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Ch 5Thermodynamicsऊष्मागतिकीThermodynamics

System and surroundings, internal energy and the first law, work and enthalpy, calorimetry, Hess’s law and enthalpies of reactions, entropy, Gibbs energy and spontaneity.निकाय और परिवेश, आंतरिक ऊर्जा और प्रथम नियम, कार्य और एन्थैल्पी, कैलोरीमिति, हेस का नियम और अभिक्रिया एन्थैल्पी, एन्ट्रॉपी, गिब्ज़ ऊर्जा और स्वतःप्रवर्तिता।System aur surroundings, internal energy aur first law, work aur enthalpy, calorimetry, Hess law aur reaction enthalpies, entropy, Gibbs energy aur spontaneity.

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Diagrams in this chapterइस अध्याय के डायग्रामIs chapter ke diagrams

Open, closed and isolated systemsखुला, बंद और विलगित निकायOpen, closed and isolated systemsFig 5.2Pressure–volume work on a gas in a cylinderसिलिंडर में गैस पर दाब–आयतन कार्यPressure–volume work on a gas in a cylinderFig 5.5Bomb calorimeter (measures ΔU)बम कैलोरीमीटर (ΔU मापता है)Bomb calorimeter (measures ΔU)Fig 5.7Hess’s law: burning carbon in one step or twoहेस का नियम: कार्बन का एक या दो चरणों में दहनHess’s law: burning carbon in one step or twoSec 5.4.4Effect of temperature on spontaneityस्वतःप्रवर्तिता पर ताप का प्रभावEffect of temperature on spontaneityTable 5.4
In this chapter (NCERT sections)इस अध्याय में (NCERT खंड)Is chapter mein (NCERT sections)
  1. 5.1Thermodynamic termsऊष्मागतिकीय पदThermodynamic terms
  2. 5.2Work, enthalpy and heat capacityकार्य, एन्थैल्पी और ऊष्मा धारिताWork, enthalpy aur heat capacity
  3. 5.3Measuring ΔU and ΔH: calorimetryΔU और ΔH का मापन: कैलोरीमितिΔU aur ΔH naapna: calorimetry
  4. 5.4Enthalpy change of a reaction (ΔrH)अभिक्रिया की एन्थैल्पी परिवर्तन (ΔrH)Reaction ka enthalpy change (ΔrH)
  5. 5.5Enthalpies for different types of reactionsविभिन्न प्रकार की अभिक्रियाओं की एन्थैल्पीAlag-alag reactions ki enthalpy
  6. 5.6Spontaneity: entropy and Gibbs energyस्वतःप्रवर्तिता: एन्ट्रॉपी और गिब्ज़ ऊर्जाSpontaneity: entropy aur Gibbs energy
  7. 5.7Gibbs energy change and equilibriumगिब्ज़ ऊर्जा परिवर्तन और साम्यGibbs energy change aur equilibrium
  8. ★Yaad rakho — quick revisionयाद रखो — झटपट दोहरावYaad rakho — quick revision
  9. ⚠Common mistakesआम गलतियाँCommon mistakes
  10. ✎NCERT questions — short answersNCERT प्रश्न — संक्षिप्त उत्तरNCERT questions — short answers
  11. 🎯Quizक्विज़Quiz

5.1Thermodynamic termsऊष्मागतिकीय पदThermodynamic terms

The system is the part of the universe we study; everything else is the surroundings; together they make the universe. They are separated by a boundary (real or imaginary).निकाय ब्रह्मांड का वह भाग है जिसका हम अध्ययन करते हैं; बाकी सब परिवेश; दोनों मिलकर ब्रह्मांड। इन्हें एक परिसीमा (वास्तविक या काल्पनिक) अलग करती है।System universe ka wo hissa hai jiska hum study karte hain; baaki sab surroundings; dono milkar universe. Inhe ek boundary (real ya imaginary) alag karti hai.

Open, closed and isolated systemsखुला, बंद और विलगित निकायOpen, closed and isolated systemsNCERT Fig 5.2 · 3 tappable partsNCERT चित्र 5.2 · 3 टैप करने लायक हिस्सेNCERT Fig 5.2 · 3 tappable partsOpen

Types: open (matter and energy cross), closed (only energy crosses), isolated (nothing crosses). The state of a system is described by measurable state variables — p, V, T, n. A state function depends only on the state, not on how it was reached: U, H, S, G, p, V, T. Work and heat are path functions.प्रकार: खुला (द्रव्य और ऊर्जा दोनों), बंद (केवल ऊर्जा), विलगित (कुछ नहीं)। निकाय की अवस्था मापने योग्य अवस्था चरों — p, V, T, n — से बताते हैं। अवस्था फलन केवल अवस्था पर निर्भर, मार्ग पर नहीं: U, H, S, G, p, V, T। कार्य और ऊष्मा पथ फलन हैं।Types: open (matter aur energy dono), closed (sirf energy), isolated (kuch nahi). System ki state measurable state variables — p, V, T, n — se batate hain. State function sirf state par depend, raaste par nahi: U, H, S, G, p, V, T. Work aur heat path functions hain.

Internal energy U is the total energy of the system (chemical, electrical, mechanical …). It changes when heat passes in or out, or work is done on or by the system. In an adiabatic process no heat is exchanged (q = 0), so ΔU = wad. Sign convention (IUPAC): q and w are positive when energy goes into the system.आंतरिक ऊर्जा U निकाय की कुल ऊर्जा है (रासायनिक, विद्युत, यांत्रिक …)। यह ऊष्मा के आने-जाने या निकाय पर/द्वारा कार्य से बदलती है। रुद्धोष्म प्रक्रम में ऊष्मा विनिमय नहीं (q = 0), अतः ΔU = wad। चिह्न परिपाटी (IUPAC): निकाय में ऊर्जा आने पर q और w धनात्मक।Internal energy U system ki total energy hai (chemical, electrical, mechanical …). Ye heat aane-jaane ya system par/dwara work se badalti hai. Adiabatic process mein heat exchange nahi (q = 0), isliye ΔU = wad. Sign convention (IUPAC): system mein energy aaye to q aur w positive.

ΔU = q + w
first law of thermodynamics: energy of an isolated system is constantऊष्मागतिकी का प्रथम नियम: विलगित निकाय की ऊर्जा स्थिरthermodynamics ka first law: isolated system ki energy constant
NCERT Problem 5.1(i) No heat in, work w done on the system: ΔU = w — the wall is adiabatic.
(ii) No work, heat q given out: ΔU = −q — the wall is thermally conducting.
(iii) Work w done by the system, heat q supplied: ΔU = q − w — a closed system.NCERT प्रश्न 5.1(i) ऊष्मा नहीं, निकाय पर कार्य w: ΔU = w — रुद्धोष्म दीवार।
(ii) कार्य नहीं, ऊष्मा q बाहर: ΔU = −q — ऊष्मा-चालक दीवार।
(iii) निकाय द्वारा कार्य w, ऊष्मा q दी: ΔU = q − w — बंद निकाय।NCERT Problem 5.1(i) Heat nahi, system par work w: ΔU = w — adiabatic wall.
(ii) Work nahi, heat q bahar: ΔU = −q — conducting wall.
(iii) System dwara work w, heat q di: ΔU = q − w — closed system.

5.2Work, enthalpy and heat capacityकार्य, एन्थैल्पी और ऊष्मा धारिताWork, enthalpy aur heat capacity

Pressure–volume work on a gas in a cylinderसिलिंडर में गैस पर दाब–आयतन कार्यPressure–volume work on a gas in a cylinderNCERT Fig 5.5 · 4 tappable partsNCERT चित्र 5.5 · 4 टैप करने लायक हिस्सेNCERT Fig 5.5 · 4 tappable partsOpen

Pressure–volume work: a constant external pressure moving a piston does work w = −pₑₓΔV. In compression ΔV < 0, so w > 0. For a reversible isothermal expansion of an ideal gas (pressure kept infinitesimally balanced) w = −2.303 nRT log(Vf/Vi) — the maximum work. In free expansion (into vacuum, pₑₓ = 0) w = 0. For an isothermal ideal-gas process ΔU = 0, so q = −w.दाब–आयतन कार्य: स्थिर बाह्य दाब से पिस्टन चलने पर कार्य w = −pₑₓΔV। संपीडन में ΔV < 0, अतः w > 0। आदर्श गैस के उत्क्रमणीय समतापी प्रसार में (दाब हर क्षण लगभग संतुलित) w = −2.303 nRT log(Vf/Vi) — अधिकतम कार्य। मुक्त प्रसार (निर्वात में, pₑₓ = 0) में w = 0। आदर्श गैस के समतापी प्रक्रम में ΔU = 0, अतः q = −w।Pressure–volume work: constant external pressure se piston chalne par work w = −pₑₓΔV. Compression mein ΔV < 0, isliye w > 0. Ideal gas ke reversible isothermal expansion mein (pressure har pal lagbhag balanced) w = −2.303 nRT log(Vf/Vi) — maximum work. Free expansion (vacuum mein, pₑₓ = 0) mein w = 0. Ideal gas ke isothermal process mein ΔU = 0, isliye q = −w.

NCERT Problems 5.2–5.4: 2 L of gas at 10 atm expands isothermally to 10 L at 25 °C5.2 Into vacuum: pₑₓ = 0 → w = 0, q = 0.
5.3 Against 1 atm: q = −w = pₑₓΔV = 1 × (10 − 2) = 8 L atm (≈ 811 J).
5.4 Reversibly, 1 mol: q = −w = 2.303 nRT log(Vf/Vi) = 2.303 × 1 × 0.08206 × 298 × log 5 = 39.4 L atm.NCERT प्रश्न 5.2–5.4: 2 L गैस 10 atm पर 25 °C पर 10 L तक समतापी प्रसार5.2 निर्वात में: w = 0, q = 0।
5.3 1 atm के विरुद्ध: q = −w = 1 × 8 = 8 L atm (≈ 811 J)।
5.4 उत्क्रमणीय, 1 mol: q = −w = 2.303 × 1 × 0.08206 × 298 × log 5 = 39.4 L atm।NCERT Problems 5.2–5.4: 2 L gas 10 atm par 25 °C par 10 L tak isothermal expansion5.2 Vacuum mein: w = 0, q = 0.
5.3 1 atm ke against: q = −w = 1 × 8 = 8 L atm (≈ 811 J).
5.4 Reversible, 1 mol: q = −w = 2.303 × 1 × 0.08206 × 298 × log 5 = 39.4 L atm.

Enthalpy H = U + pV. At constant pressure the heat absorbed equals the enthalpy change: qp = ΔH = ΔU + pΔV. For reactions of gases, ΔH = ΔU + Δng RT (Δng = moles of gaseous products − moles of gaseous reactants). ΔH < 0: exothermic; ΔH > 0: endothermic. Extensive properties depend on the amount (mass, V, U, H); intensive ones do not (T, p, density, molar heat capacity).एन्थैल्पी H = U + pV। स्थिर दाब पर अवशोषित ऊष्मा = एन्थैल्पी परिवर्तन: qp = ΔH = ΔU + pΔV। गैसीय अभिक्रियाओं में ΔH = ΔU + ΔngRT (Δng = गैसीय उत्पादों के मोल − गैसीय अभिकारकों के मोल)। ΔH < 0: ऊष्माक्षेपी; ΔH > 0: ऊष्माशोषी। विस्तीर्ण गुण मात्रा पर निर्भर (द्रव्यमान, V, U, H); गहन नहीं (T, p, घनत्व, मोलर ऊष्मा धारिता)।Enthalpy H = U + pV. Constant pressure par sokhi heat = enthalpy change: qp = ΔH = ΔU + pΔV. Gas reactions mein ΔH = ΔU + ΔngRT (Δng = gaseous products ke moles − gaseous reactants ke moles). ΔH < 0: exothermic; ΔH > 0: endothermic. Extensive properties matra par depend (mass, V, U, H); intensive nahi (T, p, density, molar heat capacity).

