے ایک سلسلے کے ذریعے اس طرح ہوتا ہے کہ نظام اور اطراف ہمیشہ ایک دوسرے کے ساتھ نزدیکی توازن میں ہوتے ہیں۔ رجعتی عملوں کے علاوہ باقی عمل، غیر رجعتی عمل (Irreversible Processes) کہلاتے ہیں۔
شکل 
گراف، جبکہ دباؤ مستقل نہیں ہے اور آغازی حجم V2 سے اختتامی حجم Vf تک دبانے کے عمل کے دوران لامتناہی اقدام رجعتی شرائط میں تبدیل ہوتا ہے۔ گیس پر کیا گیا کام شیڈ کیے ہوئے رقبہ سے ظاہر کیاگیا ہے۔
گراف، جبکہ دباؤ مستقل نہیں ہے اور آغازی حجم V2 سے اختتامی حجم Vf تک دبانے کے عمل کے دوران لامتناہی اقدام رجعتی شرائط میں تبدیل ہوتا ہے۔ گیس پر کیا گیا کام شیڈ کیے ہوئے رقبہ سے ظاہر کیاگیا ہے۔ کیمسٹری میں ہمارے سامنے ایسے کئی مسائل آتے ہیں جو اس وقت حل کیے جاسکتے ہیں اگر ہم ’’کام‘‘ رکن کا رشتہ نظام کے اندرونی دباؤ سے قائم کرسکیں۔ ہم کام اور نظام کے اندرونی دباؤ کا رشتہ، رجعتی حالات کے ساتھ، مساوات (6.3) کو مندرجہ دیل شکل میں لکھ کر ظاہر کرسکتے ہیں:
کیونکہ بہت چھوٹا ہے، ہم لکھ سکتے ہیں:
(6.4) اب گیس کا دباؤ (
جسے اب ہم pلکھ سکتے ہیں) گیس مساوات کے ذریعے، اس کے حجم کی شکل میں لکھا جاسکتا ہے۔ ایک مثالی گیس کے n مول کے لیے یعنی pV =nRT
جسے اب ہم pلکھ سکتے ہیں) گیس مساوات کے ذریعے، اس کے حجم کی شکل میں لکھا جاسکتا ہے۔ ایک مثالی گیس کے n مول کے لیے یعنی pV =nRT
اس لیے، مستقل درجہ حرارت پر (آئسوتھرمل عمل)
(6.5)آزاد پھیلاؤ: وکیوم میں ایک گیس کا پھیلنا
، آزاد پھیلاؤ (Free Expansion) کہلاتا ہے۔ ایک مثالی گیس (Ideal Gas) کے آزاد پھیلاؤ کے دوران کوئی کام نہیں ہوتا چاہے عمل، رجعتی ہو یا غیررجعتی (مساوات 6.2اور 6.3)۔
، آزاد پھیلاؤ (Free Expansion) کہلاتا ہے۔ ایک مثالی گیس (Ideal Gas) کے آزاد پھیلاؤ کے دوران کوئی کام نہیں ہوتا چاہے عمل، رجعتی ہو یا غیررجعتی (مساوات 6.2اور 6.3)۔ اب ہم مساوات 6.1کو، عمل کی قسم کے مطابق، مختلف شکلوں میں لکھ سکتے ہیں۔
ہم مساوات (6.1) میں 
رکھتے ہیں، تو ہمیں حاصل ہوتا ہے
رکھتے ہیں، تو ہمیں حاصل ہوتا ہے
اگر ایک عمل مستقل حجم (DV = 0)پر کیا جاتا ہے، تب
ΔU = qV
یہاں پس علامت (Subscript)ظاہر کرتی ہے کہ حرارت، مستقل حجم پر مہیا کی گئی ہے۔
ایک مثالی گیس کا آئسو تھرمل اور آزاد پھیلاؤ:
(Isothermal and free expansion of an ideal gas)
ایک مثالی گیس کے وکیوم میں آئسوتھرمل (مستقل=T) پھیلاؤ کے لیے w=0، کیونکہ 
مزید، جول نے تجربے کے ذریعے معلوم کیا کہ q = 0 اس لیے ΔU = 0
مزید، جول نے تجربے کے ذریعے معلوم کیا کہ q = 0 اس لیے ΔU = 0مساوات 6.1:
کو آئسو تھرمل غیر رجعتی اور رجعتی تبدیلیوں کے لیے مندرجہ ذیل طریقے سے لکھا جاسکتاہے:
کو آئسو تھرمل غیر رجعتی اور رجعتی تبدیلیوں کے لیے مندرجہ ذیل طریقے سے لکھا جاسکتاہے:1۔ آئسو تھرمل غیر رجعتی تبدیلی کے لیے:
2۔ آئسوتھرمل رجعت پذیر تبدیلی کے لیے
3۔ ایڈیابیٹک تبدیلی کے لیے:q = 0
مسئلہ6.2:
ایک مثالی گیس کے 2 لیٹر، 10atmدباؤ پر وکیوم میں 250C پر آئسوتھرمل طور پر پھیلتے ہیں، یہاں تک کہ کل حجم 10لیٹر ہوجاتا ہے۔ پھیلنے میں کتنی حرارت جذب ہوتی ہے اور کتنا کام کیا جاتا ہے؟
حل:
ہمارے پاس ہے،
نہ کوئی کام ہوتا ہے،اور نہ کوئی حرارت جذب ہوتی ہے۔
مسئلہ 6.3:
مسئلہ6.2 میں دیے گئے پھیلاؤ کو ہی لیجیے لیکن اب اسے ایک مستقل دباؤ 1 atmکے خلاف مانیے۔
حل:
ہمارے پاس ہے:
مسئلہ6.4:
مسئلہ 6.2میں دئیے گے پھیلاؤ کو کہ رجعتی ایصال شدہ ہے۔
مان لیجئے
حل:
ہمارے پاس ہے:
6.2.2 اینتھالپی ، (H (Enthalpy, H
(a) ایک کارآمد نیا حالت تفاعل
(A Useful New State Function)
ہم جانتے ہیں کہ مستقل حجم پر جذب کی گئی حرارت، داخلی توانائی میں تبدیلی کے مساوی ہے، یعنی کہ
لیکن زیادہ تر کیمیائی تعاملات مستقل حجم پر نہیں بلکہ فلاسک اور ٹیسٹ ٹیوب میں مستقل فضائی دباؤ پر کیے جاتے ہیں۔ ہمیں ایک نئے حالت تفاعل کو معرف کرنا ہوگا جو ان شرائط کے ساتھ مناسب ہو۔
لیکن زیادہ تر کیمیائی تعاملات مستقل حجم پر نہیں بلکہ فلاسک اور ٹیسٹ ٹیوب میں مستقل فضائی دباؤ پر کیے جاتے ہیں۔ ہمیں ایک نئے حالت تفاعل کو معرف کرنا ہوگا جو ان شرائط کے ساتھ مناسب ہو۔ ہم مساوات(6.1)کو اس طرح بھی لکھ سکتے ہیں: مستقل دباؤ پر 
جہاں pq نظام کے ذریعے جذب کی گئی حرارت ہے اور –pDV نظام کے ذریعے کیے گئے پھیلاؤ کام کو ظاہر کرتا ہے۔
جہاں pq نظام کے ذریعے جذب کی گئی حرارت ہے اور –pDV نظام کے ذریعے کیے گئے پھیلاؤ کام کو ظاہر کرتا ہے۔ آئیے، ہم آغازی حالت کو زیریں علامت 1 (Subscript) اور اختتامی حالت کو 2سے ظاہر کرتے ہیں۔
ہم مندرجہ بالا مساوات کو لکھ سکتے ہیں:
(6.6) اب ہم ایک اور حرحرکیاتی تفاعل اینتھالپی: H کی تعریف کرسکتے ہیں جو یونانی لفظ enthalpien سے بنا ہے، جس کے معنی ہیں گرم کرنا یا حرارت پہنچانا
(6.7) اس لیے، مساوات (6.6)ہوجاتی ہے۔
حالانکہ q راستہ پر منحصر تفاعل ہے، Hایک حالت تفاعل ہے، کیونکہ یہ U، pاور V پر منحصر ہے جو سب حالت تفاعلات ہیں۔ اس لیے DH راستے سے مبرا ہے اور qp بھی راستے سے مبرا ہے۔
مستقل دباؤ پر متناہی تبدیلیوں کے لیے، ہم مساوات 6.7 کو لکھ سکتے ہیں:
ΔH = ΔU + ΔpV
کیونکہ p مستقل ہے لہٰدا ہم لکھ سکتے ہیں کہ
یہ نوٹ کرنا اہم ہے کہ جب مستقل دباؤ پر‘ نظام کے ذریعے حرارت جذب ہوتی ہے، تو ہم دراصل اینتھالپی میں تبدیلی کو ناپ رہے ہوتے ہیں۔
یاد رکھیں:
مستقل دباؤ پر‘ نظام کے ذریعے جذب کی گئی حرارت۔
مستقل دباؤ پر‘ نظام کے ذریعے جذب کی گئی حرارت۔ΔH حرارت زا (Exothermic) تعاملات کے لیے، جن کے دوران حرارت پیدا ہوتی ہے، منفی ہے اور حرارت خور (Endothermic) تعاملات کے لیے جو اطراف سے حرارت جذب کرتے ہیں، مثبت ہے۔
مستقل حجم پر (ΔV = 0)، ΔU = qV اس لیے مساوات 6.8 ہوجاتی ہے۔
ان نظاموں کے لیے جو صرف ٹھوس، صرف رقیق یا ٹھوس اور رقیق پر مشتمل ہوتے ہیں، DH اور DU میں فرق عام طور سے قابلِ لحاظ نہیں ہوتا۔ کیونکہ ٹھوس اور رقیق کو گرم کیے جانے پر، عام طور سے ان کے حجم میں کوئی بامعنی تبدیلی نہیں آتی۔ لیکن جب گیسیں شامل ہوتی ہیں، تو فرق بامعنی ہوجاتا ہے۔
آئیے ایک ایسا تعامل لیں، جس میں گیسیں شامل ہیں۔ اگر ’VA‘ گیسی متعاملات (Gaseous Reactants) کا کل حجم ہے، ’VB‘ گیسی ما حصلات (Gaseous products) کا کل حجم ہے، nA گیسی تعاملات کے مولوں کی تعداد ہے اور nBیسی ماحصلات کے مولوں کی تعداد ہے، اور یہ سب قدریں مستقل دباؤ و درجہ حرارت پر ہیں۔ اب مثالی گیس قانون استعمال کرتے ہوئے، ہم لکھتے ہیں:
جہاں Δngگیسی ماحصلات کے مولوں کی تعداد میں سے گیسی متعاملات کے مولوں کی تعداد کو گھٹانے کے بعد حاصل ہونے والا عدد ہے۔
مساوات (6.9) سے pΔVکی قدر مساوات (6.8) میں رکھنے پر، ہمیں حاصل ہوتا ہے:
ΔH = ΔU + ΔngRT (6.10)
مساوات (6.10) ΔU سے ΔH (اور اس کے برخلاف بھی)‘ کی تحسیب کرنے کے لیے کارآمد ہے۔
مسئلہ6.5
اگر پانی کے ابخرات کو ایک مثالی گیس فرض کرلیا جائے اور 1(bar) اور C°100 پر پانی کے ایک مول کی مولر اینتھالپی تبدیلی برائے تبخیر41kJ mol–1ہے۔ داخلی توانائی تبدیلی کا حساب لگائیے جب کہ
(i) پانی کے ایک مول کی، 1(bar) دباؤ اور 100°C درجہ حرارت پر تبخیر کی جاتی ہے۔
(ii) مان لیجئے پانی کے بخارات (آبخارات) ایک کامل گیس ہے۔ 1000Cاور 1بار دباؤ پر پانی کا 1مول OoCبرف میں تبدیل ہوتا ہے ۔ اس کی داخلی توانائی کی تبدیلی معلوم کیجئے۔ برف کے اینقالپی 6.00kJm.1- اور پانی کی حرارتی صلاحیت (Heat Capicity) 4.2Jg0Cدی گئی ہے۔
حل:
(i) تبدیلی: 
ΔH = ΔU + ΔngRT
یا ΔH = ΔH + ΔngRT
قدریں رکھنے پر، ہمیں حاصل ہوتا ہے۔
(ii) تبدیلی درج ذیل طریقہ سے ہوتی ہے۔
قدم I
(..O0C) پانی کا 1مول→ H2Oکا 1مول (..,1000C)
اینتھا لپی تبدیلی ΔH1
قدم II
کا ایک مول→ H2O کا ایک مول 
ینتھالپی تبدیلی -ΔH2کل اینتھالپی تبدیلی
H = rH1+ rH2
rH1= -(18.x4.2x100) J mol-1
= -7560 J mol-1
= -7.56 KJmol-1
rH2= - 6.00 k J mol-1
لہٰذا
rH = -7.56 kJml-1+(-6.00 kJ mol-1)
= -13.56 k J mol-1
رفیق حالات سے ٹھوس حالت میں آنے پر حجم میں بہت معمولی تبدیلی ہے
لہٰذا P rV=rng RT=0
IrH= rU =-13.56 kJ mol-1
(b) وسیع اور شدید خاصیتیں
(Extensive and Intensive Properties)
حرحرکیات میں وسیع خاصیتوں (Extensive Properties) اور شدید خاصیتوں (Intensive Properties) میں فرق کیا جاتا ہے۔ ایک وسیع خاصیت وہ خاصیت ہے جس کی قدر نظام میں پائے جانے والے مادے کی مقدار یا سائز پر منحصر ہے۔ مثال کے طور پر کمیت، حجم ، داخلی توانائی، اینتھالپی، حرارتی گنجائش وغیرہ وسیع خاصیتیں ہیں۔
وہ خاصیتیں جن کی قدر نظام میں پائے جانے والے مادے کی مقدار یا سائز پر منحصر نہیںہیں، شدید خاصیتیں (Intensive Properties) کہلاتی ہیں۔ مثال کے طور پر درجہ حرارت، کثافت، دباؤ وغیرہ، شدید خاصیتوں کی مثالیں ہیں۔ ایک مولر خاصیت 
مول شے کے لیے نظام کی وسیع خاصیت c کی قدر ہے۔ اگر مادہ کی مقدار nہے، 
مادہ کی مقدار پر منحصر نہیں ہے۔ مزید مثالیں ہیں، مولر حجم Vm اور مولر حرارتی گنجائش (Molar Heat Capacity) Cm۔ آئیے وسیع اور شدید خاصیتوں میں فرق سمجھنے کے لیے تصور کریں کہ ایک گیس ’درجہ حرارت T پر حجم Vکے ایک برتن میں بند ہے ]شکل 
فرض کیجیے کہ ہم اس برتن کا اس طرح بٹوارہ کرتے ہیں کہ وہ دو مساوی حصوں میں تقسیم ہوجاتا ہے اور اب ہر حصّہ کا حجم، برتن کے اصل حجم کا نصف، یعنی کہ 
ہے، لیکن درجہ حرارت اب بھی وہی رہے گا، یعنی کہ T۔ اس سے صاف ظاہر ہوجاتا ہے کہ حجم ایک وسیع خاصیت ہے اور درجہ حرارت ایک شدید خاصیت ہے۔
مول شے کے لیے نظام کی وسیع خاصیت c کی قدر ہے۔ اگر مادہ کی مقدار nہے، مادہ کی مقدار پر منحصر نہیں ہے۔ مزید مثالیں ہیں، مولر حجم Vm اور مولر حرارتی گنجائش (Molar Heat Capacity) Cm۔ آئیے وسیع اور شدید خاصیتوں میں فرق سمجھنے کے لیے تصور کریں کہ ایک گیس ’درجہ حرارت T پر حجم Vکے ایک برتن میں بند ہے ]شکل فرض کیجیے کہ ہم اس برتن کا اس طرح بٹوارہ کرتے ہیں کہ وہ دو مساوی حصوں میں تقسیم ہوجاتا ہے اور اب ہر حصّہ کا حجم، برتن کے اصل حجم کا نصف، یعنی کہ ہے، لیکن درجہ حرارت اب بھی وہی رہے گا، یعنی کہ T۔ اس سے صاف ظاہر ہوجاتا ہے کہ حجم ایک وسیع خاصیت ہے اور درجہ حرارت ایک شدید خاصیت ہے۔
شکل 6.6(a): حجم V اور درجہ حرارت Tپر ایک گیس
شکل 6.6(b):بٹوارہ، ہرایک حصّہ کا حجم گیس کے حجم کا نصف ہے۔
(c) حرارتی گنجائش(Heat Capacity)
اس حصّہ میں ہم دیکھیں گے کہ ایک نظام کو منتقل کی گئی توانائی کی پیمائش کیسے کی جاتی ہے۔ یہ حرارت، نظام کے درجہ حرارت میں اضافہ کی شکل میں ظاہر ہوتی ہے، اگر نظام حرارت جذب کر رہا ہو۔
درجہ حرارت میں اضافہ، منتقل ہوئی حرارت کے متناسب ہوتا ہے۔
xΔT ضریب =q
ضریب (Coefficient)کی قدر (Magnitude)، نظام کی ترکیب، سائز اور اس کی فطرت پر منحصر ہے۔ ہم اسے ایسے بھی لکھ سکتے ہیں: q =CΔT ضریبC حرارتی گنجائش (Heat Capacity) کہلاتاہے۔
اس لیے، ہم مہیا کی گئی حرارت کی پیمائش، درجہ حرارت میں اضافہ کو معلوم کرکے کرسکتے ہیں، بشرطیکہ ہمیں حرارتی گنجائش معلوم ہو۔
جب C کی قدر زیادہ ہوتی ہے تو حرارت کی ایک دی ہوئی مقدار کے نتیجے میں درجہ حرارت میں اضافہ بہت کم ہوتا ہے۔ پانی کی حرارتی گنجائش بہت زیادہ ہے، یعنی کہ اس کے درجہ حرارت میں اضافہ کرنے کے لیے بہت زیادہ توانائی درکار ہوگی۔
C مادہ کی مقدار کے راست متناسب ہے۔ ایک مادہ کی مولر حرارتی گنجائش (Molar heat capacity): 
ادہ کے ایک مولر کی حرارتی گنجائش ہے اور یہ حرارت کی وہ مقدار ہے جو مادہ کے 1مول کے درجہ حرارت میں 1ڈگری سلسیس (یا ایک کیلون)کا اضافہ کرنے کے لیے درکار ہوتی ہے۔ نوعی حرارتی (Specific Heat) جو نوعی حرارتی گنجائش (Specific Heat Capacity) بھی کہلاتی ہے، حرارت کی وہ مقدار ہے جو مادہ کی اکائی کمیت میں ایک ڈگری سلسیس (یا 1کیلون) کا اضافہ کرنے کے لیے درکار ہوتی ہے۔
ادہ کے ایک مولر کی حرارتی گنجائش ہے اور یہ حرارت کی وہ مقدار ہے جو مادہ کے 1مول کے درجہ حرارت میں 1ڈگری سلسیس (یا ایک کیلون)کا اضافہ کرنے کے لیے درکار ہوتی ہے۔ نوعی حرارتی (Specific Heat) جو نوعی حرارتی گنجائش (Specific Heat Capacity) بھی کہلاتی ہے، حرارت کی وہ مقدار ہے جو مادہ کی اکائی کمیت میں ایک ڈگری سلسیس (یا 1کیلون) کا اضافہ کرنے کے لیے درکار ہوتی ہے۔ ایک نمونے کے درجہ حرارت میں اضافہ کرنے کے لیے درکار حرارت qمعلوم کرنے کے لیے، ہم مادہ کی نوعی حرارت Cکو کمیت mاور درجہ حرارت تبدیلی ΔT سے ضرب کرتے ہیں:
(d) ایک مثالی گیس کے لیے Cp اور CV کے مابین رشتہ
(The relationship between Cp and Cv for an Ideal Gas)
حرارتی گنجائش Cکو مستقل حجم پر CV سے ظاہر کیا جاتا ہے اور مستقل دباؤ پر اسے Cp سے ظاہرکیا جاتا ہے۔ آئیے ان دونوں میں رشتہ معلوم کریں۔
ہم، مستقل حجم پر، حرارت q کے لیے مساوات لکھ سکتے ہیں:
اور مستقل دباؤپر 
ایک مثالی گیس کے لیے، Cp اور CV کے مابین فرق حاصل کیا جاسکتا ہے:
، مثالی گیس کے ایک مول کے لیے 
ΔHاورΔU کی قدریں رکھنے پر؟
6.3DU اور DH کی پیمائش: حرارت پیمائی
(Measurement of DU and DH Calorimetry)
کیمیائی یا طبعی عملوں سے منسلک توانائی کی تبدیلیوں کو ہم ایک تجرباتی تکنیک کے ذریعے ناپ سکتے ہیں جو کہ حرارت پیمائی (Calorimetry) کہلاتی ہے۔
حرارت پیمائی میں یہ عمل ایک برتن میں کیا جاتا ہے جو حرارت پیما (Calorimeter)کہلاتا ہے اور جسے ایک معلوم حجم کے مائع (Liquid) میں ڈبایا جاتا ہے۔ جس مائع میں کیلوری میٹر کو ڈبایا گیا ہے، اس کی حرارتی گنجائش اور کیلوری میٹر کی حرارتی گنجائش کے معلوم ہوتے ہوئے، درجہ حرارت تبدیلیوں کی پیمائش کرکے، اس عمل میں پیدا ہونے والی حرارت معلوم کرنا ممکن ہے۔ یہ پیمائشیں دو مختلف حالات کے تحت کی جاتی ہیں:
(i) مستقل حجم پر، qV
(ii) مستقل دباؤ پر ، qp
کی پیمائش Measurements)
کیمیائی تعاملات کے لیے، مستقل حجم پر جذب ہوئی حرارت ایک ’بم کیلوری میٹر‘ (Bomb Calorimeter) میں ناپی جاتی ہے (شکل6.7)۔ یہاں ایک اسٹیل کا برتن (بم)، واٹر باتھ (Water Bath) میں ڈبایا جاتا ہے۔ یہ پورا آلہ کیلوری میٹر کہلاتا ہے۔ اسٹیل کے برتن کو پانی کے بڑے برتن میں اس لیے ڈبایا جاتا ہے تاکہ اس بات کو یقینی بنایا جاسکے کہ اطراف میں کوئی حرارت نہیں جارہی ہے۔ ایک قابلِ احتراق مادہ، اسٹیل بم میں مہیا کی گئی خالص ڈائی آکسیجن میں جلایا جاتا ہے۔ تعامل کے دوران پیدا ہونے والی حرارت بم کے ارد گرد پانی کو منتقل ہوجاتی ہے اور اس کے درجہ حرارت کی نگرانی کی جاتی ہے۔ کیونکہ بم۔ کیلوری میٹر سیل بندہوتا ہے، اس کا حجم تبدیل نہیں ہوتا، یعنی کہ اس تعامل سے منسلک توانائی تبدیلیاں، مستقل حجم پر ناپی جاتی ہیں۔ ان حالات میں کوئی کام نہیں کیا جاتا، کیونکہ تعامل بم۔ کیلوری میٹر میں، مستقل حجم پر کیا جاتا ہے۔ ان تعاملات کے لیے بھی، جن میں گیسیں شامل ہوتی ہیں، کوئی کام نہیں ہوتا، کیونکہ (ΔV = 0) مکمل تعامل کے ذریعے پیدا ہوئی کیلوری میٹر کے درجہ حرارت میں تبدیلی کو، کیلوری میٹر کی معلوم حرارتی گنجائش کو استعمال کرتے ہوئے، مساوات 6.11 کی مدد سے، qV میں تبدیل کرلیا جاتا ہے۔
تھرما میٹر
فائر کرنے کے لیے تیار
آکسیجن پیمانے کا راستہ
بلونی
آکسیجن دباؤ کے اندر
نمونہ
بم
شکل 6.7: بم کیلوری میٹر
کی پیمائش (measerments)
مستقل دباؤ (عام طور پر فضائی دباؤ) پر تبدیلی ٔحرارت کی پیمائش ایک ایسے کیلوری میٹر میں کی جاسکتی ہے جو شکل 6.8 میں دکھایا گیا ہے۔ ہم جانتے ہیں کہ: (مستقل دباؤ پر) DH = qp، اس لیے جذب ہوئی یا پیدا ہوئی اینتھالپی، qp (مستقل دباؤ پر)،تعامل کی حرارت یا تعامل کی حرارتِ نوعی، 
بھی کہلاتی ہے۔
بھی کہلاتی ہے۔ ایک حرارت زا (Exothermic) تعامل میں، حرارت پیدا ہوتی ہے اور نظام، اطراف میں حرارت کو منتقل کرتا ہے۔ اس لیے qp منفی ہوگا اور بھی منفی ہوگا۔ اسی طرح ایک حرارت خور (Endothermic) تعامل میں حرارت جذب ہوتی ہے، qp مثبت ہے اور مثبت ہوگا۔
بھی منفی ہوگا۔ اسی طرح ایک حرارت خور (Endothermic) تعامل میں حرارت جذب ہوتی ہے، qp مثبت ہے اور مثبت ہوگا۔تھرمامیٹر
جھاگ دار پولسٹرین پیالہ
تعامل آمیزہ
شکل 6.8 مستقل دباؤ (فضائی دباؤ) پر حرارتی تبدیلیاں ناپنے کے لیے کیلوری میٹر
مسئلہ 6.6
1gگریفائٹ کو ایک بم کیلوری میٹر میں زیادہ آکسیجن کے ساتھ، 298Kاور 1فضائی دباؤ پر مندرجہ ذیل مساوات کے مطابق جلایا جاتا ہے:
(گریفائٹ) Cتعامل کے دوران، درجہ حرارت 298Kسے بڑھ کر 299K ہوجاتا ہے۔ اگر بم کلوری میٹر کی حرارتی گنجائش 20.7KJ/Kہے تو مندرجہ بالا تعامل کی 298K اور 1 فضائی دباؤ پر اینتھالپی تبدیلی کیا ہوگی؟
حل
فرض کیجیے کہ تعامل آمیزہ سے حاصل ہونے والی حرارت q ہے، اور کیلوری میٹر کی حرارتی گنجائش CVہے، تو کیلوری میٹر کے ذریعے جذب کی گئی حرارت : 
تعامل سے حاصل ہونے والی حرارت کی مقدار کی عددی قدر یکساں ہوگی، لیکن علامت برعکس ہوگی، نظام کے ذریعے خارج کی گئی توانائی (تعامل آمیزہ کے ذریعے)، کیلوری میٹر کے ذریعے حاصل کی گئی توانائی کے مساوی ہے۔
(یہاں منفی علامت، تعامل کی حرارت زا فطرت کی نشاندہی کرتی ہے۔)
اس لیے، گریفائٹ کے 1گرام کے احتراق کے لیے ΔU
6.4 ایک تعامل کی اینتھالپی تبدیلی DrH۔ تعامل اینتھالپی
(Enthalpy Change, DrH of A Reaction – Reaction Enthalpy)
ایک کیمیائی تعامل میں متعاملات، ماحصلات میں تبدیل ہوجاتے ہیں، اور اسے مندرجہ ذیل طریقے سے ظاہر کیا جاسکتا ہے۔
(Products) ماحصلات ®متعاملات (Reactants)
ایک تعامل کے ساتھ ہونے والی اینتھالپی تبدیلی، تعامل اینتھالپی کہلاتی ہے۔
ایک کیمیائی تعامل کی اینتھالپی تبدیلی، علامت ArH سے ظاہر کی جاتی ہے۔
(متعاملات کی اینتھالپی کا مجموعہ) – (ماحصلات کی اینتھالپی کا مجموعہ) =ArH
(6.14)ایک متوازن کیمیائی مساوات میں یہاں علامت 
(سِگما)، حاصل جمع کے لیے استعمال ہوتی ہے اور 
، بالترتیب ماحصلات اور متعاملات کے تناسب پیمائی ضریب (Stoichiometric Coeffiicents) ہیں۔ مثال کے طور پر، تعامل کے لیے:
(سِگما)، حاصل جمع کے لیے استعمال ہوتی ہے اور ، بالترتیب ماحصلات اور متعاملات کے تناسب پیمائی ضریب (Stoichiometric Coeffiicents) ہیں۔ مثال کے طور پر، تعامل کے لیے:
جہاں Hm مولر اینتھالپی ہے۔
اینتھالپی تبدیلی ایک بہت کارآمد مقدار ہے۔ اس مقدار کی معلومات کی ضرورت اس وقت پڑتی ہے، جب ہمیں ایک صنعتی کیمیائی تعامل کو مستقل درجہ حرارت پر برقرار رکھنے کے لیے مطلوبہ مقدار میں گرم کرنے یا ٹھنڈا کرنے کی ضرورت ہوتی ہے۔ اس کی ضرورت توازن مستقل کے درجہ حرارت پر انحصار کا حساب لگانے میں بھی پڑتی ہے۔
(a) تعاملات کی معیاری اینتھالپی
(Standard Enthalpy of Reactions)
ایک تعامل کی اینتھالپی ان شرائط پر منحصر ہے، جن شرائط کے ساتھ وہ تعامل کیا جاتا ہے۔ اس لیے یہ ضروری ہے کہ ہم کچھ معیاری شرائط متعین کریں۔ ایک تعامل کی معیاری اینتھالپی اس تعامل کے لیے وہ اینتھالپی تبدیلی ہے جب حصّہ لینے والے تمام مادّے اپنی معیاری حالت میں ہوں۔
کسی مادہ کی، ایک مخصوص درجہ حرارت پر معیاری حالت، 1 bar دباؤ پر اس کی خالص شکل ہے۔ مثلاً، مائع ایتھانول (Ethanol) کی 298K پر معیاری حالت، 1 bar دباؤ پر خالص مائع ایتھانول ہے، ٹھوس لوہے کی 500K پر معیاری حالت، 1bar پر خالص لوہا ہے۔ اعداد و شمار عام طور سے، 298K پر لیے جاتے ہیں۔
معیاری حالتوں کی نشاندہی عام طور سے علامت ΔH میں زیریں علامت (Superscript) 0 کا اضافہ کرکے کی جاتی ہے، مثلاً 
۔
۔(b) ھیئت تبدیلیوں کے دوران اینتھالپی تبدیلیاں
(Enthalpy Changes During Phase Transformations)
ھئیت تبدیلیوں (Phase Transformations) میں بھی توانائی کی تبدیلیاں شامل ہوتی ہیں۔ مثلاً برف کو پگھلنے کے لیے حرارت درکار ہوتی ہے۔ پگھلنے کا یہ عمل عام طورسے مستقل دباؤ پر (فضائی دباؤ) ہوتا ہے اور ھیئت کی تبدیلی کے دوران درجہ حرارت مستقل رہتا ہے۔ (273Kپر)
یہاں
، معیاری حالت میں گداخت کی اینتھالپی ہے۔ اگر پانی جمتا ہے تو عمل الٹا ہوجاتا ہے اور حرارت کی مساوی مقدار، اطراف میں منتقل ہوجاتی ہے۔
، معیاری حالت میں گداخت کی اینتھالپی ہے۔ اگر پانی جمتا ہے تو عمل الٹا ہوجاتا ہے اور حرارت کی مساوی مقدار، اطراف میں منتقل ہوجاتی ہے۔ وہ اینتھالپی تبدیلی جو معیاری حالت میں ٹھوس مادے کے 1 مول کے پگھلنے کے ساتھ ہوتی ہے، گداخت کی معیاری اینتھالپی یا گداخت کی مولر اینتھالپی، 
کہلاتی ہے۔
کہلاتی ہے۔ ٹھوس کا پگھلنا حرارت خور عمل ہے، اس لیے گداخت کی تمام اینتھالپی مثبت ہوتی ہیں۔ پانی کی تبخیر (Evaporation) کے لیے بھی حرارت درکار ہوتی ہے۔ اپنے نقطہ جوش (Boiling Point) کے مستقل درجہ حرارت Tb اور مستقل دباؤ پر:
تبخیر کی معیاری اینتھالپی ہے۔ حرارت کی وہ مقدار جو مستقل درجہ حرارت اور معیاری دباؤ (1 بار) پر مائع کے ایک مول کو ابخرات میں تبدیل کرنے کے لیے درکار ہوتی ہے، اس کی تبخیر کی معیاری اینتھالپی یا تبخیر کی مولر اینتھالپی، 