NCERT Problem 5.5H₂O(l) → H₂O(g) at 373 K, ΔH = 41 kJ mol⁻¹, Δng = 1: ΔU = ΔH − ΔngRT = 41 − (1 × 8.314 × 10⁻³ × 373) = 41 − 3.10 = 37.9 kJ mol⁻¹.NCERT प्रश्न 5.5H₂O(l) → H₂O(g), 373 K, ΔH = 41 kJ mol⁻¹, Δng = 1: ΔU = 41 − 3.10 = 37.9 kJ mol⁻¹।NCERT Problem 5.5H₂O(l) → H₂O(g), 373 K, ΔH = 41 kJ mol⁻¹, Δng = 1: ΔU = 41 − 3.10 = 37.9 kJ mol⁻¹.

Heat capacity: q = C ΔT. Specific heat capacity c (per gram): q = m c ΔT; molar heat capacity Cm per mole. For an ideal gas Cp − Cv = R (Cp is larger because at constant pressure some heat goes into expansion work).ऊष्मा धारिता: q = C ΔT। विशिष्ट ऊष्मा धारिता c (प्रति ग्राम): q = m c ΔT; मोलर ऊष्मा धारिता प्रति मोल। आदर्श गैस के लिए Cp − Cv = R (Cp बड़ा, क्योंकि स्थिर दाब पर कुछ ऊष्मा प्रसार कार्य में जाती है)।Heat capacity: q = C ΔT. Specific heat capacity c (per gram): q = m c ΔT; molar heat capacity per mole. Ideal gas ke liye Cp − Cv = R (Cp bada, kyunki constant pressure par kuch heat expansion work mein jaati hai).

5.3Measuring ΔU and ΔH: calorimetryΔU और ΔH का मापन: कैलोरीमितिΔU aur ΔH naapna: calorimetry

Bomb calorimeter (measures ΔU)बम कैलोरीमीटर (ΔU मापता है)Bomb calorimeter (measures ΔU)NCERT Fig 5.7 · 6 tappable partsNCERT चित्र 5.7 · 6 टैप करने लायक हिस्सेNCERT Fig 5.7 · 6 tappable partsOpen

A bomb calorimeter burns a sample in oxygen inside a sealed steel bomb at constant volume, so the heat given to the water equals ΔU: q = Ccal × ΔT. ΔH is measured at constant pressure in a simple coffee-cup calorimeter (open to the atmosphere).बम कैलोरीमीटर में नमूना बंद स्टील बम में ऑक्सीजन के साथ स्थिर आयतन पर जलाया जाता है, अतः जल को दी गई ऊष्मा = ΔU: q = Ccal × ΔT। ΔH स्थिर दाब पर साधारण कॉफ़ी-कप कैलोरीमीटर (वायुमंडल के लिए खुला) में मापी जाती है।Bomb calorimeter mein sample band steel bomb mein oxygen ke saath constant volume par jalaya jaata hai, isliye paani ko di heat = ΔU: q = Ccal × ΔT. ΔH constant pressure par simple coffee-cup calorimeter (atmosphere ke liye khula) mein naapi jaati hai.

NCERT Problem 5.61 g graphite burnt in a bomb calorimeter; T rises 298 → 299 K; Ccal = 20.7 kJ K⁻¹. Heat absorbed by calorimeter = 20.7 × 1 = 20.7 kJ, so for 1 g, q = −20.7 kJ. Per mole (12.0 g): ΔU = −20.7 × 12 = −2.48 × 10² kJ mol⁻¹. Here Δng = 0, so ΔH = ΔU.NCERT प्रश्न 5.61 g ग्रेफ़ाइट, ताप 298 → 299 K, Ccal = 20.7 kJ K⁻¹: 1 g के लिए q = −20.7 kJ। प्रति मोल: ΔU = −20.7 × 12 = −2.48 × 10² kJ mol⁻¹; Δng = 0, अतः ΔH = ΔU।NCERT Problem 5.61 g graphite, temperature 298 → 299 K, Ccal = 20.7 kJ K⁻¹: 1 g ke liye q = −20.7 kJ. Per mole: ΔU = −20.7 × 12 = −2.48 × 10² kJ mol⁻¹; Δng = 0, isliye ΔH = ΔU.

5.4Enthalpy change of a reaction (ΔrH)अभिक्रिया की एन्थैल्पी परिवर्तन (ΔrH)Reaction ka enthalpy change (ΔrH)

For a reaction, ΔrH = Σ aᵢH(products) − Σ bᵢH(reactants). ΔrH < 0 → exothermic (heat given out); ΔrH > 0 → endothermic (heat taken in). The standard enthalpy of reaction ΔrH⊖ is for all substances in their standard states — pure form at 1 bar and the stated temperature (usually 298 K).किसी अभिक्रिया के लिए ΔrH = Σ aᵢH(उत्पाद) − Σ bᵢH(अभिकारक)। ΔrH < 0 → ऊष्माक्षेपी (ऊष्मा निकलती है); ΔrH > 0 → ऊष्माशोषी (ऊष्मा ली जाती है)। मानक अभिक्रिया एन्थैल्पी ΔrH⊖ तब होती है जब सभी पदार्थ अपनी मानक अवस्था में हों — 1 bar पर शुद्ध रूप, दिए गए ताप पर (प्रायः 298 K)।Reaction ke liye ΔrH = Σ aᵢH(products) − Σ bᵢH(reactants). ΔrH < 0 → exothermic (heat bahar nikalti hai); ΔrH > 0 → endothermic (heat andar li jaati hai). Standard enthalpy of reaction ΔrH⊖ tab, jab saare substances standard state mein hon — 1 bar par pure form, diye gaye temperature par (aam taur par 298 K).

NCERT Problems 5.7 and 5.85.7 18 g water (1 mol) on a swimmer evaporates at 298 K; ΔvapH = 44.01 kJ mol⁻¹. Heat needed = 44.01 kJ. ΔU = ΔH − ΔngRT = 44.01 − (1 × 8.314 × 10⁻³ × 298) = 44.01 − 2.48 = 41.53 kJ mol⁻¹.
5.8 1 mol water at 100 °C → ice at 0 °C. Cool the liquid: ΔH₁ = −(18 × 4.2 × 100) J = −7.56 kJ; freeze: ΔH₂ = −6.00 kJ. ΔH = −13.56 kJ mol⁻¹. No gas is involved, so ΔU ≈ ΔH = −13.56 kJ mol⁻¹.NCERT प्रश्न 5.7 और 5.85.7 तैराक पर 18 g जल (1 mol) 298 K पर वाष्पित; ΔvapH = 44.01 kJ mol⁻¹। आवश्यक ऊष्मा = 44.01 kJ। ΔU = ΔH − ΔngRT = 44.01 − (1 × 8.314 × 10⁻³ × 298) = 44.01 − 2.48 = 41.53 kJ mol⁻¹।
5.8 100 °C का 1 mol जल → 0 °C की बर्फ़। द्रव ठंडा करना: ΔH₁ = −(18 × 4.2 × 100) J = −7.56 kJ; जमना: ΔH₂ = −6.00 kJ। ΔH = −13.56 kJ mol⁻¹। कोई गैस नहीं, अतः ΔU ≈ ΔH = −13.56 kJ mol⁻¹।NCERT Problems 5.7 aur 5.85.7 Swimmer par 18 g paani (1 mol) 298 K par evaporate; ΔvapH = 44.01 kJ mol⁻¹. Heat chahiye = 44.01 kJ. ΔU = ΔH − ΔngRT = 44.01 − (1 × 8.314 × 10⁻³ × 298) = 44.01 − 2.48 = 41.53 kJ mol⁻¹.
5.8 100 °C ka 1 mol paani → 0 °C ki barf. Liquid thanda: ΔH₁ = −(18 × 4.2 × 100) J = −7.56 kJ; jamna: ΔH₂ = −6.00 kJ. ΔH = −13.56 kJ mol⁻¹. Koi gas nahi, isliye ΔU ≈ ΔH = −13.56 kJ mol⁻¹.
Hess’s law: burning carbon in one step or twoहेस का नियम: कार्बन का एक या दो चरणों में दहनHess’s law: burning carbon in one step or twoNCERT Sec 5.4.4 · 6 tappable partsNCERT अनुभाग 5.4.4 · 6 टैप करने लायक हिस्सेNCERT Sec 5.4.4 · 6 tappable partsOpen

Hess’s law of constant heat summation: if a reaction takes place in several steps, its standard enthalpy is the sum of the enthalpies of the steps — enthalpy is a state function, so the route does not matter. Burning carbon: directly C + O₂ → CO₂ (−393.5 kJ mol⁻¹) = C → CO (−110.5) + CO → CO₂ (−283.0). This lets us find ΔH of reactions we cannot measure directly (like C → CO).हेस का स्थिर ऊष्मा-संकलन नियम: यदि कोई अभिक्रिया कई चरणों में हो, तो उसकी मानक एन्थैल्पी सभी चरणों की एन्थैल्पी का योग होती है — एन्थैल्पी अवस्था फलन है, इसलिए मार्ग से फ़र्क नहीं पड़ता। कार्बन का दहन: सीधे C + O₂ → CO₂ (−393.5 kJ mol⁻¹) = C → CO (−110.5) + CO → CO₂ (−283.0)। इससे उन अभिक्रियाओं का ΔH निकलता है जिन्हें सीधे मापा नहीं जा सकता (जैसे C → CO)।Hess ka constant heat summation law: reaction kai steps mein ho to uski standard enthalpy sab steps ki enthalpy ka jod hoti hai — enthalpy state function hai, route se fark nahi padta. Carbon jalana: seedhe C + O₂ → CO₂ (−393.5 kJ mol⁻¹) = C → CO (−110.5) + CO → CO₂ (−283.0). Isse un reactions ka ΔH milta hai jo seedhe naap nahi sakte (jaise C → CO).