کہلاتی ہے۔
کہلاتی ہے۔ تصعید (Sublimation) وہ عمل ہے جس میں ٹھوس براہِ راست اپنے ابخرات میں تبدیل ہوجاتا ہے۔ ٹھوس CO2 یا خشک برف 195K پر 
کے ساتھ تصعید ہوجاتی ہے۔ نیفتھالین کی تصعید سست سے ہوتی ہے اور اس کے لیے 
کے ساتھ تصعید ہوجاتی ہے۔ نیفتھالین کی تصعید سست سے ہوتی ہے اور اس کے لیے تصعید کی معیاری اینتھالپی 
، اینتھالپی کی وہ تبدیلی ہے جب مستقل درجہ حرارت اور معیاری دباؤ (1bar)پر ٹھوس مادے کے ایک مول کی تصعید ہوتی ہے۔
اینتھالپی تبدیلی کی عددی قدر کا انحصار، جس مادے میں ھئیت تبدیلی ہورہی ہے اس کے سالمات کے مابین ہونے والے باہمی عملوں کی طاقت (Strength) پر ہے۔ مثال کے طور پر، پانی کے سالمات کے درمیان قوی ہائڈروجن بند، انھیں مائع ہیئت میں مضبوطی سے باندھے رہتے ہیں۔ ایک نامیاتی مائع (Organic Liquid) جیسے ایسی ٹون (Acetone) میں یین سالمات (Intermolecular) دو قطبی۔ دو قطبی باہم عمل قابلِ لحاظ طور پر مقابلتاً کمزور ہوتے ہیں۔ اس لیے ایسی ٹون کے 1مول کو ابخرات میں تبدیل کرنے کے لیے، درکار حرارت پانی کے 1مول کو ابخرات میں تبدیل کرنے کے لیے درکار حرارت کے مقابلے میں کم ہوتی ہے۔ جدول 6.1 میں کچھ مادوں کی گداخت اور تبخیر کی معیاری اینتھالپی تبدیلیوں کی قدریں دی گئی ہیں۔
مسئلہ6.7
ایک تیراک لاب سے باہر نکلنے پر پانی کی ایک فلم سے ڈھکا ہوا ہے، جس کا وزن تقریباً 18gہے۔ اس پانی کو’ 298Kپر، ابخرات میں تبدیل کرنے کے لیے کتنی حرارت درکار ہوگی؟ 298°Cپر تبخیر کی داخلی توانائی کا حساب لگائیے۔
پانی کے لیے 298Kپر 
حل
ہم عملِ تبخیر کو مندرجہ ذیل طریقے سے ظاہر کرسکتے ہیں:
18گرام 
میں مول کی تعداد ہے۔
میں مول کی تعداد ہے۔
18g پانی کو 298 k پر تبخیر کے لئے فراہم کی گئی توانائی
(یہ فرض کرتے ہوئے کہ بھاپ ایک مثالی گیس کی طرح طرز عمل کا اظہار کرتی ہے)
مسئلہ 6.8
پانی کے ابخرات کو مثالی گیس تصور کرتے ہوئے داخلی توانائی تبدیلی کا حساب لگائیے اگر 1بار دباؤ اور 100OC والے پانی کو 0OC کی برف میں تبدیل کیا جاتا ہے۔
دیا ہے کہ برف کی گداخت کی اینتھالپی 6.00kJ mol-1ہے ۔
پانی کی حرارتی گنجائش 
ہے۔
ہے۔تبدیلی کا عمل مندرجہ ذیل طریقے سے واقع ہوتا ہے۔
جدول 6.1 گداخت اور تبخیر کی معیاری اینتھالپی تبدیلیاں
| شے | Tf/K | ΔfusH⊖/(kj mol-1) | Tb/K | ΔvapH⊖ /(kj mol-1) |
N2
NH3
HC1
CO
CH3COCH3
CC14
H2O
NaC1
C6H6
|
63.15
195.40
159.0
68.0
177.8
250.16
237.15
1081.0
278.65
|
0.72
5.65
1.992
6.836
5.72
2.5
6.01
28.8
9.83
|
77.35
239.73
188.0
82.0
329.5
349.69
373.15
1665.0
353.25
|
5.59
23.35
16.15
1.04
29.1
30.0
40.79
170.0
30.8
|
(TfاورTbبالترتیب نقطہ گداخت اور نقطہ جوش ہیں۔)
مرحلہ 1
1مول 100oC,1)H2O ) مول (1،0oC)ایتھالپی تبدیلی
ΔH1
مرحلہ 2
1مول 1،0oC)H2O) مول ,SH2O (S،0oC) ایتھالپی تبدیلیH2Δ
کل اینتھالپی تبدیلی
HH2ΔH1+ΔH=Δ
-7560jmol-1=7.56KLmol-1=
6.00KJmol-1H2=
لہٰذا
13.56KJmol-1-=
رفیق حالت سے ٹھوس حالت میں تبدیلی کے دوران حجم میں تبدیلی قابل نظر انداز ہے۔
لہٰذا
pΔ v = ΔngRT=0
ΔH=ΔU=-13.56KJmol-1
جدول 6.2 کچھ منتخب اشیا کے لیے 298 پر تشکیل کی معیاری مولر اینتھا لپی
| شے | ΔfH⊖/( kj mol-1) | شے | ΔfH⊖/(kj mol-1) |
A12O3(s)
BaCO3(s)
Br2(1)
Br2(g)
CaCO3(s)
C ()
C ()
CaO (s)
CH4(g)
C2H2(g)
CH3OH(1)
C2H2OH(1)
C6H6(1)
CO2(g)
C2H6(g)
C12(g)
C3H8(g)
n-C4H10(g)
HgS(s) red
H2(g)
H2O(g)
H2O(1)
HF(g)
HC1(g)
HBr(g)
|
-1375.7
-1216.3
0
+30.91
-1206.92
+1.89
0
-635.09-74.81
52.26
-238.86
-277.69
+49.0
-110.53
-393.51
-84.68
0
-103.85
-126.15
-58.2
0
-241.1
-285.83
-271.1
-92.31
-36.40
|
HI(g)
KCI(s)
KBr(s)
MgO(s)
Mg(OH)2(s)
NaF(s)
NaC1(s)
NaBr(s)
NaI(s)
NH3(g)
NO(g)
NO2(g)
PC13(1)
PC15(s)
SiO2(s)
SnC12(s)
SnC14(1)
SO2(g)
SO3(g)
SiH4(g)
SiC14(g)
C(g)
H(g)
C1(g)
Fe2O3(s)
|
+26.48
-436.75
-393.8
-601.70
-924.54
-573.65
-411.15
-361.06
-411.15
-361.06
-287.78
-45.11
+90.25
+33.18
-319.70
-443.5
-910.94
-325.1
-511.3
-296.83
-395.72
+34
-657.0
+716.68
+217.97
+121.65
-824.2
|
(C) تشکیل کی معیاری اینتھالپی
(Standard Enthalpy of Formation)
ایک مول مرکب کی اس کے عناصر، جو اپنے اجتماع کی سب سے زیادہ مستحکم حالتوں میں ہوں (جو کہ حوالہ حالتیں (Reference States) بھی کہلاتی ہیں)، کے ذریعے تشکیل کے لیے معیاری اینتھالپی تبدیلی، ’’تشکیل کی معیاری مولر اینتھالپی کہلاتی ہے۔ اس کی علامت 
ہے۔ جہاں علامت f ظاہر کرتی ہے کہ جس مرکب کی بات کی جارہی ہے اس کا ایک مول کی تشکیل اس کی معیاری حالت میں اس کے عناصر کے ذریعے ہوئی ہے جبکہ عناصر اپنے اجتماع کی سب سے زیادہ مستحکم حالتوں میں 25°C اور 1 bar دباؤ پر ہیں۔ مثال کے طور پر ڈائی ہائڈروجن کی حوالہ حالت H2 گیس ہے اور ڈائی آکسیجن، کاربن اور گندھک (سلفر) کی حوالہ حالتیں، بالترتیب، O2گیس، 
ہیں۔ معیاری مولر اینتھالپی والے کچھ تعاملات ذیل میں دیے گئے ہیں:
ہے۔ جہاں علامت f ظاہر کرتی ہے کہ جس مرکب کی بات کی جارہی ہے اس کا ایک مول کی تشکیل اس کی معیاری حالت میں اس کے عناصر کے ذریعے ہوئی ہے جبکہ عناصر اپنے اجتماع کی سب سے زیادہ مستحکم حالتوں میں 25°C اور 1 bar دباؤ پر ہیں۔ مثال کے طور پر ڈائی ہائڈروجن کی حوالہ حالت H2 گیس ہے اور ڈائی آکسیجن، کاربن اور گندھک (سلفر) کی حوالہ حالتیں، بالترتیب، O2گیس، ہیں۔ معیاری مولر اینتھالپی والے کچھ تعاملات ذیل میں دیے گئے ہیں:
یہ سمجھنا اہم ہے کہ تشکیل کی معیاری مولر اینتھالپی 
کی ایک مخصوص صورت ہے، جہاں اس کے اجزائے ترکیبی عناصر سے مرکب کا ایک مول تشکیل پاتا ہے۔ مندرجہ بالا تینوں مساواتوں میں دیکھا جاسکتا ہے کہ پانی، میتھین (Methane) اور ایتھانول (Ethanol) میں سے ہر ایک کے ایک مول کی تشکیل ہوتی ہے۔ اس کے برخلاف، ایک حرارت زا تعامل
کی ایک مخصوص صورت ہے، جہاں اس کے اجزائے ترکیبی عناصر سے مرکب کا ایک مول تشکیل پاتا ہے۔ مندرجہ بالا تینوں مساواتوں میں دیکھا جاسکتا ہے کہ پانی، میتھین (Methane) اور ایتھانول (Ethanol) میں سے ہر ایک کے ایک مول کی تشکیل ہوتی ہے۔ اس کے برخلاف، ایک حرارت زا تعامل
کے لیے اینتھالپی تبدیلی، کیلشیم کاربورنیٹ کی تشکیل کی اینتھالپی نہیں ہے کیونکہ کیلشیم کاربورنیٹ دوسرے مرکبات سے بنا ہے اپنے اجزاء ترکیبی عناصر سے نہیں۔ مزید، ذیل میں دیے گئے تعامل میں اینتھالپی تبدیلی HBr(g) کے لیے تشکیل کی معیاری اینتھالپی 
نہیں ہے۔
نہیں ہے۔
یہاں عناصر سے ماحصل کے ایک مول کی جگہ دو مول تشکیل پا رہے ہیں، یعنی کہ 
اس لیے، متوازن مساوات میں ہر ایک ضریب کو 2سے تقسیم کرنے پر‘ HBr(g) کی تشکیل کی اینتھالپی کی عبارت لکھی جاتی ہے:
کچھ عام اشیا کی تشکیل کی اینتھالپی جدول 6.2 میں دی گئی ہیں۔
قرارداد (Convention)کے مطابق، ایک عنصر کی، اس کی حوالہ حالت میں، یعنی کہ اس کے اجتماع کی سب سے مستحکم حالت میں، تشکیل کی معیاری اینتھالپی، صفر لی جاتی ہے۔
فرض کیجیے کہ آپ ایک کیمیائی انجیئنر ہیں اور یہ جاننا چاہتے ہیں کہ کیلشیم کاربورنیٹ کو چونے (lime) اور کاربن ڈائی آکسائڈ میں تحلیل کرنے (Decompose) کے لیے کتنی حرارت درکار ہوگی، جب کہ تمام اشیا اپنی معیاری حالت میں ہیں۔
یہاں ہم تشکیل کی معیاری اینتھالپی کا استعمال کرسکتے ہیں اور تعامل کی اینتھالپی تبدیلی کا حساب لگا سکتے ہیں۔ اینتھالپی تبدیلی کا حساب لگانے کے لیے مندرجہ ذیل عمومی مساوات استعمال کی جاسکتی ہے:
(6.15)
جہاں aاور bمتوازن مساوات میں ماحصلات اور متعاملات کے ضریبوں کو ظاہر کرتے ہیں۔ آئیے مندرجہ بالا مساوات کو کیلشیم کاربونیٹ کی تحلیل کے لیے استعمال کریں۔
یہاں ضریب aاور b دونوں ایک، ایک ہیں۔ اس لیے
اس لیے، 
کی تحلیل ایک حرارت خور عمل ہے اور مطلوبہ ما حصلات حاصل کرنے کے لیے ہمیں اسے گرم کرنا ہوگا۔
کی تحلیل ایک حرارت خور عمل ہے اور مطلوبہ ما حصلات حاصل کرنے کے لیے ہمیں اسے گرم کرنا ہوگا۔(d) حرارتی کیمیائی مساواتیں:
(Thermochemical Equations)
اپنی 
کی قدر کے ساتھ ایک متوازن کیمیائی مساوات، ایک حرارتی کیمیائی مساوات (Thermochemical Equation) کہلاتی ہے۔ ہم ایک مساوات میں شے کی طبعی حالت ]اس کی بہروپی حالت (Allotropic Stae) کے ساتھ[ کی وضاحت کرتے ہیں۔ مثال کے طور پر
کی قدر کے ساتھ ایک متوازن کیمیائی مساوات، ایک حرارتی کیمیائی مساوات (Thermochemical Equation) کہلاتی ہے۔ ہم ایک مساوات میں شے کی طبعی حالت ]اس کی بہروپی حالت (Allotropic Stae) کے ساتھ[ کی وضاحت کرتے ہیں۔ مثال کے طور پر
مندرجہ بالا مساوات، مستقل درجہ حرارت و دباؤ پر مائع ایتھانول کے احتراق کو بیان کرتی ہے۔ اینتھالپی تبدیلی کی منفی علامت ظاہر کرتی ہے کہ یہ ایک حرارت زا تعامل ہے۔
حرارتی کیمیائی مساواتوں کے بارے میں مندرجہ ذیل قرارداریں (Conventions) یاد رکھنا ضروری ہیں:
1۔ ایک متوازن حرارتی کیمیائی مساوات میں ضریب تعامل میں شامل ہونے والے متعاملات اور ماحصلات کے مولوں کی تعداد (سالمات کی کبھی نہیں) کو ظاہر کرتے ہیں۔
2۔ 
کی عددی قدر، مساوات کے ذریعے متعین کردہ اشیا کے مولوں کی تعداد کے لیے ہوتی ہے۔
کی عددی قدر، مساوات کے ذریعے متعین کردہ اشیا کے مولوں کی تعداد کے لیے ہوتی ہے۔ معیاری اینتھالپی تبدیلی 
کی اکائی
ے۔
کی اکائیے۔ اس تصور کی وضاحت کرنے کے لیے، آئیے مندرجہ ذیل تعامل کے لیے تعامل کی حرارت کا حساب لگائیں:
تشکیل کی معیاری اینتھالپی، کی جدول (6.2) سے ہمیں حاصل ہوتا ہے:
نوٹ کریں کہ اس تحسیب میں استعمال کیے گئے ضریب، خالص عدد ہیں، جو اپنے متعلقہ تناسب پیمائی ضریبوں کے مساوی ہیں۔ 
کی اکائی 
ہے، جس کا مطلب ہے تعامل کے فی مول۔ ایک بار جب ہم کیمیائی مساوات کو ایک خاص انداز میں متوازن کرلیتے ہیں، جیسا کہ اوپر کیا گیا ہے، تو یہ تعامل کے مول کی تعریف بیان کرتا ہے۔ اگر ہم نے مساوات کو مختلف طور پر متوازن کیا ہوتا، مثلاً
کی اکائی ہے، جس کا مطلب ہے تعامل کے فی مول۔ ایک بار جب ہم کیمیائی مساوات کو ایک خاص انداز میں متوازن کرلیتے ہیں، جیسا کہ اوپر کیا گیا ہے، تو یہ تعامل کے مول کی تعریف بیان کرتا ہے۔ اگر ہم نے مساوات کو مختلف طور پر متوازن کیا ہوتا، مثلاً
تب تعامل کی یہ مقدار، تعامل کا ایک مول ہوتی اور 
مندرجہ ذیل ہوتی
مندرجہ ذیل ہوتی
اس سے ظاہر ہوتا ہے کہ اینتھالپی ایک وسیع مقدار ہے۔