5.5Enthalpies for different types of reactionsविभिन्न प्रकार की अभिक्रियाओं की एन्थैल्पीAlag-alag reactions ki enthalpy

NCERT Problem 5.9: standard enthalpy of formation of benzeneC₆H₆(l) + 15/2 O₂(g) → 6CO₂(g) + 3H₂O(l); ΔcH⊖ = −3267.0 kJ mol⁻¹. Using ΔfH⊖(CO₂) = −393.5 and ΔfH⊖(H₂O, l) = −285.83 kJ mol⁻¹:
ΔfH⊖(C₆H₆) = 6(−393.5) + 3(−285.83) − (−3267.0) = −2361 − 857.49 + 3267.0 = +48.51 kJ mol⁻¹.NCERT प्रश्न 5.9: बेन्ज़ीन की मानक विरचन एन्थैल्पीC₆H₆(l) + 15/2 O₂(g) → 6CO₂(g) + 3H₂O(l); ΔcH⊖ = −3267.0 kJ mol⁻¹। ΔfH⊖(CO₂) = −393.5 और ΔfH⊖(H₂O, l) = −285.83 kJ mol⁻¹ से:
ΔfH⊖(C₆H₆) = 6(−393.5) + 3(−285.83) − (−3267.0) = −2361 − 857.49 + 3267.0 = +48.51 kJ mol⁻¹।NCERT Problem 5.9: benzene ki standard enthalpy of formationC₆H₆(l) + 15/2 O₂(g) → 6CO₂(g) + 3H₂O(l); ΔcH⊖ = −3267.0 kJ mol⁻¹. ΔfH⊖(CO₂) = −393.5 aur ΔfH⊖(H₂O, l) = −285.83 kJ mol⁻¹ se:
ΔfH⊖(C₆H₆) = 6(−393.5) + 3(−285.83) − (−3267.0) = −2361 − 857.49 + 3267.0 = +48.51 kJ mol⁻¹.

5.6Spontaneity: entropy and Gibbs energyस्वतःप्रवर्तिता: एन्ट्रॉपी और गिब्ज़ ऊर्जाSpontaneity: entropy aur Gibbs energy

A spontaneous process happens on its own, without outside help (it may still be slow). A fall in enthalpy is not enough to decide it: many exothermic reactions are spontaneous, but some endothermic ones are too (melting of ice above 0 °C, dissolving NH₄NO₃, 2HgO → 2Hg + O₂ at high temperature).स्वतःप्रवर्तित प्रक्रम बिना बाहरी सहायता के अपने आप होता है (भले ही धीमा हो)। केवल एन्थैल्पी में कमी इसका निर्णय नहीं कर सकती: बहुत सी ऊष्माक्षेपी अभिक्रियाएँ स्वतः होती हैं, पर कुछ ऊष्माशोषी भी (0 °C से ऊपर बर्फ़ पिघलना, NH₄NO₃ घुलना, उच्च ताप पर 2HgO → 2Hg + O₂)।Spontaneous process bina bahari madad ke apne aap hota hai (bhale dheema ho). Sirf enthalpy ghatna iska faisla nahi kar sakta: bahut si exothermic reactions spontaneous hain, par kuch endothermic bhi (0 °C se upar barf pighalna, NH₄NO₃ ghulna, high temperature par 2HgO → 2Hg + O₂).

Entropy (S) measures the randomness or disorder of a system; it is a state function. Solid < liquid < gas. For a reversible change ΔS = qrev/T. For an isolated system, a spontaneous change always has ΔStotal = ΔSsys + ΔSsurr > 0 (second law of thermodynamics); at equilibrium ΔStotal = 0. Third law: the entropy of a perfectly crystalline substance is zero at 0 K, which lets us find absolute entropies.एन्ट्रॉपी (S) निकाय की यादृच्छिकता या अव्यवस्था का माप है; यह अवस्था फलन है। ठोस < द्रव < गैस। उत्क्रमणीय परिवर्तन के लिए ΔS = qrev/T। विलगित निकाय में स्वतःप्रवर्तित परिवर्तन के लिए सदा ΔSकुल = ΔSनिकाय + ΔSपरिवेश > 0 (ऊष्मागतिकी का द्वितीय नियम); साम्य पर ΔSकुल = 0। तृतीय नियम: पूर्णतः क्रिस्टलीय पदार्थ की एन्ट्रॉपी 0 K पर शून्य होती है, जिससे निरपेक्ष एन्ट्रॉपी ज्ञात होती है।Entropy (S) system ki randomness ya disorder ka naap hai; ye state function hai. Solid < liquid < gas. Reversible change ke liye ΔS = qrev/T. Isolated system mein spontaneous change ke liye hamesha ΔStotal = ΔSsys + ΔSsurr > 0 (thermodynamics ka second law); equilibrium par ΔStotal = 0. Third law: perfectly crystalline substance ki entropy 0 K par zero hoti hai, isse absolute entropy milti hai.

NCERT Problems 5.10 and 5.115.10 (i) liquid crystallises → entropy decreases; (ii) crystalline solid heated 0 K → 115 K → increases; (iii) 2NaHCO₃(s) → Na₂CO₃(s) + CO₂(g) + H₂O(g) → increases (gases formed); (iv) H₂(g) → 2H(g) → increases (more particles).
5.11 4Fe(s) + 3O₂(g) → 2Fe₂O₃(s): ΔSsys = −549.4 J K⁻¹ mol⁻¹, ΔrH⊖ = −1648 × 10³ J mol⁻¹. ΔSsurr = 1648 × 10³ / 298 = 5530 J K⁻¹ mol⁻¹. ΔStotal = 5530 − 549.4 = +4980.6 J K⁻¹ mol⁻¹ > 0, so the rusting is spontaneous — the heat released raises the entropy of the surroundings a lot.NCERT प्रश्न 5.10 और 5.115.10 (i) द्रव का क्रिस्टलन → एन्ट्रॉपी घटती; (ii) क्रिस्टलीय ठोस 0 K → 115 K → बढ़ती; (iii) 2NaHCO₃(s) → Na₂CO₃(s) + CO₂(g) + H₂O(g) → बढ़ती (गैसें बनती हैं); (iv) H₂(g) → 2H(g) → बढ़ती (अधिक कण)।
5.11 4Fe(s) + 3O₂(g) → 2Fe₂O₃(s): ΔSनिकाय = −549.4 J K⁻¹ mol⁻¹, ΔrH⊖ = −1648 × 10³ J mol⁻¹। ΔSपरिवेश = 1648 × 10³ / 298 = 5530 J K⁻¹ mol⁻¹। ΔSकुल = 5530 − 549.4 = +4980.6 J K⁻¹ mol⁻¹ > 0, अतः अभिक्रिया स्वतः होती है — निकली ऊष्मा परिवेश की एन्ट्रॉपी बहुत बढ़ाती है।NCERT Problems 5.10 aur 5.115.10 (i) liquid ka crystallisation → entropy ghatti; (ii) crystalline solid 0 K → 115 K → badhti; (iii) 2NaHCO₃(s) → Na₂CO₃(s) + CO₂(g) + H₂O(g) → badhti (gases banti hain); (iv) H₂(g) → 2H(g) → badhti (zyada particles).
5.11 4Fe(s) + 3O₂(g) → 2Fe₂O₃(s): ΔSsys = −549.4 J K⁻¹ mol⁻¹, ΔrH⊖ = −1648 × 10³ J mol⁻¹. ΔSsurr = 1648 × 10³ / 298 = 5530 J K⁻¹ mol⁻¹. ΔStotal = 5530 − 549.4 = +4980.6 J K⁻¹ mol⁻¹ > 0, isliye reaction spontaneous — nikli heat surroundings ki entropy bahut badhati hai.
G = H − TS
Gibbs energy (state function, extensive)गिब्ज़ ऊर्जा (अवस्था फलन, विस्तीर्ण)Gibbs energy (state function, extensive)
ΔG = ΔH − TΔS
at constant temperature and pressure; ΔG < 0 spontaneous, ΔG > 0 non-spontaneous, ΔG = 0 equilibriumस्थिर ताप व दाब पर; ΔG < 0 स्वतः, ΔG > 0 अस्वतः, ΔG = 0 साम्यconstant temperature aur pressure par; ΔG < 0 spontaneous, ΔG > 0 non-spontaneous, ΔG = 0 equilibrium
Effect of temperature on spontaneityस्वतःप्रवर्तिता पर ताप का प्रभावEffect of temperature on spontaneityNCERT Table 5.4 · 4 tappable partsNCERT सारणी 5.4 · 4 टैप करने लायक हिस्सेNCERT Table 5.4 · 4 tappable partsOpen

Gibbs energy combines both tendencies: −TΔStotal = ΔGsys, so a positive ΔStotal means a negative ΔG. The four sign cases (NCERT Table 5.4): ΔH −, ΔS + spontaneous at all temperatures; ΔH −, ΔS − spontaneous only at low temperature; ΔH +, ΔS + spontaneous only at high temperature; ΔH +, ΔS − never spontaneous. ΔG is also the useful (non-expansion) work a reaction can do.गिब्ज़ ऊर्जा दोनों प्रवृत्तियों को जोड़ती है: −TΔSकुल = ΔGनिकाय, अतः धनात्मक ΔSकुल का अर्थ ऋणात्मक ΔG। चार चिह्न-स्थितियाँ (NCERT सारणी 5.4): ΔH −, ΔS + सभी तापों पर स्वतः; ΔH −, ΔS − केवल कम ताप पर; ΔH +, ΔS + केवल उच्च ताप पर; ΔH +, ΔS − कभी स्वतः नहीं। ΔG वह उपयोगी (प्रसार के अलावा) कार्य भी है जो अभिक्रिया कर सकती है।Gibbs energy dono tendencies ko jodti hai: −TΔStotal = ΔGsys, isliye positive ΔStotal matlab negative ΔG. Chaar sign cases (NCERT Table 5.4): ΔH −, ΔS + har temperature par spontaneous; ΔH −, ΔS − sirf kam temperature par; ΔH +, ΔS + sirf high temperature par; ΔH +, ΔS − kabhi spontaneous nahi. ΔG wo useful (expansion ke alawa) work bhi hai jo reaction kar sakta hai.

5.7Gibbs energy change and equilibriumगिब्ज़ ऊर्जा परिवर्तन और साम्यGibbs energy change aur equilibrium

ΔrG⊖ = −RT ln K = −2.303 RT log K
links standard Gibbs energy change with the equilibrium constantमानक गिब्ज़ ऊर्जा परिवर्तन और साम्य स्थिरांक का संबंधstandard Gibbs energy change aur equilibrium constant ka sambandh
ΔrG⊖ = ΔrH⊖ − TΔrS⊖
so −RT ln K = ΔrH⊖ − TΔrS⊖अतः −RT ln K = ΔrH⊖ − TΔrS⊖isliye −RT ln K = ΔrH⊖ − TΔrS⊖

At equilibrium ΔrG = 0. A large negative ΔrG⊖ means K ≫ 1 (reaction goes nearly to completion); a large positive ΔrG⊖ means K ≪ 1 (very little product). Strongly endothermic reactions usually have a positive ΔrG⊖ and a small K.साम्य पर ΔrG = 0। बड़ा ऋणात्मक ΔrG⊖ → K ≫ 1 (अभिक्रिया लगभग पूर्ण); बड़ा धनात्मक ΔrG⊖ → K ≪ 1 (बहुत कम उत्पाद)। प्रबल ऊष्माशोषी अभिक्रियाओं का ΔrG⊖ प्रायः धनात्मक और K छोटा होता है।Equilibrium par ΔrG = 0. Bada negative ΔrG⊖ → K ≫ 1 (reaction lagbhag poora); bada positive ΔrG⊖ → K ≪ 1 (bahut kam product). Strong endothermic reactions ka ΔrG⊖ aksar positive aur K chhota hota hai.

NCERT Problems 5.12–5.145.12 3/2 O₂(g) → O₃(g), Kp = 2.47 × 10⁻²⁹ at 298 K: ΔrG⊖ = −2.303 × 8.314 × 298 × log(2.47 × 10⁻²⁹) = −5705.8 × (−28.607) = 1.63 × 10⁵ J mol⁻¹ = 163 kJ mol⁻¹ (ozone does not form on its own).
5.13 2NH₃(g) + CO₂(g) ⇌ NH₂CONH₂(aq) + H₂O(l), ΔrG⊖ = −13.6 kJ mol⁻¹: log K = 13600 / (2.303 × 8.314 × 298) = 2.38 → K = 2.4 × 10².
5.14 N₂O₄ ⇌ 2NO₂, 50 % dissociated at 60 °C (333 K), 1 atm: from 1 mol, 0.5 mol N₂O₄ and 1.0 mol NO₂ (total 1.5): p(N₂O₄) = 0.5/1.5 atm, p(NO₂) = 1.0/1.5 atm. Kp = (1/1.5)² / (0.5/1.5) = 1.33 atm. ΔrG⊖ = −2.303 × 8.314 × 333 × log 1.33 = −6376 × 0.1239 ≈ −790 J mol⁻¹ (−0.79 kJ mol⁻¹). (The book prints −763.8 “kJ” — the arithmetic gives about −0.79 kJ mol⁻¹.)NCERT प्रश्न 5.12–5.145.12 3/2 O₂(g) → O₃(g), 298 K पर Kp = 2.47 × 10⁻²⁹: ΔrG⊖ = −2.303 × 8.314 × 298 × log(2.47 × 10⁻²⁹) = −5705.8 × (−28.607) = 1.63 × 10⁵ J mol⁻¹ = 163 kJ mol⁻¹ (ओज़ोन अपने आप नहीं बनती)।
5.13 2NH₃(g) + CO₂(g) ⇌ NH₂CONH₂(aq) + H₂O(l), ΔrG⊖ = −13.6 kJ mol⁻¹: log K = 13600 / (2.303 × 8.314 × 298) = 2.38 → K = 2.4 × 10²।
5.14 N₂O₄ ⇌ 2NO₂, 60 °C (333 K) व 1 atm पर 50 % वियोजित: 1 mol से 0.5 mol N₂O₄ और 1.0 mol NO₂ (कुल 1.5): p(N₂O₄) = 0.5/1.5 atm, p(NO₂) = 1.0/1.5 atm। Kp = (1/1.5)² / (0.5/1.5) = 1.33 atm। ΔrG⊖ = −2.303 × 8.314 × 333 × log 1.33 = −6376 × 0.1239 ≈ −790 J mol⁻¹ (−0.79 kJ mol⁻¹)। (पुस्तक में −763.8 “kJ” छपा है — गणना से लगभग −0.79 kJ mol⁻¹ आता है।)NCERT Problems 5.12–5.145.12 3/2 O₂(g) → O₃(g), 298 K par Kp = 2.47 × 10⁻²⁹: ΔrG⊖ = −2.303 × 8.314 × 298 × log(2.47 × 10⁻²⁹) = −5705.8 × (−28.607) = 1.63 × 10⁵ J mol⁻¹ = 163 kJ mol⁻¹ (ozone apne aap nahi banti).
5.13 2NH₃(g) + CO₂(g) ⇌ NH₂CONH₂(aq) + H₂O(l), ΔrG⊖ = −13.6 kJ mol⁻¹: log K = 13600 / (2.303 × 8.314 × 298) = 2.38 → K = 2.4 × 10².
5.14 N₂O₄ ⇌ 2NO₂, 60 °C (333 K) aur 1 atm par 50 % dissociated: 1 mol se 0.5 mol N₂O₄ aur 1.0 mol NO₂ (total 1.5): p(N₂O₄) = 0.5/1.5 atm, p(NO₂) = 1.0/1.5 atm. Kp = (1/1.5)² / (0.5/1.5) = 1.33 atm. ΔrG⊖ = −2.303 × 8.314 × 333 × log 1.33 = −6376 × 0.1239 ≈ −790 J mol⁻¹ (−0.79 kJ mol⁻¹). (Book mein −763.8 “kJ” chhapa hai — calculation se lagbhag −0.79 kJ mol⁻¹ aata hai.)

★ Yaad rakho — quick revision★ याद रखो — झटपट दोहराव★ Yaad rakho — quick revision

  1. System + surroundings = universe. Open (matter + energy exchange), closed (energy only), isolated (neither).निकाय + परिवेश = ब्रह्मांड। खुला (द्रव्य + ऊर्जा का विनिमय), बंद (केवल ऊर्जा), विलगित (कोई नहीं)।System + surroundings = universe. Open (matter + energy exchange), closed (sirf energy), isolated (kuch nahi).
  2. State functions (U, H, S, G, p, V, T) depend only on the state; q and w depend on the path.अवस्था फलन (U, H, S, G, p, V, T) केवल अवस्था पर निर्भर; q और w पथ पर निर्भर।State functions (U, H, S, G, p, V, T) sirf state par depend; q aur w path par depend.
  3. First law: ΔU = q + w. Sign (IUPAC): heat in and work done ON the system are positive.प्रथम नियम: ΔU = q + w। चिह्न (IUPAC): ली गई ऊष्मा और निकाय पर किया गया कार्य धनात्मक।First law: ΔU = q + w. Sign (IUPAC): andar aayi heat aur system PAR kiya work positive.
  4. Work: w = −pₑₓΔV; reversible isothermal w = −2.303 nRT log(Vf/Vi); free expansion w = 0.कार्य: w = −pₑₓΔV; उत्क्रमणीय समतापी w = −2.303 nRT log(Vf/Vi); मुक्त प्रसार w = 0।Work: w = −pₑₓΔV; reversible isothermal w = −2.303 nRT log(Vf/Vi); free expansion w = 0.
  5. ΔH = ΔU + ΔngRT (count only gas moles). qV = ΔU (bomb calorimeter), qp = ΔH.ΔH = ΔU + ΔngRT (केवल गैस मोल गिनें)। qV = ΔU (बम कैलोरीमीटर), qp = ΔH।ΔH = ΔU + ΔngRT (sirf gas moles giniye). qV = ΔU (bomb calorimeter), qp = ΔH.
  6. Cp − CV = R for an ideal gas; q = nCΔT.आदर्श गैस के लिए Cp − CV = R; q = nCΔT।Ideal gas ke liye Cp − CV = R; q = nCΔT.
  7. ΔrH⊖ = Σ ΔfH⊖(products) − Σ ΔfH⊖(reactants); ΔfH⊖ of elements in reference state = 0.ΔrH⊖ = Σ ΔfH⊖(उत्पाद) − Σ ΔfH⊖(अभिकारक); संदर्भ अवस्था में तत्वों का ΔfH⊖ = 0।ΔrH⊖ = Σ ΔfH⊖(products) − Σ ΔfH⊖(reactants); reference state mein elements ka ΔfH⊖ = 0.
  8. Hess’s law: ΔH of a reaction = sum of ΔH of its steps. Reverse → change sign; multiply → multiply ΔH.हेस का नियम: अभिक्रिया का ΔH = उसके चरणों के ΔH का योग। उलटें → चिह्न बदलें; गुणा → ΔH गुणा।Hess ka law: reaction ka ΔH = steps ke ΔH ka jod. Ulta → sign badliye; multiply → ΔH multiply.
  9. Bond enthalpies (gas phase): ΔrH = Σ BE(bonds broken) − Σ BE(bonds formed).आबंध एन्थैल्पी (गैस प्रावस्था): ΔrH = Σ BE(टूटे आबंध) − Σ BE(बने आबंध)।Bond enthalpy (gas phase): ΔrH = Σ BE(toote bonds) − Σ BE(bane bonds).
  10. ΔsolH = ΔlatticeH + ΔhydH; lattice enthalpy from the Born–Haber cycle (NaCl +788 kJ mol⁻¹).ΔsolH = ΔlatticeH + ΔhydH; जालक एन्थैल्पी बॉर्न–हाबर चक्र से (NaCl +788 kJ mol⁻¹)।ΔsolH = ΔlatticeH + ΔhydH; lattice enthalpy Born–Haber cycle se (NaCl +788 kJ mol⁻¹).
  11. ΔS = qrev/T; spontaneous: ΔStotal > 0. Third law: S = 0 for a perfect crystal at 0 K.ΔS = qrev/T; स्वतः: ΔSकुल > 0। तृतीय नियम: 0 K पर पूर्ण क्रिस्टल का S = 0।ΔS = qrev/T; spontaneous: ΔStotal > 0. Third law: 0 K par perfect crystal ka S = 0.
  12. ΔG = ΔH − TΔS (ΔG < 0 spontaneous). ΔrG⊖ = −2.303 RT log K. Crossover temperature T = ΔH/ΔS.ΔG = ΔH − TΔS (ΔG < 0 स्वतः)। ΔrG⊖ = −2.303 RT log K। संक्रमण ताप T = ΔH/ΔS।ΔG = ΔH − TΔS (ΔG < 0 spontaneous). ΔrG⊖ = −2.303 RT log K. Crossover temperature T = ΔH/ΔS.

⚠ Common mistakes⚠ आम गलतियाँ⚠ Common mistakes

  • Sign of work: work done by the system (expansion) is negative (w = −pₑₓΔV). In 5.7, w = −394 J, so ΔU = +307 J, not 1095 J.कार्य का चिह्न: निकाय द्वारा किया गया कार्य (प्रसार) ऋणात्मक (w = −pₑₓΔV)। 5.7 में w = −394 J, अतः ΔU = +307 J, 1095 J नहीं।Work ka sign: system dwara kiya work (expansion) negative (w = −pₑₓΔV). 5.7 mein w = −394 J, isliye ΔU = +307 J, 1095 J nahi.
  • Δng counts only gases: liquid water and solids are left out (CH₄ combustion: Δng = −2, not 0).Δng में केवल गैसें: द्रव जल और ठोस नहीं गिने जाते (CH₄ दहन: Δng = −2, 0 नहीं)।Δng mein sirf gases: liquid paani aur solids nahi gine jaate (CH₄ combustion: Δng = −2, 0 nahi).
  • Units: R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹. Convert RT to kJ (× 10⁻³) before adding it to ΔH in kJ; convert ΔS in J to kJ before ΔH − TΔS.इकाई: R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹। kJ वाले ΔH में जोड़ने से पहले RT को kJ (× 10⁻³) में बदलें; ΔH − TΔS से पहले ΔS को J से kJ में बदलें।Units: R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹. kJ wale ΔH mein jodne se pehle RT ko kJ (× 10⁻³) mein badliye; ΔH − TΔS se pehle ΔS ko J se kJ mein badliye.
  • ΔfH⊖ is per 1 mol of product: for N₂ + 3H₂ → 2NH₃ (−92.4 kJ), ΔfH⊖(NH₃) = −46.2, not −92.4.ΔfH⊖ उत्पाद के 1 mol के लिए: N₂ + 3H₂ → 2NH₃ (−92.4 kJ) में ΔfH⊖(NH₃) = −46.2, −92.4 नहीं।ΔfH⊖ product ke 1 mol ke liye: N₂ + 3H₂ → 2NH₃ (−92.4 kJ) mein ΔfH⊖(NH₃) = −46.2, −92.4 nahi.
  • Bond-enthalpy formula is reactants − products (bonds broken − bonds formed) — the reverse of the formation-enthalpy formula.आबंध-एन्थैल्पी सूत्र अभिकारक − उत्पाद (टूटे − बने) है — विरचन-एन्थैल्पी सूत्र का उलटा।Bond-enthalpy formula reactants − products (toote − bane) hai — formation-enthalpy formula ka ulta.
  • “Exothermic” does not mean “spontaneous”: ΔG decides. Ice melting above 0 °C is endothermic yet spontaneous.“ऊष्माक्षेपी” का अर्थ “स्वतः” नहीं: निर्णय ΔG करता है। 0 °C से ऊपर बर्फ़ पिघलना ऊष्माशोषी है फिर भी स्वतः।“Exothermic” ka matlab “spontaneous” nahi: faisla ΔG karta hai. 0 °C se upar barf pighalna endothermic hai phir bhi spontaneous.