3۔ جب ایک کیمیائی مساوات کو الٹا کردیا جاتا ہے، تو 
کی قدر علامت کے اعتبار سے الٹ تی ہے اور عددی قدر وہی رہتی ہے۔ مثال کے طور پر
کی قدر علامت کے اعتبار سے الٹ تی ہے اور عددی قدر وہی رہتی ہے۔ مثال کے طور پر
(e) مستقل حرارتی مجموعے کا ہیس کا قانون
(Hers's Law of Constant Heat Summation)
ہم جانتے ہیں کہ اینتھالپی ایک حالت تفاعل ہے، اس لیے اینتھالپی میں تبدیلی آغازی حالت (متعاملات) اور اختتامی حالت (ماحصلات) کے درمیانی راستے پر منحصر نہیں ہے۔ دوسرے لفظوں میں ایک تعامل کے لیے اینتھالپی تبدیلی یکساں ہوگی، چاہے وہ تعامل ایک مرحلے میں مکمل ہو یا مراحل کے ایک سلسلے میں مکمل ہو۔ اسے ہیس کے قانون (Hess's Law) کی شکل میں مندرجہ ذیل طور پر بیان کیا جاسکتا ہے۔
اگر ایک تعامل کئی مراحل میں مکمل ہوتا ہے تو اس کی معیاری تعامل اینتھالپی، ان ضمنی مراحل، جن میں تعامل کو اسی درجہ حرارت پر تقسیم کیا جاسکتا ہے، کی معیاری اینتھالپی کا، مجموعہ ہوتی ہے۔
آئیے اس قانون کی اہمیت، ایک مثال کے ذریعے سمجھیں۔
مندرجہ ذیل تعامل کے لیے اینتھالپی تبدیلی ملاحظہ کریں۔
حالانکہ (CO(g اکبر (Major) ماحصل ہے، اس تعامل میں تھوڑی سی CO2گیس ہمیشہ بنتی ہے۔ اس لیے ہم مندرجہ بالا تعامل کی اینتھالپی تبدیلی براہِ راست نہیں ناپ سکتے۔لیکن اگر ہم کچھ ایسے دوسرے تعاملات معلوم کرسکیں، جن میں یہی انواع (Species) شامل ہوں، تو مندرجہ بالا تعامل کے لیے اینتھالپی کا حساب لگانا ممکن ہے۔
آئیے مندرجہ ذیل تعاملات لیں:
ہم مندرجہ بالا دونوں تعاملات کو اس طرح یکجا کرسکتے ہیں کہ ہمیں مطلوبہ تعامل حاصل ہوجائے۔ دائیں طرف CO(g)کا ایک مول حاصل کرنے کے لیے، ہم مساوات (ii)کو الٹا کر دیتے ہیں۔ اس میں حرارت خارج ہونے کے بجائے جذب ہوگی، اس لیے ہم 
کی قدر کی علامت الٹ دیتے ہیں:
کی قدر کی علامت الٹ دیتے ہیں:
(iii) مساوات (i)اور (iii) کو جمع کرنے پر ہمیں مطلوبہ مساوات حاصل ہوتی ہے:
جس کے لیے
عمومی شکل میں، اگر ایک مجموعی تعامل A®B کی اینتھالپی، ایک راستے پر
ان تعاملات کی اینتھالپی کو ظاہر کرتے ہیںجن سے کسی دوسرے راستے سے وہی ماحصل B حاصل ہوتا ہے، تب
ان تعاملات کی اینتھالپی کو ظاہر کرتے ہیںجن سے کسی دوسرے راستے سے وہی ماحصل B حاصل ہوتا ہے، تب 
اسے، ایسے ظاہر کیا جاسکتا ہے:
6.5 مختلف قسم کے تعاملات کے لیے اینتھالپی
(Entholpies For Different Types of Reactions)
اینتھالپی کو ایسے نام دینے میں جو مختلف قسم کے تعاملات کی نشاندہی کریں، سہولت رہتی ہے۔
(a) احتراق کی معیاری اینتھالپی (علامت: 
)
( Standard Enthalpy of Combustion Symbol)
احتراقی تعاملات اپنی فطرت کے اعتبار سے حرارت زا ہوتے ہیں۔ یہ صنعت، راکٹ تیار کرنے اور زندگی کے دوسرے کئی شعبوں میں اہمیت کے حامل ہوتے ہیں۔ احتراق کی معیاری اینتھالپی کی تعریف اس طرح کی جاتی ہے کہ یہ اس شے کی فی مول (یا فی اکائی مقدار) اینتھالپی تبدیلی ہے جس کا احتراق ہوتا ہے اور تمام متعاملات اور ماحصلات، ایک مخصوص درجہ حرارت پر، اپنی معیاری حالتوں میں ہیں۔
سلنڈروں میں بھری ہوئی کھانا پکانے کی گیس میں زیادہ تر بیوٹین (Butane) 
ہوتی ہے۔ Butane کے ایک مول کے مکمل احتراق کے دوران، 2658 KJ حرارت خارج ہوتی ہے۔ ہم اس کے لیے حرارتی کیمیائی تعامل اس طرح لکھ سکتے ہیں:
ہوتی ہے۔ Butane کے ایک مول کے مکمل احتراق کے دوران، 2658 KJ حرارت خارج ہوتی ہے۔ ہم اس کے لیے حرارتی کیمیائی تعامل اس طرح لکھ سکتے ہیں:
اسی طرح گلوکوز کا احتراق 
حرارت دیتا ہے، جس کے لیے مکمل مساوات ہے:
حرارت دیتا ہے، جس کے لیے مکمل مساوات ہے:
ہمارا جسم بھی غذا سے احتراق جیسے مجموعی عمل کے ذریعے یہ توانائی حاصل کرتا ہے، حالانکہ حتمی ماحصلات پیچیدہ حیاتیاتی کیمیائی تعاملات کے ایک ایسے سلسلے کے بعد بنتے ہیں، جن میں خامرے (Enzymes) شامل ہوتے ہیں۔
مسئلہ 6.9
بینیزین (Benzene) کے ایک مول کا احتراق 298K اور 1atm پر ہوتا ہے۔احتراق کے بعد 
بنتے ہیں اور 3267.0KJ حرارت خارج ہوتی ہے۔بینیزین کی تشکیل کی معیاری اینتھالپی 
کا حساب لگائیے۔ 
کی تشکیل کی معیاری اینتھالپی، بالترتیب 
ہیں۔
بنتے ہیں اور 3267.0KJ حرارت خارج ہوتی ہے۔بینیزین کی تشکیل کی معیاری اینتھالپی کا حساب لگائیے۔ کی تشکیل کی معیاری اینتھالپی، بالترتیب ہیں۔حل
بینیزین کی تشکیل کا تعامل:
بینیزین کے 1مول کے احتراق کی اینتھالپی ہے:
کے 1مول کی تشکیل کی حرارتِ نوعی:
کے ایک مول کی تشکیل کی اینتھالپی:
مساوات (iii)کو 6سے اور مساوات (iv)کو 3سے ضرب دینے پر، ہمیں حاصل ہوتا ہے۔
مندرجہ بالا دونوں مساواتوں کو جوڑنے پر
مساوات (ii)کو الٹنے پر
مساوات (v)اور مساوات (vi) کو جوڑنے پر
(b) ایٹومائزیشن کی اینتھالپی
(Antholpy of Atomization Symbol:)
ڈائی ہائڈروجن کی ایٹومائزیشن (Atomization) کی مندرجہ مثال ملاحظہ کریں:
آپ دیکھ سکتے ہیں کہ Hایٹم ڈائی ہائڈروجن میں H-H بند (Bonds) کے ٹوٹنے کے نتیجے میں تشکیل پاتے ہیں۔ اس عمل میں اینتھالپی تبدیلی، ایٹومائزیشن کی اینتھالپی 
کہلاتی ہے۔یہ وہ اینتھالپی تبدیلی ہے جو، گیس ہیئت میں ایٹم حاصل کرنے کے لیے بند کے 1مول کے مکمل طور پر ٹوٹنے کے دوران واقع ہوتی ہے۔
کہلاتی ہے۔یہ وہ اینتھالپی تبدیلی ہے جو، گیس ہیئت میں ایٹم حاصل کرنے کے لیے بند کے 1مول کے مکمل طور پر ٹوٹنے کے دوران واقع ہوتی ہے۔ دو ایٹمی سالمات (Diatomic Molecules)، جیسے ڈائی ہائڈروجن (اوپر دی ہوئی مثال)، ایٹومائزیشن کی اینتھالپی بند افتراق اینتھالپی (Bond Dissociation Enthalpy) بھی کہلاتی ہے۔ ایٹومائزیشن کی اینتھالپی کی کچھ اور مثالیں مندرجہ ذیل ہیں:
نوٹ کریں کہ ماحصلات صرف Cاور Hکے ایٹم ہیں جو گیس ہیئت میں ہیں۔ اب مندرجہ ذیل تعاملات دیکھئے۔
اس معاملے میں ایٹومائزیشن کی اینتھالپی وہی ہے جو تصعید کی اینتھالپی ہے۔
(c) بانڈ اینتھالپی (علامت: DbondH0)
[(Bond Enthalpy(Symbol: )]
کیمیائی تعاملات میں بند کا بننا اور ٹوٹنا شامل ہے۔ ایک بند کو توڑنے کے لیے توانائی درکار ہوتی ہے اور جب بند تشکیل پاتا ہے تو توانائی خارج ہوتی ہے یہ ممکن ہے کہ تعامل کی حرارت کا کیمیائی بند کے ٹوٹنے اور تشکیل پانے سے منسلک توانائی تبدیلیوں سے رشتہ قائم کیا جاسکے۔ کیمیائی بند سے وابستہ اینتھالپی تبدیلیوں کے حوالے سے حرحرکیات میں دو اصطلاحات استعمال ہوتی ہیں:
(i) بند افتراق اینتھالپی(Bond Dissociation Enthalpy)
(ii) اوسط بندش اینتھالپی (Mean Bond Enthalpy)
آئیے ان اصطلاحات سے دو ایٹمی اور کثیر ایٹمی سالمات کے تناظر میں بحث کریں۔
دو ایٹمی سالمات: مندرجہ ذیل عمل دیکھیے، جس میں ڈائی ہائڈروجن گیس 
کے ایک مول کے بند ٹوٹتے ہیں:
کے ایک مول کے بند ٹوٹتے ہیں: 
اس عمل میں شامل اینتھالپی تبدیلی، H-Hبند کی بندش افتراق اینتھالپی ہے۔ بندش افتراق اینتھالپی، اینتھالپی میں وہ تبدیلی ہے جو ایک گیسی شریک گرفت مرکب (Gaseous Covalent Compound) کے شریک گرفت بند کے ایک مول کے ٹوٹنے کے ذریعے گیس ہئیت میں ماحصلات کی تشکیل ہوتی ہے۔
نوٹ کریں کہ یہ اور ڈائی ہائڈروجن کی ایٹومائزیشن اینتھالپی یکساں ہیں۔ یہ بات سبھی دو ایٹمی سالمات کے لیے درست ہے۔ مثلاً
جدول (a)6.3 کچھ اوسط واحد بند اینتھالپی
| I | Br | C1 | S | P | Si | F | O | N | C | H | |
| H | 297 | 368 | 431 | 339 | 318 | 293 | 569 | 464 | 389 | 414 | 436 |
| C | 238 | 276 | 330 | 259 | 264 | 289 | 439 | 351 | 293 | 347 | |
| N | - | 243 | 201 | - | 209 | - | 272 | 201 | 159 | ||
| O | 201 | - | 205 | - | 351 | 368 | 184 | 138 | |||
| F | - | 197 | 255 | 327 | 490 | 540 | 159 | ||||
| Si | 213 | 289 | 360 | 226 | 213 | 176 | |||||
| P | 213 | 272 | 331 | 230 | 213 | ||||||
| S | - | 213 | 251 | 2132 | |||||||
| C1 | 209 | 218 | 243 | ||||||||
| Br | 180 | 192 | |||||||||
| I | 151 |
جدول (b)6.3 : کچھ اوسط کثیر بند اینتھالپی قدریںkJmol-1 میں)
| 498 | O=O | 611 | C=C | 418 | N=N |
| 839 | C=C | 946 | N=N | ||
| 741 | C=O | 615 | C=N | ||
| 1070 | C=O | 891 | C=N |
* نوٹ کریں کہ افتراق توانائی اور اوسط بند اینتھالپی کے لیے یکساں علامت استعمال کی گئی ہے۔
** اگر ہم بند کی تشکیل کی اینتھالپی ⊖Hf ∆ استعمال کرتے ہیں ،جو کہ گیسی ایٹموں سے ایک خاص قسم کے بند کے،ایک مول،کی تشکیل میں اینتھالپی تبدیلی ہے،تو:
کثیرایٹمی سالمات کے لیے، بند افتراق اینتھالپی، یکساں سالمات میں ہی، مختلف بندشوں کے لیے مختلف ہوتی ہے۔
کثیر ایٹمی سالمات: آئیے ایک کثیر ایٹمی سالمہ، جیسے میتھین، 
پر غور کریں۔ اس کے ایٹومائزیشن کی مجموعی حرارتی و کیمیائی مساوات مندرجہ ذیل ہے:
پر غور کریں۔ اس کے ایٹومائزیشن کی مجموعی حرارتی و کیمیائی مساوات مندرجہ ذیل ہے:
میتھین میں، چاروں C-H بند، توانائی اور بندشی لمبائی (Bond Length) کے لحاظ سے متماثل (Identical) ہوتے ہیں۔ لیکن پھر بھی ہر ایک متواتر مرحلے میں انفرادی C-Hبند کو توڑنے کے لیے درکار توانائی مختلف ہوتی ہے۔
اس لیے
ایسی صورتوں میں ہم C-Hبند کی اوسط بند اینتھالپی کا استعمال کرتے ہیں۔ مثلاً‘ 
کا حساب اس طرح لگایا جاتا ہے:
کا حساب اس طرح لگایا جاتا ہے:
ہم پاتے ہیں کہ میتھین میں اوسط C-H بند اینتھالپی 
ہے۔ یہ معلوم ہوا ہے کہ اوسط C-H بند اینتھالپی ایک مرکب سے دوسرے مرکب میں تھوڑی سی مختلف ہوتی ہے، جیسے 
وغیرہ ، لیکن اس کی قدر میں زیادہ فرق نہیں ہوتا۔* ہیس کا قانون استعمال کرتے ہوئے، بند اینتھالپی معلوم کی جاسکتی ہیں۔ کچھ واحد اور کثیر بند کی بند اینتھالپی قدریں جدول 6.3 میں دی گئی ہیں۔ تعامل اینتھالپی بہت اہم مقداریں ہیں کیونکہ یہ ان تبدیلیوں کی وجہ سے وجود میں آتی ہیں جو پرانے بند کے ٹوٹنے اور نئے بند کے تشکیل پانے کے دوران ہوتی ہیں۔ اگر ہمیں مختلف بند اینتھالپی معلوم ہوں تو ہم، گیس ہئیت میں، ایک تعامل کی اینتھالپی کی پیشین گوئی کرسکتے ہیں۔ ایک تعامل کی اینتھالپی ’
کا متعاملات اور ماحصلات کی، گیس ہئیت میں، بند اینتھالپی کی قدروں سے، مندرجہ ذیل رشتہ ہے:
ہے۔ یہ معلوم ہوا ہے کہ اوسط C-H بند اینتھالپی ایک مرکب سے دوسرے مرکب میں تھوڑی سی مختلف ہوتی ہے، جیسے وغیرہ ، لیکن اس کی قدر میں زیادہ فرق نہیں ہوتا۔* ہیس کا قانون استعمال کرتے ہوئے، بند اینتھالپی معلوم کی جاسکتی ہیں۔ کچھ واحد اور کثیر بند کی بند اینتھالپی قدریں جدول 6.3 میں دی گئی ہیں۔ تعامل اینتھالپی بہت اہم مقداریں ہیں کیونکہ یہ ان تبدیلیوں کی وجہ سے وجود میں آتی ہیں جو پرانے بند کے ٹوٹنے اور نئے بند کے تشکیل پانے کے دوران ہوتی ہیں۔ اگر ہمیں مختلف بند اینتھالپی معلوم ہوں تو ہم، گیس ہئیت میں، ایک تعامل کی اینتھالپی کی پیشین گوئی کرسکتے ہیں۔ ایک تعامل کی اینتھالپی ’ کا متعاملات اور ماحصلات کی، گیس ہئیت میں، بند اینتھالپی کی قدروں سے، مندرجہ ذیل رشتہ ہے: 
(6.17)**
یہ رشتہ اس وقت خاص طور پر کارآمد ہوتا ہے جب کی درکار قدریں دستیاب نہ ہوں۔ ایک تعامل کی اینتھالپی تبدیلی کی اصل قدر (Net value) متعامل سالمات کے سبھی بند کو توڑنے کے لیے درکار توانائی نفی ماحصل سالمات کے سبھی بند توڑنے کے لیے درکار توانائی ہے۔ یاد رکھیں کہ یہ رشتہ تقریبی (approximate) ہے اور اسی وقت درست ہے جب تعامل میں شامل تمام اشیا (متعاملات اور ماحصلات) گیسی حالت میں ہوں۔
کی درکار قدریں دستیاب نہ ہوں۔ ایک تعامل کی اینتھالپی تبدیلی کی اصل قدر (Net value) متعامل سالمات کے سبھی بند کو توڑنے کے لیے درکار توانائی نفی ماحصل سالمات کے سبھی بند توڑنے کے لیے درکار توانائی ہے۔ یاد رکھیں کہ یہ رشتہ تقریبی (approximate) ہے اور اسی وقت درست ہے جب تعامل میں شامل تمام اشیا (متعاملات اور ماحصلات) گیسی حالت میں ہوں۔(d)لیٹس اینتھالپی (Lattice Entalpy)
ایک آینی مرکب لیٹس اینتھالپی، اینتھالپی کی وہ تبدیلی ہے جو ایک آینی مرکب کے ایک مول کے اپنے آینوں میں، گیسی حالت میں، افتراق پذیر ہونے کے دوران واقع ہوتی ہے۔
کیونکہ لیٹس اینتھالپی کی قدریں براہِ راست تجربے کے ذریعے معلوم کرنا ناممکن ہے، اس لیے ہم ایک بالواسطہ طریقہ استعمال کرتے ہیں، جس میں ہم ایک اینتھالپی ڈائیگرام بناتے ہیں، جو بورن ہیبر سائیکل (Born-Habor Cycle) کہلاتی ہے (شکل 6.9)۔
آئیے اب ہم 
کی لیٹس اینتھالپی کا حساب، مندرجہ اقدامات پر عمل کرکے، لگاتے ہیں۔
کی لیٹس اینتھالپی کا حساب، مندرجہ اقدامات پر عمل کرکے، لگاتے ہیں۔1۔ 
، سوڈیم دھات کی تصعید، 
، سوڈیم دھات کی تصعید، 2۔ 
آیونائزیشن اینتھالپی، سوڈیم ایٹم کی آین کاری 
آیونائزیشن اینتھالپی، سوڈیم ایٹم کی آین کاری 3۔ کلورین کا افتراق، 
تعامل اینتھالپی، بند افتراق توانائی کی نصف ہے:
تعامل اینتھالپی، بند افتراق توانائی کی نصف ہے:
کلورین ایٹموں کے ذریعے الیکٹران کا حصول
شکل 6.9 Naclکی لیٹس اینتھالپی کے لیے اینتھالپی ڈائیگرام
4۔
الیکٹران گین اینتھالپی آپ آیونائزیشن اینتھالپی اور الیکٹران گین اینتھالپی کے بارے میں اکائی 3میں پڑھ چکے ہیں۔ دراصل یہ اصطلاحات، حرحرکیات سے ہی لی گئی ہیں۔ اس سے پہلے آین کاری توانائی اور الیکٹران رغبت (Electron Affinity) اصطلاحات استعمال ہوتی تھیں (جواز کے لیے بکس دیکھیے۔)۔
5۔
شکل 6.9میں اقدامات کی سلسلہ وار ترتیب دکھائی گئی ہے جو بورن۔ ہیبر سائیکل کہلاتی ہے۔ اس دور کی اہمیت یہ ہے کہ ایک پورے دور میں حرارتِ تبدیلیوں کا حاصل جمع صفر ہوتا ہے۔
ہیس کے قانون کا استعمال کرتے ہوئے، ہمیں حاصل ہوتا ہے۔
کے لیے، داخلی توانائی کی قدر 2RTسے کم ہے (کیونکہ
کے مساوی ہے۔
کے مساوی ہے۔ اب ہم لیٹس اینتھالپی کی قدر کا استعمال مندرجہ ذیل عبارت کے ذریعے، محلول کی اینتھالپی کا حساب، لگانے کے لیے کرتے ہیں:
(NaCl(sکے ایک مول کے لیے
لیٹس اینتھالپی(کیمیائی ادب سے) 
آین کاری توانائی اور الیکٹران رغبت
آین کاری توانائی (Ionization Energy)اورالیکٹران رغبت (electron Affinity) کی تعریف مطلق صفر (Absolute Zero) پر کی جاتی ہے۔ کسی بھی دوسرے درجہ حرارت پر، متعاملات اور ماحصلات کی حرارتی گنجائشوں کو بھی شامل کرنا ہوگا۔ مندرجہ ذیل کے لیے تعاملات کی اینتھالپی
(آین کاری کے لیے) +e- M(g) (M(g
(الیکٹران کے حصول کے لیے)
e- M-(g)+(M(g
درجہ حرارت Tپر۔
مندرجہ بالا تعامل میں ہر نوع کے لیے Cp کی قدر 5/2R ہے (CV=3/2R)۔ اس لیے
(آین کاری کے لیے)
(الیکٹران حصول کے لیے)
اس لیے
اس لیے+5/2R (آین کاری توانائی)E0=(آین کاری اینتھالپی) ⊖rH∆
–5/2R(الیکٹران رغبت)=-A(الیکٹران حصول اینتھالپی) ⊖rH∆
(NaCl(sکے حل ہونے میں بہت کم حرارت کی تبدیلی ہوتی ہے۔
(e) محلول کی اینتھالپی (علامت:
)
(:Enthalogy of Solution(Symbol)
کسی شے کے محلول کی اینتھالپی وہ اینتھالپی تبدیلی ہے جو اس کے 1مول کے محلل (Solvent)کی ایک متعین مقدار میں گھلنے پر ہوتی ہے۔ لامحدود ڈائی لیوشن (Infinite Dilution) پر محلول کی اینتھالپی وہ اینتھالپی تبدیلی ہے جو شے کو محلل کی لامحدود مقدار میں گھولنے پر ہوتی ہے، جبکہ آینوں کے درمیان باہمی عمل (یا منحل کے سالمات) قابلِ نظر انداز ہیں۔
جب ایک آینی مرکب(Ionic Compound) ایک محلل میں گھلتا ہے تو آینی کرسٹل لیٹس(Crystal Lattice) پر اپنے ترتیب شدہ مقامات سے ہٹ جاتے ہیں۔ یہ محلول میں اب مقابلتاً زیادہ آزاد ہوتے ہیں۔ لیکن ان آینوں کی علیحدگی (Solvation) ]آبیدگی (hydration)، اگر محلل پانی ہے) بھی اسی وقت پر ہوتی ہے۔ اسے ایک آینی مرکب کے لیے، [AB(s)]، ڈائیگرام کے ذریعے دکھایا گیا ہے۔
AB (S) کے محلول کی اینتھالپی، 
، پانی میں، لیٹس حرارت نوعی 
اور آینوں کی آبیدگی کی اینتھالپی کے ذریعے ایسے معلوم کی جاتی ہے:
، پانی میں، لیٹس حرارت نوعی اور آینوں کی آبیدگی کی اینتھالپی کے ذریعے ایسے معلوم کی جاتی ہے:
زیادہ تر آینی مرکبات کے لیے 
مثبت ہوتی ہے اور افتراق کا عمل حرارت خور ہوتا ہے۔ اسی لیے زیادہ تر نمکوں (Salts)کی پانی میں حل پذیری (Solubility) درجہ حرارت کے اضافے کے ساتھ بڑھتی ہے۔ اگر لیٹس اینتھالپی کی قدر بہت زیادہ ہو تو ہوسکتا ہے کہ مرکب کا گھلنا بالکل ہی عمل میں نہ آئے۔ کئی فلورائڈ (Flourides) اپنے نظیری کلورائڈ (Chlorides) کے مقابلے میں کم حل پذیر کیوں ہوتے ہیں؟ اینتھالپی تبدیلیوں کی عددی قدروں کے تخمینے، بندشی توانائیوں (اینتھالپی قدروں) اور لیٹس توانائیوں (اینتھالپی قدروں) کے جدول استعمال کرکے، لگائے جاسکتے ہیں۔
مثبت ہوتی ہے اور افتراق کا عمل حرارت خور ہوتا ہے۔ اسی لیے زیادہ تر نمکوں (Salts)کی پانی میں حل پذیری (Solubility) درجہ حرارت کے اضافے کے ساتھ بڑھتی ہے۔ اگر لیٹس اینتھالپی کی قدر بہت زیادہ ہو تو ہوسکتا ہے کہ مرکب کا گھلنا بالکل ہی عمل میں نہ آئے۔ کئی فلورائڈ (Flourides) اپنے نظیری کلورائڈ (Chlorides) کے مقابلے میں کم حل پذیر کیوں ہوتے ہیں؟ اینتھالپی تبدیلیوں کی عددی قدروں کے تخمینے، بندشی توانائیوں (اینتھالپی قدروں) اور لیٹس توانائیوں (اینتھالپی قدروں) کے جدول استعمال کرکے، لگائے جاسکتے ہیں۔(f) ہلکاؤ کی اینتھالیپی (Enthalpy of dilution)
ہم جانتے ہیں کہ کسی محلول کی اینتھالپی اس اینتھالپی تبدیلی سے منسلک ہے جو مستقلہ درجہ حرارت اور دباؤ پر متحمل (soule)کی متعینہ مقدار ، محلل(Solvent) کی متعینہ مقدار میں شامل کرنے سے ہوتی ہے۔یہ دلیل (توجیہہ) کا اطلاق کسی بھی محلل کے لئیے قلیل ترمیم کے ساتھ کیا جا سکتا ہے۔ گیس ہائیڈروجن کلورائڈ میں کلورائڈ کے ایک مول کو پانی کے 10 مول میں حل کرنے سے پیدا ہوئی اینتھالپی تبدیلی مندرجہ ذیل مساوات سے ظاہر کی جا سکتی ہے۔ سہولت کی خاطر ہم پانی کے لیے علامت aq(آبی) استعمال کریں گے۔
HCl(g)+10aq¦HCl-10aq
ΔH = — 69.01 KJ/mol
آئیے اینتھالپی تبدیلیوں کا مندرجہ ذیل سیٹ ملاحظہ کریں:
ΔH کی قدریں محلل کی زیادہ مقدار استعمال کی جاتی ہے، محلول کی اینتھالپی ایک انتہائی قدر (Limiting Value) کے نزدیک تر ہوتی ہے ، یعنی کہ ، لا محدود ہلکے محلول میں قدر کے -ہائیڈروکلورک تیزاب کے لیے ΔH کی یہ قدر مسادات(5-3) میں دی گئی ہے۔
مساداتوں کے مندرجہ بالا سیٹ میں ، اگر ہم پہلی سادات (مسادات S-1)کو دوسری مسادات(مسادات S-2) میں سے نفی کریں ، تو حاصل ہوتا ہے:
ΔHکی یہ قدر ، (-0.76 KJ/mol)، ہلکاؤ کی اینتھالپی ہے۔
یہ محلول میں مزید محلل شامل کرنے پر ارد گرد سے لی گئی حرارت ہے۔ کسی محلول کے ہلکاؤ کی اینتھالپی ، آغازی محلول کے ارتکاز اور اس میں مزید شامل کیے گئے محلول کی مقدار کے تابع ہے۔
6.6 از خود کاری (Spontaneity)
حرحرکیات کا پہلا قانون ہمیں جذب ہوئی حرارت اور نظام کے ذریعے یا نظام پر کیے گئے کام کے مابین رشتہ بتاتا ہے۔ یہ حرارت کے بہنے کے سمت پر کوئی پابندی عائد نہیں کرتا۔ لیکن حرارت کا بہاؤ یک سمتی (Unidirectional)ہوتا ہے، مقابلتاً زیادہ درجہ حرارت سے کم درجہ حرارت کی طرف۔ دراصل قدرتی طور پر ہونے والے تمام عمل، چاہے کیمیائی ہوں یا طبعی، از خود طور پر (Spontaneously)صرف ایک ہی سمت میں ہوتے ہیں۔ مثال کے طور پر، دستیاب حجم کو بھرنے کے لیے پھیلتی ہوئی گیس، کاربن کا ڈائی آکسیجن میں جل کر کاربن ڈائی آکسائڈ بنانا۔
لیکن حرارت ایک ٹھنڈے جسم سے گرم جسم کی طرف اپنے آپ نہیں بہے گی۔ ایک برتن میں بھری ہوئی گیس خودبخود ایک کونے میں نہیں سکڑے گی اور نہ ہی کاربن ڈائی آکسائڈ خودبخود کاربن اور ڈائی آکسیجن تشکیل دے گی۔ ایسی اور بہت سی دوسری خودبخود ہونے والی تبدیلیاں صرف ایک ہی سمت میں ہوتی ہیں۔ہم پوچھ سکتے ہیں کہ خودبخود ہونے والی تبدیلیوں کے پیچھے کون سی قوت کارفرما ہے؟ ایک خودبخود تبدیلی کی سمت کا تعین کون کرتا ہے؟اس حصّہ میں، ہم ایسے عملوں کے لیے، آیا وہ ہوں گے یا نہیں کوئی عیار (Criterion) طے کریں گے۔
آئیے پہلے سمجھیں کہ ازخود تعامل یا تبدیلی کا کیا مطلب ہے۔ آپ اپنے عام مشاہدہ کی بنا پر سوچ سکتے ہیں کہ ایک ازخود تعامل وہ ہے جو متعاملات کے درمیان رابطہ (Contact) قائم ہوتے ہی، فوراً واقع ہوجاتا ہے۔ ہائڈروجن اور آکسیجن کے اتحاد (Combination) کو لیجیے۔ ان گیسوں کا ایک آمیزہ تیار کرکے کمرہ کے درجہ حرارت پر اگر کئی برسوں تک بھی رکھا رہنے دیا جائے تو کوئی قابلِ لحاظ تبدیلی نہیں ہوگی۔ حالانکہ، ان کے درمیان تعامل ہورہا ہے، لیکن اس کی شرح بہت ہی کم ہے۔ لیکن پھر بھی یہ ازخود تعامل کہلاتا ہے۔ یعنی کہ ازخود کاری کا مطلب ہے کہ بغیر کسی بیرونی ایجنسی کی مدد کے آگے بڑھنے کی صلاحیت ہونا۔ لیکن یہ تعامل یاعمل کی شرح کے بارے میں کچھ نہیں بتاتا۔ ازخود تعامل یا عمل کا دوسرا پہلو یہ ہے کہ ازخود تعامل یا عمل اپنے آپ اپنی سمت نہیں تبدیل کرسکتے۔ ہم اس کا خلاصہ اس طرح کر سکتے ہیں:
از خود عمل ایک غیر رجعتی عمل (Irreversible Process) ہے اور اسے کسی بیرونی ایجنسی کے ذریعے ہی رجعتی (reversible) بنایا جاسکتا ہے۔
(a) کیا اینتھالپی میں کمی آنا، ازخود روی کا عیار ہے؟
(Its Decrease in Enthalpy a Criterion for spontanity?)