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Problem 5.1: Express ΔU when (i) no heat is absorbed but work w is done on the system; (ii) no work, but heat q is taken out of the system; (iii) work w is done by the system and heat q is absorbed.उदाहरण 5.1: ΔU लिखिए जब (i) ऊष्मा नहीं ली, पर निकाय पर कार्य w हुआ; (ii) कोई कार्य नहीं, पर निकाय से ऊष्मा q निकली; (iii) निकाय ने कार्य w किया और ऊष्मा q ली।Problem 5.1: ΔU likhiye jab (i) heat nahi li, par system par work w hua; (ii) work nahi, par system se heat q nikli; (iii) system ne work w kiya aur heat q li.
(i) ΔU = w (adiabatic wall); (ii) ΔU = −q (thermally conducting wall); (iii) ΔU = q − w (closed system).(i) ΔU = w (रुद्धोष्म भित्ति); (ii) ΔU = −q (ऊष्मा-चालक भित्ति); (iii) ΔU = q − w (बंद निकाय)।(i) ΔU = w (adiabatic wall); (ii) ΔU = −q (heat conducting wall); (iii) ΔU = q − w (closed system).
Problem 5.2: 2 L of an ideal gas at 10 atm expands isothermally at 25 °C into a vacuum until the volume is 10 L. Heat absorbed and work done?उदाहरण 5.2: 10 atm पर 2 L आदर्श गैस 25 °C पर निर्वात में समतापीय रूप से 10 L तक फैलती है। अवशोषित ऊष्मा और कार्य?Problem 5.2: 10 atm par 2 L ideal gas 25 °C par vacuum mein isothermally 10 L tak phailti hai. Heat aur work?
Free expansion: pₑₓ = 0, so w = 0; isothermal ideal gas ΔU = 0, so q = 0.मुक्त प्रसार: pₑₓ = 0, अतः w = 0; समतापीय आदर्श गैस ΔU = 0, अतः q = 0।Free expansion: pₑₓ = 0, isliye w = 0; isothermal ideal gas ΔU = 0, isliye q = 0.
Problem 5.3: The same expansion against a constant external pressure of 1 atm.उदाहरण 5.3: वही प्रसार 1 atm स्थिर बाह्य दाब के विरुद्ध।Problem 5.3: Wahi expansion 1 atm constant external pressure ke against.
q = −w = pₑₓ(Vf − Vi) = 1 × 8 = 8 L atm (≈ 811 J).q = −w = pₑₓ(Vf − Vi) = 1 × 8 = 8 L atm (≈ 811 J)।q = −w = pₑₓ(Vf − Vi) = 1 × 8 = 8 L atm (≈ 811 J).
Problem 5.4: The same expansion for 1 mol of gas, done reversibly.उदाहरण 5.4: वही प्रसार 1 mol गैस के लिए, उत्क्रमणीय रूप से।Problem 5.4: Wahi expansion 1 mol gas ke liye, reversibly.
q = −w = 2.303 nRT log(Vf/Vi) = 2.303 × 1 × 0.0821 × 298 × log 5 ≈ 39.4 L atm.q = −w = 2.303 nRT log(Vf/Vi) = 2.303 × 1 × 0.0821 × 298 × log 5 ≈ 39.4 L atm।q = −w = 2.303 nRT log(Vf/Vi) = 2.303 × 1 × 0.0821 × 298 × log 5 ≈ 39.4 L atm.
Problem 5.5: ΔvapH of water at 1 bar, 100 °C is 41 kJ mol⁻¹. Find ΔU.उदाहरण 5.5: 1 bar, 100 °C पर जल का ΔvapH = 41 kJ mol⁻¹। ΔU ज्ञात कीजिए।Problem 5.5: 1 bar, 100 °C par paani ka ΔvapH = 41 kJ mol⁻¹. ΔU nikaaliye.
ΔU = ΔH − ΔngRT = 41 − 1 × 8.314 × 10⁻³ × 373 = 37.9 kJ mol⁻¹.ΔU = ΔH − ΔngRT = 41 − 1 × 8.314 × 10⁻³ × 373 = 37.9 kJ mol⁻¹।ΔU = ΔH − ΔngRT = 41 − 1 × 8.314 × 10⁻³ × 373 = 37.9 kJ mol⁻¹.
Problem 5.6: 1 g graphite burnt in a bomb calorimeter, temperature 298 → 299 K, heat capacity 20.7 kJ K⁻¹. Find ΔH per mole.उदाहरण 5.6: बम कैलोरीमीटर में 1 g ग्रेफ़ाइट जलाया, ताप 298 → 299 K, ऊष्माधारिता 20.7 kJ K⁻¹। प्रति मोल ΔH?Problem 5.6: Bomb calorimeter mein 1 g graphite jalaya, temperature 298 → 299 K, heat capacity 20.7 kJ K⁻¹. Per mole ΔH?
q = −20.7 kJ per g → ΔU = −20.7 × 12 = −2.48 × 10² kJ mol⁻¹; Δng = 0, so ΔH = −2.48 × 10² kJ mol⁻¹.प्रति g q = −20.7 kJ → ΔU = −20.7 × 12 = −2.48 × 10² kJ mol⁻¹; Δng = 0, अतः ΔH = −2.48 × 10² kJ mol⁻¹।Per g q = −20.7 kJ → ΔU = −20.7 × 12 = −2.48 × 10² kJ mol⁻¹; Δng = 0, isliye ΔH = −2.48 × 10² kJ mol⁻¹.
Problem 5.7: Heat to evaporate 18 g of water on a swimmer at 298 K (ΔvapH = 44.01 kJ mol⁻¹), and ΔU of vaporisation.उदाहरण 5.7: 298 K पर तैराक पर 18 g जल वाष्पित करने की ऊष्मा (ΔvapH = 44.01 kJ mol⁻¹) और वाष्पन का ΔU।Problem 5.7: 298 K par swimmer par 18 g paani evaporate karne ki heat (ΔvapH = 44.01 kJ mol⁻¹) aur vaporisation ka ΔU.
Heat = 44.01 kJ; ΔU = 44.01 − 2.48 = 41.53 kJ mol⁻¹.ऊष्मा = 44.01 kJ; ΔU = 44.01 − 2.48 = 41.53 kJ mol⁻¹।Heat = 44.01 kJ; ΔU = 44.01 − 2.48 = 41.53 kJ mol⁻¹.
Problem 5.8: ΔU when 1 mol water at 100 °C becomes ice at 0 °C (ΔfusH = 6.00 kJ mol⁻¹, c = 4.2 J g⁻¹ °C⁻¹).उदाहरण 5.8: 100 °C का 1 mol जल 0 °C की बर्फ़ बने तो ΔU (ΔfusH = 6.00 kJ mol⁻¹, c = 4.2 J g⁻¹ °C⁻¹)।Problem 5.8: 100 °C ka 1 mol paani 0 °C ki barf bane to ΔU (ΔfusH = 6.00 kJ mol⁻¹, c = 4.2 J g⁻¹ °C⁻¹).
ΔH = −7.56 − 6.00 = −13.56 kJ mol⁻¹; no gas, so ΔU = −13.56 kJ mol⁻¹.ΔH = −7.56 − 6.00 = −13.56 kJ mol⁻¹; गैस नहीं, अतः ΔU = −13.56 kJ mol⁻¹।ΔH = −7.56 − 6.00 = −13.56 kJ mol⁻¹; gas nahi, isliye ΔU = −13.56 kJ mol⁻¹.
Problem 5.9: Standard enthalpy of formation of benzene (ΔcH = −3267.0 kJ mol⁻¹).उदाहरण 5.9: बेन्ज़ीन की मानक विरचन एन्थैल्पी (ΔcH = −3267.0 kJ mol⁻¹)।Problem 5.9: Benzene ki standard enthalpy of formation (ΔcH = −3267.0 kJ mol⁻¹).
ΔfH⊖ = 6(−393.5) + 3(−285.83) + 3267.0 = +48.51 kJ mol⁻¹.ΔfH⊖ = 6(−393.5) + 3(−285.83) + 3267.0 = +48.51 kJ mol⁻¹।ΔfH⊖ = 6(−393.5) + 3(−285.83) + 3267.0 = +48.51 kJ mol⁻¹.
Problem 5.10: Does entropy increase or decrease: (i) liquid crystallises (ii) solid heated 0 → 115 K (iii) 2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O (iv) H₂ → 2H?उदाहरण 5.10: एन्ट्रॉपी बढ़ती या घटती: (i) द्रव का क्रिस्टलन (ii) ठोस 0 → 115 K (iii) 2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O (iv) H₂ → 2H?Problem 5.10: Entropy badhti ya ghatti: (i) liquid crystallise (ii) solid 0 → 115 K (iii) 2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O (iv) H₂ → 2H?
(i) decreases; (ii), (iii), (iv) increase.(i) घटती; (ii), (iii), (iv) बढ़ती।(i) ghatti; (ii), (iii), (iv) badhti.
Problem 5.11: Why is 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃ spontaneous although ΔS = −549.4 J K⁻¹ mol⁻¹? (ΔrH = −1648 kJ mol⁻¹)उदाहरण 5.11: ΔS = −549.4 J K⁻¹ mol⁻¹ होने पर भी 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃ स्वतः क्यों? (ΔrH = −1648 kJ mol⁻¹)Problem 5.11: ΔS = −549.4 J K⁻¹ mol⁻¹ hone par bhi 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃ spontaneous kyun? (ΔrH = −1648 kJ mol⁻¹)
ΔSsurr = +5530 J K⁻¹ mol⁻¹, ΔStotal = +4980.6 J K⁻¹ mol⁻¹ > 0 → spontaneous.ΔSपरिवेश = +5530 J K⁻¹ mol⁻¹, ΔSकुल = +4980.6 J K⁻¹ mol⁻¹ > 0 → स्वतः।ΔSsurr = +5530 J K⁻¹ mol⁻¹, ΔStotal = +4980.6 J K⁻¹ mol⁻¹ > 0 → spontaneous.
Problem 5.12: ΔrG⊖ for 3/2 O₂ → O₃ at 298 K, Kp = 2.47 × 10⁻²⁹.उदाहरण 5.12: 298 K पर 3/2 O₂ → O₃ का ΔrG⊖, Kp = 2.47 × 10⁻²⁹।Problem 5.12: 298 K par 3/2 O₂ → O₃ ka ΔrG⊖, Kp = 2.47 × 10⁻²⁹.
ΔrG⊖ = −2.303RT log Kp = 1.63 × 10⁵ J mol⁻¹ = 163 kJ mol⁻¹.ΔrG⊖ = −2.303RT log Kp = 1.63 × 10⁵ J mol⁻¹ = 163 kJ mol⁻¹।ΔrG⊖ = −2.303RT log Kp = 1.63 × 10⁵ J mol⁻¹ = 163 kJ mol⁻¹.
Problem 5.13: K for 2NH₃(g) + CO₂(g) ⇌ NH₂CONH₂(aq) + H₂O(l) at 298 K, ΔrG⊖ = −13.6 kJ mol⁻¹.उदाहरण 5.13: 298 K पर 2NH₃(g) + CO₂(g) ⇌ NH₂CONH₂(aq) + H₂O(l) का K, ΔrG⊖ = −13.6 kJ mol⁻¹।Problem 5.13: 298 K par 2NH₃(g) + CO₂(g) ⇌ NH₂CONH₂(aq) + H₂O(l) ka K, ΔrG⊖ = −13.6 kJ mol⁻¹.
log K = 2.38 → K = 2.4 × 10².log K = 2.38 → K = 2.4 × 10²।log K = 2.38 → K = 2.4 × 10².
Problem 5.14: N₂O₄ is 50 % dissociated at 60 °C and 1 atm. Find ΔrG⊖.उदाहरण 5.14: 60 °C व 1 atm पर N₂O₄ 50 % वियोजित। ΔrG⊖ ज्ञात कीजिए।Problem 5.14: 60 °C aur 1 atm par N₂O₄ 50 % dissociated. ΔrG⊖ nikaaliye.
Kp = 1.33 atm; ΔrG⊖ = −2.303 × 8.314 × 333 × 0.1239 ≈ −790 J mol⁻¹ (book prints −763.8).Kp = 1.33 atm; ΔrG⊖ = −2.303 × 8.314 × 333 × 0.1239 ≈ −790 J mol⁻¹ (पुस्तक में −763.8)।Kp = 1.33 atm; ΔrG⊖ = −2.303 × 8.314 × 333 × 0.1239 ≈ −790 J mol⁻¹ (book mein −763.8).

Exercisesअभ्यासExercises

5.1 A thermodynamic state function is a quantity: (i) used to determine heat changes (ii) whose value is independent of path (iii) used to determine pressure–volume work (iv) whose value depends on temperature only.5.1 ऊष्मागतिक अवस्था फलन वह राशि है: (i) जो ऊष्मा परिवर्तन ज्ञात करे (ii) जिसका मान पथ पर निर्भर नहीं (iii) जो दाब–आयतन कार्य ज्ञात करे (iv) जिसका मान केवल ताप पर निर्भर।5.1 Thermodynamic state function wo quantity hai: (i) heat change nikaalne wali (ii) jiski value path par depend nahi karti (iii) pressure–volume work nikaalne wali (iv) jo sirf temperature par depend kare.
(ii) — its value depends only on the state, not on the path (U, H, S, G, p, V, T).(ii) — इसका मान केवल अवस्था पर निर्भर, पथ पर नहीं (U, H, S, G, p, V, T)।(ii) — value sirf state par depend karti hai, path par nahi (U, H, S, G, p, V, T).
5.2 For a process under adiabatic conditions the correct condition is: (i) ΔT = 0 (ii) Δp = 0 (iii) q = 0 (iv) w = 05.2 रुद्धोष्म परिस्थितियों में प्रक्रम के लिए सही शर्त: (i) ΔT = 0 (ii) Δp = 0 (iii) q = 0 (iv) w = 05.2 Adiabatic conditions mein process ke liye sahi condition: (i) ΔT = 0 (ii) Δp = 0 (iii) q = 0 (iv) w = 0
(iii) q = 0 — no heat crosses the boundary.(iii) q = 0 — सीमा के पार कोई ऊष्मा नहीं जाती।(iii) q = 0 — boundary ke paar koi heat nahi jaati.
5.3 The enthalpies of all elements in their standard states are: (i) unity (ii) zero (iii) < 0 (iv) different for each element5.3 मानक अवस्था में सभी तत्वों की एन्थैल्पी: (i) इकाई (ii) शून्य (iii) < 0 (iv) प्रत्येक के लिए भिन्न5.3 Standard state mein sab elements ki enthalpy: (i) unity (ii) zero (iii) < 0 (iv) har element ke liye alag
(ii) zero — by convention ΔfH⊖ of an element in its reference state is 0.(ii) शून्य — परिपाटी से संदर्भ अवस्था में तत्व का ΔfH⊖ = 0।(ii) zero — convention se reference state mein element ka ΔfH⊖ = 0.
5.4 ΔU⊖ of combustion of methane is −X kJ mol⁻¹. The value of ΔH⊖ is (i) = ΔU⊖ (ii) > ΔU⊖ (iii) < ΔU⊖ (iv) = 05.4 मेथेन के दहन का ΔU⊖ = −X kJ mol⁻¹। ΔH⊖ का मान (i) = ΔU⊖ (ii) > ΔU⊖ (iii) < ΔU⊖ (iv) = 05.4 Methane ke combustion ka ΔU⊖ = −X kJ mol⁻¹. ΔH⊖ ki value (i) = ΔU⊖ (ii) > ΔU⊖ (iii) < ΔU⊖ (iv) = 0
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l): Δng = 1 − 3 = −2. ΔH = ΔU − 2RT, so (iii) ΔH⊖ < ΔU⊖.CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l): Δng = 1 − 3 = −2। ΔH = ΔU − 2RT, अतः (iii) ΔH⊖ < ΔU⊖।CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l): Δng = 1 − 3 = −2. ΔH = ΔU − 2RT, isliye (iii) ΔH⊖ < ΔU⊖.
5.5 Enthalpies of combustion of methane, graphite and dihydrogen at 298 K are −890.3, −393.5 and −285.8 kJ mol⁻¹. ΔfH of CH₄(g) is (i) −74.8 (ii) −52.27 (iii) +74.8 (iv) +52.26 kJ mol⁻¹5.5 298 K पर मेथेन, ग्रेफ़ाइट और डाइहाइड्रोजन की दहन एन्थैल्पी −890.3, −393.5 और −285.8 kJ mol⁻¹। CH₄(g) का ΔfH (i) −74.8 (ii) −52.27 (iii) +74.8 (iv) +52.26 kJ mol⁻¹5.5 298 K par methane, graphite aur dihydrogen ki combustion enthalpy −890.3, −393.5 aur −285.8 kJ mol⁻¹. CH₄(g) ka ΔfH (i) −74.8 (ii) −52.27 (iii) +74.8 (iv) +52.26 kJ mol⁻¹
C + 2H₂ → CH₄: ΔfH = (−393.5) + 2(−285.8) − (−890.3) = −393.5 − 571.6 + 890.3 = −74.8 kJ mol⁻¹ (i).C + 2H₂ → CH₄: ΔfH = (−393.5) + 2(−285.8) − (−890.3) = −74.8 kJ mol⁻¹ (i)।C + 2H₂ → CH₄: ΔfH = (−393.5) + 2(−285.8) − (−890.3) = −74.8 kJ mol⁻¹ (i).
5.6 A + B → C + D + q has a positive entropy change. The reaction will be: (i) possible at high temperature (ii) possible only at low temperature (iii) not possible at any temperature (iv) possible at any temperature5.6 A + B → C + D + q की एन्ट्रॉपी परिवर्तन धनात्मक है। अभिक्रिया: (i) उच्च ताप पर संभव (ii) केवल निम्न ताप पर संभव (iii) किसी ताप पर संभव नहीं (iv) किसी भी ताप पर संभव5.6 A + B → C + D + q ka entropy change positive hai. Reaction: (i) high temperature par possible (ii) sirf low temperature par (iii) kisi temperature par nahi (iv) kisi bhi temperature par possible
Heat is released (ΔH < 0) and ΔS > 0, so ΔG = ΔH − TΔS is negative at every T: possible at any temperature (iv). (The book labels this option “(v)”.)ऊष्मा निकलती है (ΔH < 0) और ΔS > 0, अतः ΔG = ΔH − TΔS हर ताप पर ऋणात्मक: किसी भी ताप पर संभव (iv)। (पुस्तक में यह विकल्प “(v)” छपा है।)Heat nikalti hai (ΔH < 0) aur ΔS > 0, isliye ΔG = ΔH − TΔS har T par negative: kisi bhi temperature par possible (iv). (Book mein ye option “(v)” chhapa hai.)
5.7 701 J of heat is absorbed by a system and 394 J of work is done by the system. Change in internal energy?5.7 निकाय 701 J ऊष्मा लेता है और 394 J कार्य करता है। आंतरिक ऊर्जा परिवर्तन?5.7 System 701 J heat leta hai aur 394 J work karta hai. Internal energy change?
q = +701 J, w = −394 J (work done by system). ΔU = q + w = 701 − 394 = +307 J.q = +701 J, w = −394 J (निकाय द्वारा कार्य)। ΔU = q + w = 701 − 394 = +307 J।q = +701 J, w = −394 J (system ne work kiya). ΔU = q + w = 701 − 394 = +307 J.
5.8 Cyanamide NH₂CN(s) burnt in a bomb calorimeter: ΔU = −742.7 kJ mol⁻¹ at 298 K. Find ΔH for NH₂CN + 3/2 O₂(g) → N₂(g) + CO₂(g) + H₂O(l).5.8 साइनैमाइड NH₂CN(s) का बम कैलोरीमीटर में दहन: 298 K पर ΔU = −742.7 kJ mol⁻¹। NH₂CN + 3/2 O₂(g) → N₂(g) + CO₂(g) + H₂O(l) का ΔH?5.8 Cyanamide NH₂CN(s) bomb calorimeter mein jalaya: 298 K par ΔU = −742.7 kJ mol⁻¹. NH₂CN + 3/2 O₂(g) → N₂(g) + CO₂(g) + H₂O(l) ka ΔH?
Cyanamide is a solid, so Δng = (1 + 1) − 3/2 = +0.5. ΔH = ΔU + ΔngRT = −742.7 + 0.5 × 8.314 × 10⁻³ × 298 = −742.7 + 1.24 = −741.5 kJ mol⁻¹.साइनैमाइड ठोस है, अतः Δng = (1 + 1) − 3/2 = +0.5। ΔH = ΔU + ΔngRT = −742.7 + 0.5 × 8.314 × 10⁻³ × 298 = −742.7 + 1.24 = −741.5 kJ mol⁻¹।Cyanamide solid hai, isliye Δng = (1 + 1) − 3/2 = +0.5. ΔH = ΔU + ΔngRT = −742.7 + 0.5 × 8.314 × 10⁻³ × 298 = −742.7 + 1.24 = −741.5 kJ mol⁻¹.
5.9 Heat (kJ) needed to raise 60.0 g of aluminium from 35 °C to 55 °C. Molar heat capacity of Al = 24 J mol⁻¹ K⁻¹.5.9 60.0 g ऐलुमिनियम को 35 °C से 55 °C तक गर्म करने की ऊष्मा (kJ)। Al की मोलर ऊष्माधारिता = 24 J mol⁻¹ K⁻¹।5.9 60.0 g aluminium ko 35 °C se 55 °C tak garam karne ki heat (kJ). Al ki molar heat capacity = 24 J mol⁻¹ K⁻¹.
n = 60.0/27 = 2.22 mol. q = nCmΔT = 2.22 × 24 × 20 = 1067 J ≈ 1.07 kJ.n = 60.0/27 = 2.22 mol। q = nCmΔT = 2.22 × 24 × 20 = 1067 J ≈ 1.07 kJ।n = 60.0/27 = 2.22 mol. q = nCmΔT = 2.22 × 24 × 20 = 1067 J ≈ 1.07 kJ.
5.10 Enthalpy change on freezing 1.0 mol of water at 10.0 °C to ice at −10.0 °C. ΔfusH = 6.03 kJ mol⁻¹ at 0 °C; Cp(l) = 75.3, Cp(s) = 36.8 J mol⁻¹ K⁻¹.5.10 10.0 °C के 1.0 mol जल को −10.0 °C की बर्फ़ बनाने पर एन्थैल्पी परिवर्तन। 0 °C पर ΔfusH = 6.03 kJ mol⁻¹; Cp(l) = 75.3, Cp(s) = 36.8 J mol⁻¹ K⁻¹।5.10 10.0 °C ke 1.0 mol paani ko −10.0 °C ki barf banane par enthalpy change. 0 °C par ΔfusH = 6.03 kJ mol⁻¹; Cp(l) = 75.3, Cp(s) = 36.8 J mol⁻¹ K⁻¹.
Three steps: water 10 → 0 °C: 75.3 × (−10) = −753 J; freezing at 0 °C: −6030 J; ice 0 → −10 °C: 36.8 × (−10) = −368 J. Total ΔH = −753 − 6030 − 368 = −7151 J = −7.151 kJ mol⁻¹.तीन चरण: जल 10 → 0 °C: 75.3 × (−10) = −753 J; 0 °C पर जमना: −6030 J; बर्फ़ 0 → −10 °C: 36.8 × (−10) = −368 J। कुल ΔH = −7151 J = −7.151 kJ mol⁻¹।Teen steps: paani 10 → 0 °C: 75.3 × (−10) = −753 J; 0 °C par jamna: −6030 J; barf 0 → −10 °C: 36.8 × (−10) = −368 J. Total ΔH = −7151 J = −7.151 kJ mol⁻¹.
5.11 Enthalpy of combustion of carbon to CO₂ is −393.5 kJ mol⁻¹. Heat released on forming 35.2 g of CO₂?5.11 कार्बन के CO₂ में दहन की एन्थैल्पी −393.5 kJ mol⁻¹। 35.2 g CO₂ बनने पर मुक्त ऊष्मा?5.11 Carbon ke CO₂ mein combustion ki enthalpy −393.5 kJ mol⁻¹. 35.2 g CO₂ banne par nikli heat?
n(CO₂) = 35.2/44 = 0.800 mol. Heat released = 0.800 × 393.5 = 314.8 kJ (ΔH = −314.8 kJ).n(CO₂) = 35.2/44 = 0.800 mol। मुक्त ऊष्मा = 0.800 × 393.5 = 314.8 kJ (ΔH = −314.8 kJ)।n(CO₂) = 35.2/44 = 0.800 mol. Nikli heat = 0.800 × 393.5 = 314.8 kJ (ΔH = −314.8 kJ).