اگر ہم ایسے مظاہر کو جانچیں، جیسے پہاڑی سے پانی کا نیچے بہنا یا ایک پتھر کا زمین پر گرنا، تو ہم پاتے ہیں کہ تبدیلی کی سمت میں، مضمر توانائی (Potential Energy) میں نیٹ کمی (Net Decrease) آتی ہے۔ اس مثال سے متاثر ہوکر ہم یہ کہہ سکتے ہیں کہ ایک کیمیائی تعامل ایک دی ہوئی سمت میں ازخود ہوتا ہے، کیونکہ توانائی میں کمی ہوتی ہے، جیسا کہ حرارت زا تعاملات میں ہوتا ہے۔ مثلاً
متعاملات سے ماحصلات تک پہنچنے میں، اینتھالپی میں آنے والی کمی، کسی بھی حرارت زا تعامل کے لیے ایک اینتھالپی ڈائیگرام کے ذریعے دکھائی جاسکتی ہے، جیسا کہ شکل 6.1(a)میں دکھایا گیا ہے۔
اس لیے یہ مفروضہ کہ ایک کیمیائی تعامل کے لیے، لگ رہی قوت، توانائی میں کمی کی وجہ سے ہوسکتی ہے، اب تک کے ثبوتوں کی بنیاد پر قابلِ توجیہ ہوسکتا ہے۔
آئیے، اب مندرجہ ذیل تعاملات کو جانچیں:
یہ تعاملات گو کہ حرارت خور ہیں، پھر بھی خودبخود ہونے والے تعاملات ہیں۔ اینتھالپی میں اضافہ ایک اینتھالپی ڈائیگرام کے ذریعے ظاہر کیا جاسکتا ہے۔ جیسا کہ شکل 6.10(b) میں دکھایا گیا ہے۔
ماحصلات کی کل اینتھالپی
متعملات کی کل اینتھا لپی
تعامل میں نکلنے والی خالص حرارت
ماحصلات تعاملات
تعامل مختص
شکل 6.1 حرارت از تعاملات کے لیے ایتھالپی ڈائگرام
متعملات کی کل ایتھالپی
تعاملات میں ماحﷺل سے جزب ہوئی خالص حرارت
ماحصلات کی کل انتھالپی
ماحصلات متعاملات
تعامل مختصات
شکل(b) 6.1: حرارت خور تعاملات کے لیے ایتھالپی ڈائگرام
اس لیے، یہ ظاہر ہوجاتا ہے کہ اینتھالپی میں کمی آنا، از خود روی کے عوامل میں سے ایک ہوسکتا ہے لیکن یہ ہر صورت میں صادق نہیں ہے۔
(b) اینٹراپی اور ازخود روی
(Entropy and Spontaneity)
پھر ایک از خود عمل کو دی ہوئی سمت میں کون لے جاتا ہے؟ آئیے ایک ایسی مثال لیں، جس میں DH = 0یعنی کہ اینتھالپی میں کوئی تبدیلی نہیں ہورہی ہو، پھر بھی عمل، ازخود ہو۔
آئیے، ایک ایسے برتن میں دو گیسوں کا نفوذ (Diffusion) دیکھیں جسے ماحول سے جدا کردیا گیا ہو۔ جیسا کہ شکل (6.11) میں دکھایا گیا ہے۔
دو گیسیں، فرض کیا Aاور B بالترتیب کالے اور سفید نقطوں سے، ظاہر کی گئی ہیں، اور انھیں ایک متحرک دیوار (Movable Partition)کے ذریعے ایک دوسرے سے علیحدہ کردیا گیا ہے [شکل 6.11(a)]۔ جب دیوار کو ہٹا لیا جاتا ہے [شکل 6.11(b)]، تو گیسوں کا ایک دوسرے میں نفوذ شروع ہوجاتاہے اور کچھ وقت کے بعد یہ نفوذ مکمل ہوجاتا ہے۔
شکل 6.11 دو گیسوں کا نفوذ
آئیے، اس عمل کو جانچیں۔ جب تک تقسیم کے لیے کی دیوار بنائی نہیں گئی تھی، اگر ہم بائیں برتن میں سے گیس کے سالمات اٹھاتے، تو ہم یقین سے کہہ سکتے تھے کہ یہ Aگیس کے سالمات ہیں اور اسی طرح اگر ہم دائیں برتن میں سے گیس سالمات اٹھاتے تو بھی ہم یقین کسے ساتھ کہہ سکتے تھے کہ یہ Bگیس کے سالمات ہیں۔ لیکن جب بٹوارے کی دیوار ہٹا دی گئی، اب ہم یقین سے نہیں کہہ سکتے کہ اٹھائے جانے والے سالمات گیس Aکے ہیں یا گیس Bکے۔ ہم کہتے ہیں کہ اب نظام کم قابلِ پیشین گوئی ہے یا زیادہ درہم برہم ہے۔
اب ہم ایک مزید مفروضہ (Postulate)تشکیل دے سکتے ہیں: ایک جدا کیے ہوئے (Isolated) نظام میں، نظام کی توانائی کا رجحان ہمیشہ یہ ہوتا ہے کہ وہ زیادہ بے ترتیب یا درہم برہم ہوجائے اور اسے ازخود تبدیلی کے لیے عیار مانا جاسکتا ہے۔
یہاں‘ ہم ایک اور حرحرکیاتی تفاعل کو متعارف کراتے ہیں، جسے اینٹراپی (Entropy) کہتے ہیں اور اسے Sسے ظاہر کرتے ہیں۔ اوپر جس بے ترتیبی کا ذکر کیا گیا، وہ دراصل اینٹراپی کا ظہور ہے۔ ایک ذہنی تصویر تشکیل دینے کے لیے، ہم تصور کرسکتے ہیں کہ اینٹراپی، نظام کی بے ترتیبی کے درجہ کی ناپ ہے۔ ایک جدا کیے ہوئے نظام میں جتنی بے ترتیبی زیادہ ہوگی، اس کی اینٹراپی بھی اتنی ہی زیادہ ہوگی۔ جہاں تک ایک کیمیائی تعامل کا تعلق ہے، یہ سمجھا جاسکتا ہے کہ اینٹراپی کی یہ تبدیلی، ایٹموں اور آینوں کی از سر نو ترتیب کی وجہ سے ہے جو متعاملات کے ایک نمونے سے، ماحصلات کے دوسرے نمونے میں مرتب ہونے کی وجہ سے ہوتی ہے۔ اگر ماحصلات کی ساخت (Structure)، متعاملات کی ساخت کے مقابلے میں بہت زیادہ بے ترتیب ہے، تو اینٹراپی کے حاصل (Resultant) میں اضافہ ہوگا۔ ایک کیمیائی تعامل کے دوران ہونے والی اینٹراپی تبدیلی کا کیفیتی تخمینہ، تعامل میں حصّہ لینے والی انواع کی ساخت کو سامنے رکھ کر لگایا جاسکتا ہے۔ ساخت کی باقاعدگی (Regularity of Structure) میں کمی کا مطلب ہے اینٹراپی میں اضافہ۔ ایک دی ہوئی شے کے لیے، قلمی ٹھوس حالت (Crystalline Solid State)‘ سب سے کم اینٹراپی (سب سے زیادہ منظم حالت ہے۔) گیسی حالت، سب سے زیادہ اینٹراپی کی حالت ہے۔
آئیے، اب اینٹراپی کو مقداری شکل میں ظاہر کرنے کی کوشش کریں۔ سالمات میں بے ترتیبی کا درجہ یا توانائی کی درہم برہم تقسیم کا حساب لگانے کے لیے شماریاتی طریقوں (Statistical Methods) کا استعمال ہوسکتا ہے، جو اس درجہ کے معیار کے مطابق نہیں ہے۔ اسے آپ اعلیٰ درجات میں سیکھیں گے۔ دوسرا طریقہ یہ ہے کہ اس عمل کا ایک عمل میں خارج ہونے والی حرارت سے رشتہ قائم کیا جائے، جو اینٹراپی کو ایک حرحرکیاتی تصور بنادے گا۔ اینٹراپی کسی بھی دوسری حرحرکیاتی خاصیت، جیسے داخلی توانائی Uیا اینتھالپی Hکی طرح ایک حالت تفاعل ہے اور DH راستہ پر منحصر نہیں ہے۔
جب بھی کسی نظام میں حرارت داخل کی جاتی ہے، یہ سالماتی حرکات میں اضافہ کردیتی ہے، جس کی وجہ سے نظام کی بے ترتیبی میں اضافہ ہوجاتا ہے۔ اس لیے، حرارت q نظام میں بے ترتیبی اثر پیدا کرتی ہے۔ کیا اب ہم DS اور qمیں مساوات لکھ سکتے ہیں؟ انتظار کیجیے۔ تجربہ بتاتا ہے کہ حرارت کی تقسیم اس درجہ حرارت پر بھی منحصر ہے، جس پر حرارت نظام میں داخل کی گئی ہے۔ اس نظام میں جو مقابلتاً زیادہ درجہ حرارت پر ہے، کم درجہ حرارت والے نظام کے مقابلے میں، زیادہ بے ترتیبی ہوتی ہے۔ اس لیے، درجہ حرارت نظام میں ذرات کی اوسط بے ترتیب حرکت کی پیمائش ہے۔ اس لیے، ایک نظام میں مقابلتاً کم درجہ حرارت پر شامل کی گئی حرارت کی ایک مقدار، زیادہ درجہ حرارت پر شامل کی گئی یکساں مقدار کے مقابلے میں زیادہ بے ترتیبی پیدا کرے گی۔ اس سے معلوم ہوتا ہے کہ اینٹراپی تبدیلی، درجہ حرارت کے مقلوب متناسب (Inversely Proportional) ہے۔
ایک رجعتی تعامل کے لیے، ΔS کا qاور Tسے رشتہ ہے:
ایک ازخودعمل کے لیے، نظام اور ماحول کی اینٹراپی تبدیلی 
دی جاتی ہے ۔
دی جاتی ہے ۔
جب ایک نظام حالتِ توازن میں ہوتا ہے، تو اینٹراپی ازحد (Maximum)ہوتی ہے، اور اینٹراپی تبدیلی، DS = 0
ہم کہہ سکتے ہیں کہ ایک ازخود عمل کے لیے اینٹراپی بڑھتی ہے؛ یہاں تک کہ وہ ازحد ہوجاتی ہے اور حالتِ توازن میں اینٹراپی تبدیلی صفر ہوتی ہے۔ کیونکہ اینٹراپی ایک حالت خاصیت ہے، ہم ایک رجعتی تعامل کی اینٹراپی میں تبدیلی کا حساب مندرجہ ذیل طریقے سے لگا سکتے ہیں:
ہم پاتے ہیں کہ ایک مثالی گیس کے رجعتی اور غیر رجعتی دونوں قسم کے پھیلاؤ کے لیے ΔU = 0 لیکن 
غیر رجعتی عمل کے لیے صفر نہیں ہے۔ اس لیے DU رجعتی اور غیر رجعتی عملوں میں تفریق نہیں کرتا جبکہ DS کرتا ہے۔
غیر رجعتی عمل کے لیے صفر نہیں ہے۔ اس لیے DU رجعتی اور غیر رجعتی عملوں میں تفریق نہیں کرتا جبکہ DS کرتا ہے۔مسئلہ6.10
پیشین گوئی کیجیے کہ مندرجہ ذیل میں سے کس میں اینٹراپی میں اضافہ ہوگا/ کمی ہوگی۔
(i) ایک مائع کی ٹھوس میں قلم سازی۔
(ii) ایک قلمی ٹھوس کا درجہ حرارت 0 K سے بڑھا کر 115Kکر دیا جاتاہے۔
حل
(i) جمنے کے بعد، سالمات ایک مرتب حالت اختیار کرلیتے ہیں، اس لیے اینٹراپی کم ہوگی۔
پر، اجزائے ترکیبی ذرات ساکت ہوتے ہیں اور اینٹراپی کم ترین (Minimum) ہوتی ہے۔ اگر درجہ حرارت 115Kتک بڑھا دیا جائے، تو یہ ذرات حرکت کرنا اور لیٹس میں اپنی توازنی حالتوں کے گرد اہتزاز کرنا شروع کردیتے ہیں اور نظام زیادہ بے ترتیب ہوجاتا ہے، اس لیے اینٹراپی میں اضافہ ہوگا۔(iii) متعامل،
ایک ٹھوس ہے اور اس کی اینٹراپی کی قدر کم ہے۔ ماحصلات میں، ایک ٹھوس ہے اور دو گیسیں ہیں، اس لیے ماحصلات مقابلتاً زیادہ اینٹراپی کی حالت ظاہر کرتے ہیں۔
ایک ٹھوس ہے اور اس کی اینٹراپی کی قدر کم ہے۔ ماحصلات میں، ایک ٹھوس ہے اور دو گیسیں ہیں، اس لیے ماحصلات مقابلتاً زیادہ اینٹراپی کی حالت ظاہر کرتے ہیں۔(iv) یہاں ایک سالمہ سے دو ایٹم حاصل ہوتے ہیں، یعنی کہ ذرات کی تعداد میں اضافہ ہوتا ہے، جو زیادہ بے ترتیب حالت کی طرف لے جاتاہے۔ H کے دو ایٹموں کی اینٹراپی، ڈائی ہائڈروجن کے ایک سالمات کی اینٹراپی کے مقابلے میں زیادہ ہوگی۔
مسئلہ6.11
لوہے کی تکسید کے لیے:
اینٹراپی تبدیلی 298Kپر 
ہے۔ باوجود کہ اس تعامل کی اینٹراپی تبدیلی منفی ہے، یہ ازخود تعامل کیوں ہے؟ (اس تعامل کے لیے 
ہے۔ باوجود کہ اس تعامل کی اینٹراپی تبدیلی منفی ہے، یہ ازخود تعامل کیوں ہے؟ (اس تعامل کے لیے حل
ہم ایک تعامل کے ازخود ہونے کا فیصلہ :
سے کرتے ہیں۔
کا حساب لگانے کے لیے ہمیں اطراف کے ذریعے جذب کی گئی حرارت کو مد نظر رکھنا ہوگا، جو 
کے مساوی ہے۔ درجہ حرارت Tپر، ماحول کی اینٹراپی تبدیلی ہے:(مستقل دباؤ پر) 
اس لیے، اس تعامل کے لیے کل اینٹراپی تبدیلی:
یہ ظاہر کرتا ہے کہ مندرجہ بالا تعامل ایک ازخود تعامل ہے۔
(c) گِبس توانائی اور ازخود روی
(Gibbis Energy and sponlaneity)
ہم دیکھ چکے ہیں کہ یہ کل اینٹراپی تبدیلی 