5.12 ΔfH of CO(g), CO₂(g), N₂O(g), N₂O₄(g) = −110, −393, 81, 9.7 kJ mol⁻¹. Find ΔrH for N₂O₄(g) + 3CO(g) → N₂O(g) + 3CO₂(g).5.12 CO(g), CO₂(g), N₂O(g), N₂O₄(g) का ΔfH = −110, −393, 81, 9.7 kJ mol⁻¹। N₂O₄(g) + 3CO(g) → N₂O(g) + 3CO₂(g) का ΔrH?5.12 CO(g), CO₂(g), N₂O(g), N₂O₄(g) ka ΔfH = −110, −393, 81, 9.7 kJ mol⁻¹. N₂O₄(g) + 3CO(g) → N₂O(g) + 3CO₂(g) ka ΔrH?
ΔrH = [81 + 3(−393)] − [9.7 + 3(−110)] = (−1098) − (−320.3) = −777.7 kJ mol⁻¹.ΔrH = [81 + 3(−393)] − [9.7 + 3(−110)] = (−1098) − (−320.3) = −777.7 kJ mol⁻¹।ΔrH = [81 + 3(−393)] − [9.7 + 3(−110)] = (−1098) − (−320.3) = −777.7 kJ mol⁻¹.
5.13 N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g); ΔrH⊖ = −92.4 kJ mol⁻¹. Standard enthalpy of formation of NH₃?5.13 N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g); ΔrH⊖ = −92.4 kJ mol⁻¹। NH₃ की मानक विरचन एन्थैल्पी?5.13 N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g); ΔrH⊖ = −92.4 kJ mol⁻¹. NH₃ ki standard enthalpy of formation?
ΔfH⊖ is for 1 mol: −92.4/2 = −46.2 kJ mol⁻¹.ΔfH⊖ 1 mol के लिए: −92.4/2 = −46.2 kJ mol⁻¹।ΔfH⊖ 1 mol ke liye: −92.4/2 = −46.2 kJ mol⁻¹.
5.14 Standard enthalpy of formation of CH₃OH(l) from: CH₃OH(l) + 3/2 O₂ → CO₂ + 2H₂O(l), −726; C(graphite) + O₂ → CO₂, −393; H₂ + ½O₂ → H₂O(l), −286 kJ mol⁻¹.5.14 CH₃OH(l) की मानक विरचन एन्थैल्पी: CH₃OH(l) + 3/2 O₂ → CO₂ + 2H₂O(l), −726; C(ग्रेफ़ाइट) + O₂ → CO₂, −393; H₂ + ½O₂ → H₂O(l), −286 kJ mol⁻¹।5.14 CH₃OH(l) ki standard enthalpy of formation: CH₃OH(l) + 3/2 O₂ → CO₂ + 2H₂O(l), −726; C(graphite) + O₂ → CO₂, −393; H₂ + ½O₂ → H₂O(l), −286 kJ mol⁻¹.
Target C + 2H₂ + ½O₂ → CH₃OH(l) = eq(2) + 2 × eq(3) − eq(1): ΔfH⊖ = −393 + 2(−286) − (−726) = −239 kJ mol⁻¹.लक्ष्य C + 2H₂ + ½O₂ → CH₃OH(l) = समी.(2) + 2 × समी.(3) − समी.(1): ΔfH⊖ = −393 + 2(−286) + 726 = −239 kJ mol⁻¹।Target C + 2H₂ + ½O₂ → CH₃OH(l) = eq(2) + 2 × eq(3) − eq(1): ΔfH⊖ = −393 + 2(−286) + 726 = −239 kJ mol⁻¹.
5.15 Enthalpy change for CCl₄(g) → C(g) + 4Cl(g), and the C–Cl bond enthalpy. ΔvapH(CCl₄) = 30.5, ΔfH(CCl₄) = −135.5, ΔaH(C) = 715.0, ΔaH(Cl₂) = 242 kJ mol⁻¹.5.15 CCl₄(g) → C(g) + 4Cl(g) का एन्थैल्पी परिवर्तन और C–Cl आबंध एन्थैल्पी। ΔvapH(CCl₄) = 30.5, ΔfH(CCl₄) = −135.5, ΔaH(C) = 715.0, ΔaH(Cl₂) = 242 kJ mol⁻¹।5.15 CCl₄(g) → C(g) + 4Cl(g) ka enthalpy change aur C–Cl bond enthalpy. ΔvapH(CCl₄) = 30.5, ΔfH(CCl₄) = −135.5, ΔaH(C) = 715.0, ΔaH(Cl₂) = 242 kJ mol⁻¹.
Hess path: CCl₄(g) → CCl₄(l): −30.5; CCl₄(l) → C(s) + 2Cl₂(g): +135.5; C(s) → C(g): +715.0; 2Cl₂(g) → 4Cl(g): 2 × 242 = +484. Total = 1304 kJ mol⁻¹. Mean C–Cl bond enthalpy = 1304/4 = 326 kJ mol⁻¹.हेस पथ: CCl₄(g) → CCl₄(l): −30.5; CCl₄(l) → C(s) + 2Cl₂(g): +135.5; C(s) → C(g): +715.0; 2Cl₂(g) → 4Cl(g): 2 × 242 = +484। कुल = 1304 kJ mol⁻¹। माध्य C–Cl आबंध एन्थैल्पी = 1304/4 = 326 kJ mol⁻¹।Hess path: CCl₄(g) → CCl₄(l): −30.5; CCl₄(l) → C(s) + 2Cl₂(g): +135.5; C(s) → C(g): +715.0; 2Cl₂(g) → 4Cl(g): 2 × 242 = +484. Total = 1304 kJ mol⁻¹. Mean C–Cl bond enthalpy = 1304/4 = 326 kJ mol⁻¹.
5.16 For an isolated system ΔU = 0. What will be ΔS?5.16 विलगित निकाय के लिए ΔU = 0। ΔS क्या होगा?5.16 Isolated system ke liye ΔU = 0. ΔS kya hoga?
For a spontaneous change in an isolated system the energy does not change, so entropy is the only driving force: ΔS > 0 (positive); at equilibrium ΔS = 0.विलगित निकाय में स्वतःप्रवर्तित परिवर्तन में ऊर्जा नहीं बदलती, अतः केवल एन्ट्रॉपी प्रेरक बल है: ΔS > 0 (धनात्मक); साम्य पर ΔS = 0।Isolated system mein spontaneous change mein energy nahi badalti, isliye sirf entropy driving force hai: ΔS > 0 (positive); equilibrium par ΔS = 0.
5.17 For 2A + B → C at 298 K, ΔH = 400 kJ mol⁻¹ and ΔS = 0.2 kJ K⁻¹ mol⁻¹. Above what temperature does it become spontaneous?5.17 2A + B → C के लिए 298 K पर ΔH = 400 kJ mol⁻¹, ΔS = 0.2 kJ K⁻¹ mol⁻¹। किस ताप से ऊपर यह स्वतः होगी?5.17 2A + B → C ke liye 298 K par ΔH = 400 kJ mol⁻¹, ΔS = 0.2 kJ K⁻¹ mol⁻¹. Kis temperature ke upar spontaneous hogi?
ΔG = 0 at T = ΔH/ΔS = 400/0.2 = 2000 K. ΔG < 0 when T > 2000 K.T = ΔH/ΔS = 400/0.2 = 2000 K पर ΔG = 0। ΔG < 0 जब T > 2000 K।T = ΔH/ΔS = 400/0.2 = 2000 K par ΔG = 0. ΔG < 0 jab T > 2000 K.
5.18 For 2Cl(g) → Cl₂(g), what are the signs of ΔH and ΔS?5.18 2Cl(g) → Cl₂(g) के लिए ΔH और ΔS के चिह्न?5.18 2Cl(g) → Cl₂(g) ke liye ΔH aur ΔS ke sign?
A bond forms, so energy is released: ΔH negative. Two gas atoms become one molecule (less randomness): ΔS negative.आबंध बनता है, ऊर्जा निकलती है: ΔH ऋणात्मक। दो गैसीय परमाणु एक अणु बनते हैं (कम यादृच्छिकता): ΔS ऋणात्मक।Bond banta hai, energy nikalti hai: ΔH negative. Do gas atoms ek molecule bante hain (kam randomness): ΔS negative.
5.19 For 2A(g) + B(g) → 2D(g), ΔU⊖ = −10.5 kJ and ΔS⊖ = −44.1 J K⁻¹. Calculate ΔG⊖ and predict spontaneity (298 K).5.19 2A(g) + B(g) → 2D(g) के लिए ΔU⊖ = −10.5 kJ, ΔS⊖ = −44.1 J K⁻¹। ΔG⊖ ज्ञात कर स्वतःप्रवर्तिता बताइए (298 K)।5.19 2A(g) + B(g) → 2D(g) ke liye ΔU⊖ = −10.5 kJ, ΔS⊖ = −44.1 J K⁻¹. ΔG⊖ nikaal kar spontaneity bataiye (298 K).
Δng = 2 − 3 = −1. ΔH⊖ = ΔU⊖ + ΔngRT = −10.5 − 8.314 × 10⁻³ × 298 = −12.98 kJ. ΔG⊖ = ΔH⊖ − TΔS⊖ = −12.98 − 298 × (−0.0441) = −12.98 + 13.14 = +0.164 kJ. ΔG⊖ > 0, so the reaction is not spontaneous.Δng = 2 − 3 = −1। ΔH⊖ = ΔU⊖ + ΔngRT = −10.5 − 8.314 × 10⁻³ × 298 = −12.98 kJ। ΔG⊖ = −12.98 − 298 × (−0.0441) = −12.98 + 13.14 = +0.164 kJ। ΔG⊖ > 0, अतः अभिक्रिया स्वतः नहीं।Δng = 2 − 3 = −1. ΔH⊖ = ΔU⊖ + ΔngRT = −10.5 − 8.314 × 10⁻³ × 298 = −12.98 kJ. ΔG⊖ = −12.98 − 298 × (−0.0441) = −12.98 + 13.14 = +0.164 kJ. ΔG⊖ > 0, isliye reaction spontaneous nahi.
5.20 The equilibrium constant of a reaction is 10. Find ΔG⊖ (R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹, T = 300 K).5.20 किसी अभिक्रिया का साम्य स्थिरांक 10 है। ΔG⊖ ज्ञात कीजिए (R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹, T = 300 K)।5.20 Reaction ka equilibrium constant 10 hai. ΔG⊖ nikaaliye (R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹, T = 300 K).
ΔG⊖ = −2.303RT log K = −2.303 × 8.314 × 300 × log 10 = −5744 J mol⁻¹ ≈ −5.74 kJ mol⁻¹.ΔG⊖ = −2.303RT log K = −2.303 × 8.314 × 300 × 1 = −5744 J mol⁻¹ ≈ −5.74 kJ mol⁻¹।ΔG⊖ = −2.303RT log K = −2.303 × 8.314 × 300 × 1 = −5744 J mol⁻¹ ≈ −5.74 kJ mol⁻¹.
5.21 Comment on the thermodynamic stability of NO(g): ½N₂ + ½O₂ → NO, ΔrH⊖ = 90 kJ mol⁻¹; NO + ½O₂ → NO₂, ΔrH⊖ = −74 kJ mol⁻¹.5.21 NO(g) के ऊष्मागतिक स्थायित्व पर टिप्पणी: ½N₂ + ½O₂ → NO, ΔrH⊖ = 90 kJ mol⁻¹; NO + ½O₂ → NO₂, ΔrH⊖ = −74 kJ mol⁻¹।5.21 NO(g) ki thermodynamic stability par comment: ½N₂ + ½O₂ → NO, ΔrH⊖ = 90 kJ mol⁻¹; NO + ½O₂ → NO₂, ΔrH⊖ = −74 kJ mol⁻¹.
NO forms with absorption of heat (ΔfH⊖ = +90), so it has more energy than N₂ and O₂ — it is unstable. Its change to NO₂ releases 74 kJ, so NO tends to turn into the more stable NO₂ (overall ΔfH⊖ of NO₂ = 90 − 74 = +16 kJ mol⁻¹).NO ऊष्मा लेकर बनता है (ΔfH⊖ = +90), इसलिए इसकी ऊर्जा N₂ और O₂ से अधिक है — यह अस्थायी है। NO₂ में बदलने पर 74 kJ निकलती है, अतः NO अधिक स्थायी NO₂ में बदलने की प्रवृत्ति रखता है (NO₂ का कुल ΔfH⊖ = 90 − 74 = +16 kJ mol⁻¹)।NO heat lekar banta hai (ΔfH⊖ = +90), isliye uski energy N₂ aur O₂ se zyada — ye unstable hai. NO₂ mein badalne par 74 kJ nikalti hai, isliye NO zyada stable NO₂ mein badalna chahta hai (NO₂ ka total ΔfH⊖ = 90 − 74 = +16 kJ mol⁻¹).
5.22 Entropy change of the surroundings when 1.00 mol of H₂O(l) is formed under standard conditions; ΔfH⊖ = −286 kJ mol⁻¹.5.22 मानक परिस्थितियों में 1.00 mol H₂O(l) बनने पर परिवेश की एन्ट्रॉपी परिवर्तन; ΔfH⊖ = −286 kJ mol⁻¹।5.22 Standard conditions mein 1.00 mol H₂O(l) banne par surroundings ka entropy change; ΔfH⊖ = −286 kJ mol⁻¹.
Heat given to surroundings qsurr = +286 kJ. ΔSsurr = qsurr/T = 286000/298 = +959.7 J K⁻¹ mol⁻¹.परिवेश को दी गई ऊष्मा qपरिवेश = +286 kJ। ΔSपरिवेश = 286000/298 = +959.7 J K⁻¹ mol⁻¹।Surroundings ko di gayi heat qsurr = +286 kJ. ΔSsurr = 286000/298 = +959.7 J K⁻¹ mol⁻¹.

🎯 Quiz — 14 questions🎯 क्विज़ — 14 प्रश्न🎯 Quiz — 14 questions

Tap an option. The answer and a short reason appear at once.किसी विकल्प पर टैप करें। उत्तर और छोटा कारण तुरंत दिखेगा।Kisi option par tap kijiye. Answer aur chhota reason turant dikhega.

1. A thermos flask with hot tea (sealed, insulated) is an example of a(n):बंद, ऊष्मारोधी थर्मस फ़्लास्क में गर्म चाय किसका उदाहरण है?Band, insulated thermos flask mein garam chai kiska example hai?

2. Which is NOT a state function?इनमें से कौन अवस्था फलन नहीं है?Inmein se kaun state function nahi hai?

3. A system absorbs 500 J of heat and 200 J of work is done on it. ΔU = ?निकाय 500 J ऊष्मा लेता है और उस पर 200 J कार्य होता है। ΔU = ?System 500 J heat leta hai aur us par 200 J work hota hai. ΔU = ?

4. For an adiabatic process:रुद्धोष्म प्रक्रम के लिए:Adiabatic process ke liye:

5. For N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g), the relation between ΔH and ΔU is:N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) के लिए ΔH और ΔU का संबंध:N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) ke liye ΔH aur ΔU ka sambandh:

6. A bomb calorimeter measures the heat of reaction at constant:बम कैलोरीमीटर किस स्थिर राशि पर अभिक्रिया ऊष्मा मापता है?Bomb calorimeter kis constant quantity par reaction heat naapta hai?

7. Standard enthalpy of formation is zero for:मानक विरचन एन्थैल्पी शून्य होती है:Standard enthalpy of formation zero hoti hai:

8. C → CO₂: −393.5 and CO → CO₂: −283.0 kJ mol⁻¹. ΔH for C + ½O₂ → CO is:C → CO₂: −393.5 और CO → CO₂: −283.0 kJ mol⁻¹। C + ½O₂ → CO का ΔH:C → CO₂: −393.5 aur CO → CO₂: −283.0 kJ mol⁻¹. C + ½O₂ → CO ka ΔH:

9. Enthalpy of atomisation of CH₄ is 1665 kJ mol⁻¹. The mean C–H bond enthalpy is:CH₄ की परमाणुकरण एन्थैल्पी 1665 kJ mol⁻¹ है। माध्य C–H आबंध एन्थैल्पी:CH₄ ki atomisation enthalpy 1665 kJ mol⁻¹ hai. Mean C–H bond enthalpy:

10. Entropy increases in:एन्ट्रॉपी किसमें बढ़ती है?Entropy kismein badhti hai?

11. A reaction with ΔH > 0 and ΔS > 0 is spontaneous:ΔH > 0 और ΔS > 0 वाली अभिक्रिया स्वतः होती है:ΔH > 0 aur ΔS > 0 wali reaction spontaneous hoti hai:

12. ΔH = 400 kJ mol⁻¹, ΔS = 0.2 kJ K⁻¹ mol⁻¹. The reaction becomes spontaneous above:ΔH = 400 kJ mol⁻¹, ΔS = 0.2 kJ K⁻¹ mol⁻¹। अभिक्रिया किस ताप से ऊपर स्वतः?ΔH = 400 kJ mol⁻¹, ΔS = 0.2 kJ K⁻¹ mol⁻¹. Reaction kis temperature ke upar spontaneous?

13. If ΔrG⊖ for a reaction is large and negative, its equilibrium constant K is:यदि ΔrG⊖ बड़ा और ऋणात्मक हो, तो साम्य स्थिरांक K:Agar ΔrG⊖ bada aur negative ho, to equilibrium constant K:

14. For a reaction with K = 10 at 300 K, ΔG⊖ is about:300 K पर K = 10 वाली अभिक्रिया का ΔG⊖ लगभग:300 K par K = 10 wali reaction ka ΔG⊖ lagbhag:

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Found a mistake?कोई गलती दिखी?Koi galti dikhi? Report a mistakeगलती बताइएGalti bataiye — we fix confirmed errors quickly.— पक्की गलतियाँ हम जल्दी ठीक करते हैं।— confirm galtiyan hum jaldi theek karte hain.

These are Simple Learning Hub's own study notes written to follow the NCERT Class 11 Chemistry textbook (2026-27 reprint, rationalised) section by section; read them with the official NCERT chapter. Diagrams are original SLH drawings based on the NCERT figures they name.ये Simple Learning Hub के अपने स्टडी नोट्स हैं, जो NCERT कक्षा 11 रसायन विज्ञान की किताब (2026-27) के हर अनुभाग के साथ लिखे गए हैं; इन्हें NCERT के आधिकारिक अध्याय के साथ पढ़िए। डायग्राम SLH के अपने बनाए चित्र हैं।Ye Simple Learning Hub ke apne study notes hain, jo NCERT Class 11 Chemistry ki kitaab (2026-27) ke har section ke saath likhe gaye hain; inhe NCERT ke official chapter ke saath padhiye. Diagrams SLH ki apni drawings hain.