ہے جو کسی تعامل کے از خود ہونے کا فیصلہ کرتی ہے۔ لیکن زیادہ تر کیمیائی تعاملات یا تو ’بند نظام‘ یا ’کھلے نظام‘ کے زمرے میں آتے ہیں۔ اس لیے زیادہ تر کیمیائی تعاملات میں اینتھالپی اور اینٹراپی دونوں تبدیل ہوتی ہیں۔ پچھلے سیکشنوں میں کی گئی بحث سے یہ صاف ہوجاتاہے کہ صرف نہ تو اینتھالپی میں کمی اور نہ ہی اینٹراپی میں اضافہ، ان نظاموں کے لیے خودبخود تبدیلی کی سمت کا تعین کرتے ہیں۔
ہے جو کسی تعامل کے از خود ہونے کا فیصلہ کرتی ہے۔ لیکن زیادہ تر کیمیائی تعاملات یا تو ’بند نظام‘ یا ’کھلے نظام‘ کے زمرے میں آتے ہیں۔ اس لیے زیادہ تر کیمیائی تعاملات میں اینتھالپی اور اینٹراپی دونوں تبدیل ہوتی ہیں۔ پچھلے سیکشنوں میں کی گئی بحث سے یہ صاف ہوجاتاہے کہ صرف نہ تو اینتھالپی میں کمی اور نہ ہی اینٹراپی میں اضافہ، ان نظاموں کے لیے خودبخود تبدیلی کی سمت کا تعین کرتے ہیں۔ اس مقصد کے لیے، ہم ایک نئے حرحرکیاتی تفاعل کی تعریف کرتے ہیں، جو گبس توانائی یا گبس تفاعل (Gibbs function) G کہلاتا ہے:
گبس تفاعل Gایک وسیع خاصیت (extensive property) ہے اور ایک حالت تفاعل ہے۔
نظام کے لیے، گبس توانائی میں تبدیلی، مندرجہ ذیل طریقے سے لکھی جاسکتی ہے:
مستقل درجہ حرارت پر 
عام طور سے زیریں علامت 'system' نہیں لکھی جاتی اور ہم سادہ شکل میں مساوات لکھتے ہیں:
اینٹراپی تبدیلی ×درجہ حرارت - اینتھالپی تبدیلی = گبس توانائی تبدیلی، اور اسے گبس مساوات کہتے ہیں، جو کہ کیمسٹری کی اہم ترین مساواتوں میں سے ایک ہے۔ یہاں ہم نے ازخود روی کے لیے دونوں ارکان کو ایک ساتھ لیا ہے: توانائی (ΔH کی شکل میں) اور اینٹراپی (ΔS‘ بے ترتیبی کی پیمائش)، جیسا کہ اوپر بتایا جاچکا ہے۔ اگر ہم ابعادی طور پر تجزیہ کریں، تو ہم پاتے ہیں کہ ΔG کی اکائی، توانائی کی اکائی ہے، اس لیے کہ ΔH اور TΔS دونوں توانائی ارکان ہیں۔ کیونکہ :
آئیے اب دیکھیں کہ DG کا تعامل کی ازخود روی سے کیا رشتہ ہے۔
ہم جانتے ہیں کہ
اگر نظام اپنے اطراف کے ساتھ حرارتی توازن میں ہے تو ماحول کا درجہ حرارت اور نظام کا درجہ حرارت یکساں ہے۔ مزید ماحول کی اینتھالپی میں اضافہ، نظام کی حرارت نوعی میں کمی کے برابر ہے۔
اس لیے، ماحول کی اینٹراپی تبدیلی:
مندرجہ بالا مساوات کو دوبارہ ترتیب دینے پر
مساوات6.21 استعمال کرنے پر، مندرجہ بالا مساوات لکھی جاسکتی ہے۔
ایک تعامل کی اینتھالپی تبدیلی ہے۔ 
وہ توانائی ہے جو کہ مفید کام کرنے کے لیے دستیاب نہیں ہے۔ اس لیے 
وہ خالص توانائی ہے جو کہ مفید کام کرنے کے لیے دستیاب ہے اور اس لیے آزاد توانائی (Free Energy) کی پیمائش ہے ۔ اس لیے، اسے تعامل کی آزاد توانائی (Free Energy of the Reaction) بھی کہتے ہیں۔ مستقل دباؤ اور درجہ حرارت پر، ازخودروی کا عیار (Criteria) مہیا کرتی ہے۔ (i) اگر منفی ہے (<O)، تو عمل ازخود ہے۔
منفی ہے (<O)، تو عمل ازخود ہے۔ (ii) اگر مثبت ہے (>O)، تو عمل ازخود نہیں ہے۔
مثبت ہے (>O)، تو عمل ازخود نہیں ہے۔ نوٹ: اگر ایک تعامل کی اینتھالپی تبدیلی اور اینٹراپی تبدیلی مثبت ہو، تو وہ اس وقت ازخود ہوسکتا ہے جبکہ 
اتنی زیادہ ہو کہ 
سے بڑھ جائے۔ یہ دو طرح سے ہوسکتا ہے: (a)نظام کی مثبت اینٹراپی تبدیلی کی قدر کم ہو، جس صورت میں Tکا بڑا ہونا لازمی ہے۔
اتنی زیادہ ہو کہ سے بڑھ جائے۔ یہ دو طرح سے ہوسکتا ہے: (a)نظام کی مثبت اینٹراپی تبدیلی کی قدر کم ہو، جس صورت میں Tکا بڑا ہونا لازمی ہے۔ (b) نظام کی مثبت اینٹراپی تبدیلی کی قدر بڑی ہوسکتی ہے۔ ایسی صورت میں T کم ہوسکتا ہے۔ اول الذکر ان وجوہات میں سے ایک ہے، جن وجوہات کی بنا پر تعاملات عام طور سے زیادہ درجہ حرارت پر کیے جاتے ہیں۔ جدول 6.4میں تعاملات ازخودروی پر درجہ حرارت کے اثر کا خلاصہ پیش کیا گیا ہے۔
| تفصیل* | ΔrG⊖ | ΔrS⊖ | ΔrH⊖ |
| تعامل درجہ حرارت کی تمام قدروں پر ازخود ہے | - | + | - |
| تعامل درجہ حرارت کی کم قدر پر ازخود ہے | (کم Tپر) | - | - |
| تعامل درجہ حرارت کی اونچی قدر پر غیر ازخود ہے | (اونچے Tپر) | - | - |
| تعامل درجہ حرارت کی کم قدر پر غیر ازخود ہے | (کم Tپر) | + | + |
| تعامل درجہ حرارت کی اونچی قدر پر ازخود ہے | (اونچے Tپر) | + | + |
| تعامل درجہ حرارت کی تمام قدروں پر غیر ازخود ہے | (Tکی تمام قدروں پر) | - | + |
* (اصطلاح کم درجہ حرارت اور بہت زیادہ درجہ حرارت اضافی (Relative) ہیں۔ایک مخصوص تعامل کے لیے،بہت زیادہ درجہ حرارت کا مطلب کمرہ کا درجہ حرارت بھی ہو سکتا ہے۔)
(d) اینٹراپی اور حر حررکیات کا دوسرا قانون
ہم جانتے ہیں کہ ایک جدا گانہ نظام کے لیے توانائی کی تبدیلی مستقل رہتی ہے۔ لہٰذا ایسے نظاموں میں اینٹرابی میں اضافہ از خود تبدیلی کی فطری سمت ہے۔یہ، در حقیقت حر حرکیات کا دوسرا قانون ہے۔ حر حرکیات کے پہلے قانون کی ہی طرح دوسرے قانون کو بھی کئی طرح سے بیان کیا جا سکتا ہے۔ حر حرکیات کا دوسرا قانون اس بات کی وضاحت کرتا ہے کہ از خود واقع ہونے والے حرارت زاتعاملات (Exothermic Reactions) اتنے عام کیوں ہیں۔ حرارت ز ا تعاملات میں تعامل کے ذریعے خارج ہونے والی حرارت اطراف کی بے تر تیبی کو بڑھا دیتی ہے اور مجموعی اینٹراپی تبدیلی مثبت ہوتی ہے جو تعامل کو از خود واقع ہونے والا بنا دیتی ہے۔
(e) مطلق اینٹراپی اور حر حرکیات کا تیسرا قانون
کسی شے کے سالمات کسی بھی سمت میں ایک مستقیم خط میںحرکت کر سکتے ہیں، یہ کسی لٹو کی طرح گردش کر سکتے ہیں اور سالمات میں موجود بانڈ کے اندر کھنچاؤیا انقباض ہو سکتا ہے۔ سالمات کی ان حرکات کو بالترتیب ٹرانسلیشنل (Translational)، گردشی (Rotational) اور ارتعاشی (Virbrational) حرکت کہا جاتا ہے۔ جب نظام کے درجۂ حرارت میں اضافہ ہوتا ہے تو یہ حرکت مزید شدت اختیار کر لیتی ہیں اور اینٹراپی میں اضافہ ہو جاتا ہے۔ دوسری طرف ، جب درجۂ حرارت میں کمی واقع ہوتی ہے تو اینٹراپی کم ہو جاتی ہے۔ کسی بھی خالص کرسٹلی شے کی اینٹراپی اس وقت صفر پر پہنچ جاتی ہے جب درجۂ حرارت مطلق صفر کو پہنچنے لگتا ہے۔ اسے حر حرکیات کا تیسرا قانون کہتے ہیں۔ ایسا اس لیے ہے کیوں کہ مطلق صفر پر کرسٹل میں ایک کامل ترتیب موجودہوتی ہے۔ یہ بیان کرسٹلی ٹھوس اشیا تک ہی محدود ہے کیوں کہ نظریاتی دلائل اور تجرباتی ثبوت یہ ظاہر کرتے ہیں کہ محلول اور انتہائی ٹھنڈی رفیق اشیا کی اینٹراپی 0K پر صفر نہیں ہوتی ۔ تیسرے قانون کی اہمیت اس حقیقت میں پوشیدہ ہے کہ اس کی مدد سے صرف حرارتی اعداد شمار کے ذریعے خالص اشیا کی اینٹراپی کی مطلق قدروں کی تحسیب کی جا سکتی ہے۔ خالص اشیا کے لیے، اس کام کو 0K سے 298K تک بڑھا کر 
کے مجموعہ کی مدد سے انجام دیا جا سکتا ہے۔ ہیس قانون کی تحسیب کے ذریعے معیاری اینٹراپی تبدیلیوں کی تحسیب کے لیے معیاری اینٹراپی کا استعمال کیا جا سکتا ہے۔
کے مجموعہ کی مدد سے انجام دیا جا سکتا ہے۔ ہیس قانون کی تحسیب کے ذریعے معیاری اینٹراپی تبدیلیوں کی تحسیب کے لیے معیاری اینٹراپی کا استعمال کیا جا سکتا ہے۔ 6.7گبس توانائی تبدیلی اور توازن
(Gibbs Energy Change and Equilibrium)
ہم دیکھ چکے ہیں کہ ایک کیمیائی تعامل کی آزاد توانائی تبدیلی کی علامت اور عددی قدر کی معلومات کس طرح مندرجہ ذیل میں مدد کرتی ہے۔
(i) کیمیائی تعامل کی ازخود روی کی پیشین گوئی۔
(ii) اس سے اخذ کیے جاسکنے والے کارآمد کام کی پیشین گوئی۔
اب تک ہم نے غیر رجعتی تعاملات میں آزاد توانائی تبدیلیاں ملاحظہ کی ہیں۔ آئیے اب رجعتی تعاملات میں آزاد توانائی تبدیلیوں کا معائنہ کریں۔
بالکل درست حرحرکیاتی معنوں میں، رجعتی ایک ایسے عمل کو کرنے کا ایک خاص طریقہ ہے، جس میں کہ نظام ہر وقت اپنے ماحول کے ساتھ مکمل توازن میں رہتا ہے۔ اصطلاح رجعتی یہ نشاندہی کرتی ہے کہ دیا ہوا تعامل دونوں سمتوں میں سے ہر ایک میں یہ بہ یک وقت ہوسکتا ہے، اس طرح ایک حرکیاتی توازن (Dynamic Equilibrium) قائم ہوجاتا ہے۔ اس کا مطلب ہے کہ دونوں سمتوں میں تعاملات اس طرح آگے بڑھنے چاہئیں کہ آزاد توانائی میں کمی ہو، جو ناممکن ہے۔ یہ اسی وقت ممکن ہے، جبکہ حالت توازن پر نظام کی آزاد توانائی کم سے کم ہو۔ اگر ایسا نہیں ہوگا، تو نظام خودبخود کم آزاد توانائی کے تشکل (Configuration) میں تبدیل ہوجائے گا۔
اسی لیے، توازن کا عیارہے:
ایک تعامل کے لیے، جس میں تمام متعاملات اور ماحصلات اپنی معیاری حالت میں ہوں، گبس توانائی 
اور تعامل کے توازن مستقل کے مابین رشتہ ہے:
اور تعامل کے توازن مستقل کے مابین رشتہ ہے:
ہم یہ بھی جانتے ہیں کہ :
(6.24) بہت زیادہ حرارت خور (Strongly endothermic) تعاملات کے لیے، 
کی قدر بڑی اور مثبت ہوسکتی ہے۔ ایسی صورت میں، Kکی قدر 1سے بہت کم ہوگی اور تعامل میں کچھ زیادہ ماحصلات کی تشکیل کا امکان نہیں ہے۔ حرارت زا تعاملات میں، 
کی قدر زیادہ اور منفی ہوتی ہے اور 
کی قدر بھی زیادہ اور منفی ہونے کا امکان ہے۔ ایسی صورت میں K،1سے بہت بڑا ہوگا۔ ہم امید کرسکتے ہیں کہ بہت زیادہ حرارت زا تعاملات میں K زیادہ ہوگا اور یہ تعاملات اپنے اختتام کے قریب پہنچ جائیں گے۔ اگر ایک تعامل کی اینٹراپی تبدیلیوں کا بھی لحاظ رکھا جائے تو
پر بھی منحصر ہے، اس لیے 
کے منفی یا مثبت ہونے سے بھی K کی قدر یا کیمیائی تعامل کی وسعت متاثر ہوگی۔
کی قدر بڑی اور مثبت ہوسکتی ہے۔ ایسی صورت میں، Kکی قدر 1سے بہت کم ہوگی اور تعامل میں کچھ زیادہ ماحصلات کی تشکیل کا امکان نہیں ہے۔ حرارت زا تعاملات میں، کی قدر زیادہ اور منفی ہوتی ہے اور کی قدر بھی زیادہ اور منفی ہونے کا امکان ہے۔ ایسی صورت میں K،1سے بہت بڑا ہوگا۔ ہم امید کرسکتے ہیں کہ بہت زیادہ حرارت زا تعاملات میں K زیادہ ہوگا اور یہ تعاملات اپنے اختتام کے قریب پہنچ جائیں گے۔ اگر ایک تعامل کی اینٹراپی تبدیلیوں کا بھی لحاظ رکھا جائے توپر بھی منحصر ہے، اس لیے کے منفی یا مثبت ہونے سے بھی K کی قدر یا کیمیائی تعامل کی وسعت متاثر ہوگی۔مساوات 6.24استعمال کرتے ہوئے:
(i) 
کی پیمائشوں سے 
کا تخمینہ کرنا ممکن ہے اور پھر ماحصلات کو کیفیتی طور پر حاصل کرنے کے لیے کسی بھی درجہ حرارت پر Tکی تحسیب کی جاتی ہے۔
کی پیمائشوں سے کا تخمینہ کرنا ممکن ہے اور پھر ماحصلات کو کیفیتی طور پر حاصل کرنے کے لیے کسی بھی درجہ حرارت پر Tکی تحسیب کی جاتی ہے۔(ii) اگر تجربہ گاہ میں Kکی براہِ راست پیمائش کی جاتی ہے تو کسی بھی دوسرے درجہ حرارت پر 
کا حساب لگایا جاسکتا ہے۔
کا حساب لگایا جاسکتا ہے۔مسئلہ6.12
آکسیجن کو اوزدن میں تبدیل کرنے کے لیے؛298Kپر، ⊖ΔrG کا حساب لگائیے۔
اگر اس تبدیلی کے لیے Kp = 2.47 × 10–29kg ہے۔
حل
ہم جانتے ہیں:
RT log Kp2.303 = ⊖ΔrG
R=8.314 JK-1 mol-1
اس لیے
mol -12.303 8.314 J K-1- =⊖ΔrG
(log 2.47*10-2s)*(298 K)
163000= Jmol-1
163 kJmol-1=
مسئلہ6.13
298Kپر مندرجہ ذیل تعامل کے لیے توازن مستقلہ کی قدر معلوم کیجیے۔
CO (g )+ (g)2HN3 NH² CONH2(aq) +H2O(l)
دیے ہوئے درجہ حرارت پر معیاری گبس توانائی تبدیلی ΔrG⊖,(-13.6kJmol-1) ہے۔
حل
ہم جانتے ہیں 
اس لیے
مسئلہ6.14
60°Cپر ڈائی نائٹروجن ٹیٹراآکسائڈ کا 50 فی صد افتراق ہوتا ہے۔ اس درجہ حرارت اور ایک فضائی دبائو پر معیاری آزاد توانائی تبدیلی کا حساب لگائیے۔
حل
(N2 O4 (g) 2NO2(g
اگرN2 O4کا افتراق 50% ہے تو دونوں اشیا کی مول کسر مندرجہ ذیل ہے۔
توازن مستقلہ Kp مندرجہ ذیل ہے:
کیونکہ
RT iN Kp- = ⊖ΔrG
-8.314 JK-1 mol-1) =⊖ΔrG) * (333 K)
*(2.303)*(0.1239)=-763.8kJ mol-1
خلاصہ
حرحرکیات میں کیمیائی اور طبعی عملوں کے دوران ہونے والی توانائی تبدیلیوں کا مطالعہ کیا جاتا ہے۔ حرحرکیات ہمیں اس لائق بناتی ہے کہ ان تبدیلیوں کا مقداری مطالعہ کرسکیں اور کارآمد پیشین گوئیاں کرسکیں۔ ان مقاصدکے لیے ہم کائنات کو ’نظام‘ اور اطراف میں تقسیم کرتے ہیں۔ کیمیائی یا طبعی عملوں میں V حرارت (q) کا یا تو اخراج ہوتا ہے یا پھر انجذاب ہوتا ہے، جس کا ایک جزو کام wمیں تبدیل کیا جاسکتاہے۔ یہ مقداریں حرحرکیات کے پہلے قانون کے ذریعے آپسی رشتے میں منسلک ہیں: (U=q+w)Δ-ΔUداخلی توانائی میں تبدیلی، صرف آغازی اور اختتامی حالتوں پر منحصر ہے اور ایک حالت تفاعل ہے، جبکہ qاور wراستے پر منحصر ہیںاور حالت تفاعلات نہیں ہیں۔ ہم qاورwکے لیے علامت قرارداد کا استعمال اس طرح کرتے ہیںکہ ان مقداروں کو مثبت علامت اس وقت دی جاتی ہے جب یہ نظام میں داخل (جمع) ہوتی ہیں۔ ہم ایک نظام سے دوسرے نظام میں منتقل ہونے والی حرارت کی پیمائش کرسکتے ہیں جو کہ درجہ حرارت میں تبدیلی کا باعث ہوتی ہے۔ درجہ حرارت میں اضافہ کی عددی قدر، شے کی حرارت گنجائش (C) پر منحصر ہے۔ اسی لیے خارج ہونے والی یا جذب ہونے والی حرارت:(q=CΔT)۔گیسوں کے پھیلنے کی صورت میں کام کی پیمائش کی جاسکتی ہے۔ :(w=-pexΔV)۔ رجعتی عملوں میں، حجم کی لاانتہا خفیف تبدیلیوں کے لیے، ہمpex=p‘ رکھ سکتے ہیںاور اس طرح: wrev=-pdV
اس حالت میں ہم گیس مساوات: pV-nRT استعمال کرسکتے ہیں۔
مستقل حجم پر، W=Oتب: ΔU=qv‘ یعنی کہ مستقل حجم پر حرارت منتقلی۔ لیکن کیمیائی تعاملات کے مطالعے میں عام طور پر دبائو مستقل ہوتا ہے۔ ہم ایک اور حالت تفاعل، اینتھالپی کی تعریف کرتے ہیں۔ اینتھالپی تبدیلی،ΔH=ΔH+Δn9RT براہِ راست، مستقل دبائو پر حرارتی تبدیلیوں سے معلوم کی جاسکتی ہےΔH=qp
اینتھالپی تبدیلیوں کی کئی قسمیں ہیں۔ ہئیت کی تبدیلیاں، جیسے گداخت، تبخیر اور تصعید عام طور سے مستقل درجہ حرارت پر ہوتی ہیں اور انھیں اینتھالپی تبدیلیوں کے ذریعے متعین کیا جاسکتا ہے، جو کہ ہمیشہ مثبت ہوتی ہیں۔ تشکیل کی حرارتِ نوعی، احتراق کی اینتھالپی اور دوسری اقسام کی اینتھالپی تبدیلیوں کی تحسیب ہیس کے قانون کے ذریعے کی جاسکتی ہے۔ کیمیائی تعاملات کے لیے اینتھالپی کی تحسیب کی جاسکتی ہے:
ΔH=qp
(متعاملات کی بندشی اینتھالپی)∑۔ (متعاملات کی بندشی اینتھالپی) ∑=⊖ΔrH
حرحرکیات کا پہلا قانون، کیمیائی تعاملات کی سمت کے بارے میں ہماری رہنمائی نہیں کرتا۔ یعنی کہ، یہ نہیں بتاتا کہ ایک کیمیائی تعامل کے پیچھے کون سی قوت کار فرما ہے۔ جدا کیے ہوئے (منفرد) نظاموں کے لیے:ΔU=0۔اسی مقصد کے لیے ہم ایک اور حالت تفاعل، اینٹراپی Sکو معرف کرتے ہیں۔ اینٹراپی، بے ترتیبی کی پیمائش ہے۔ ایک از خود تبدیلی کے لیے، کل اینٹراپی تبدیلی مثبت ہوتی ہے۔ اس لیے، ایک جدا کیے ہوئے (منفرد) نظام کے لیے:0<ΔU=0,ΔS، اس طرح اینٹراپی تبدیلی ایک ازخود تبدیلی میں امتیاز کرتی ہے جبکہ توانائی تبدیلی نہیں کرتی۔ اینٹراپی تبدیلی، مساوات:ΔS=qre/Tکے ذریعے ایک رجعتی عمل کے لیے، ناپی جاسکتی ہے۔ qre/T راستے پر منحصر نہیں ہے۔کیمیائی تعاملات عام طور سے مستقل دبائو پر کیے جاتے ہیں۔ اس لیے، ہم ایک اور حالت تفاعل، 'G' گبس توانائی کو معرف کرتے ہیں، جو کہ اینٹراپی اور اینتھالپی تبدیلیوں سے مساوات:
ΔrG=ΔrH-TΔrSے ذریعے منسلک ہے۔
ایک ازخود تبدیلی کے لیے:ΔGsys اور توازن پرΔGsys معیاری گبس توانائی تبدیلی کا توازن مستقل سے رشتہ ہے، مساوات:
-RT In K=⊖ΔrG
اس مساوات کے ذریعے Kکی تحسیب کی جاسکتی ہے، اگر ہمیں ⊖ΔrGمعلوم ہو، جو کہΔrG=ΔrH-TΔrS کے ذریعے معلوم کی جاسکتی ہے۔ درجہ حرارت اس مساوات میں ایک اہم جز ہے۔ کئی تعاملات جو غیر ازخود ہیں، ان نظاموں کے لیے جن کے تعامل کی اینٹراپی مثبت ہے، اونچے درجہ حرارت پر ازخود بنائے جاسکتے ہیں۔
مشقیں
6.1 درست جواب منتخب کیجیے۔ ایک حرحرکیاتی حالت تفاعل وہ مقدار ہے۔
(i) جو حرارتی تبدیلیاں معلوم کرنے کے لیے استعمال ہوتی ہے۔
(ii) جس کی قدر راستے پر منحصر نہیں ہے۔
(iii) جو دبائو۔ حجم کام معلوم کرنے کے لیے استعمال ہوتی ہے۔
(iv) جس کی قدر صرف درجہ حرارت پر منحصر ہے۔
6.2 ایک عمل کے ایڈیابیٹک حالت میں واقع ہونے کے لیے، درست شرط ہے:
(i)
DT = 0
(ii) Dp = 0
(iii) q = 0
(iv) w = 0
6.3 تمام عناصر کی اینتھالپی قدریں، ان کی معیاری حالتوں میں، ہوتی ہیں۔ ہر عنصر کے لیے مختلف
(i) وحدت (اکائی)
(ii) صفر
(iii) < 0
(iv) ہر عنصر کے لیے مختلف
6.4 میتھین (Methane)کے احتراق کے لیے ⊖ΔUہے (-* kJmol-1)ہے: ⊖ΔH کی قدر ہے۔
(i)
⊖Δ=U
(ii)
⊖Δ=U <
(iii)
⊖Δ=U>
(iv)
= 0
6.5 298Kپر،میتھین، گریفائٹ اور ڈائی ہائڈروجن کی احتراق کی اینتھالپی قدریں، بالترتیب، -890.3kJmol-1 -393.5kJmol-1 اور -285.8kJmol-1 ہیں۔ CH4(g)کی تشکیل کی اینتھالپی ہوگی:
(i)
-74.8 kJmol-1
(ii)
-52.27 kJmol-1
(iii)
+74.8 kJmol-1
(iv)
+52.26 kJmol-1
6.6 ایک تفاعل: A + B ® C + D + q کی اینٹراپی تبدیلی، مثبت ہے۔ تعامل
(i) اونچے درجہ حرارت پر ممکن ہوگا
(ii) صرف کم درجہ حرارت پر ممکن ہوگا
(iii) کسی بھی درجہ حرارت پر ممکن نہیں
(iv) ہر ایک درجہ حرارت پر ممکن ہے۔
6.7 ایک عمل میں، ایک نظام کے ذریعے 701Jحرارت جذب ہوتی ہے اور نظام کے ذریعے .394J کام کیا جاتا ہے۔ اس عمل کے لیے، داخلی توانائی میں تبدیلی کتنی ہے؟
6.8 سیانا مائڈNH2 CN(S)کا تعامل، بم کیلوری میٹر میں، ڈائی آکسیجن سے کرایا گیا اور 298Kپر، DU کی قدر -742.7 kJmol-1معلوم ہوئی۔ 298Kپر تعامل کے لیے اینتھالپی تبدیلی کا حساب لگائیے۔
6.9 60g ایلومینیم کا درجہ حرارت 35°C سے55°C تک بڑھانے کے لیے درکار حرارت کے kJکی تعداد کا حساب لگائیے۔ ایلومینیم (Al) کی مولر حرارتی گنجائش 24 Jmol-1 K-1ہے۔
6.10 پانی کے 1مول کو 10°C سے–10°C پر جمانے میں اینتھالپی تبدیلی کا حساب لگائیے۔ (0°C)
ΔfusH=6.03kJmol-1
75.3 Jmol-1=(Cp[H2O(1 =
36.8Jmol-1k-1=(Cp[H2O(s
6.11 کاربن کے CO2 میں احتراق کی اینتھالپی، -393.5kJmol-1ہے۔ کاربن اور ڈائی آکسیجن گیس سے CO2 کے 35.2گرام کی تشکیل میں خارج ہونے والی حرارت کا حساب لگائیے۔
6.12 CO(g)، CO2(g)، N2O(g) کی تشکیل کی اینتھالپی قدریں، بالترتیب، -110، -393، 81اور 9.7kJmol-1ہیں۔ تعامل:
,110-,(N2O4(g کے لیے ⊖ΔrHکی قدر معلوم کیجیے۔
6.13 دیا ہے,N2(g 2NH3(h ;ΔrH⊖ = -92.4kJmol-1))(NH3(g)
(NH3(g گیس کی تشکیل کی معیاری اینتھالپی کیا ہے؟
6.14 مندرجہ ذیل آنکڑوں سے CH3OH(1)کی تشکیل کی معیاری اینتھالپی کا حساب لگائیے:
6.15 عمل: C(g +4C1(g))(CC14(g)ثکے لیے اینتھالپی تبدیلی کا حساب لگائیے اور C - Cl4(g)میں C – Cl کی بندش اینتھالپی معلوم کیجیے۔
(CC14=30.5 kJ mol-1)⊖ΔvapH
(CC14 = -135.5 kJ mol-1)⊖ΔfH
(جہاں ⊖ΔaH ایٹومائزیشن کی اینتھالپی ہے)
(C = 715.0 kJ mol-1)⊖ΔaH
(C12 = 242 kJ mol-1)⊖ΔaH
6.16 ایک جدا کیے ہوئے (منفرد) نظام کے لیے، DU = 0 ، DS کی قدر کیا ہوگی؟
6.17 298K پر تعامل: 2A + B ® C کے لیے:ΔH=400 kJmol-1 ,S = 0.2 kJ K-1 mol-1,
اگر DH اور DSکو متعلقہ درجہ حرارت پر مستقل مان لیا جائے، تو کس درجہ حرارت پر تعامل ازخود ہوجائے گا؟
6.18 تعامل: C12(g)( 2C1(g) کے لیے DH اور DS کی علامتیں کیا ہوں گی؟
6.19 تعامل + B(g 2D(g))(2A(g)کے لیے-44.1 JK-1mol-1=⊖ΔSاور 44.1 JK-1-=⊖ΔS,تعامل کے لیے ⊖ΔGکا حساب لگائیے اور پیشین گوئی کیجیے کہ تعامل ازخود ہوگا یا نہیں۔
6.20 ایک تعامل کے لیے توازن مستقلہ 10ہے۔⊖ΔGکی قدر کیا ہوگی؟ T = 300K, R = 8.314 JKmol-1
6.21
(NO(gکے حرحرکیاتی استحکام پر تبصرہ کیجیے۔ دیا ہے۔
6.22 اطراف میں اینتھالپی تبدیلی کا حساب لگائیے جبکہ معیاری حالات میں ، (H2O(1کے 1.00مول تشکیل پاتے ہیں۔
kJ mol-1286 - = ⊖ΔfH