विलयन का एन्थैल्पी परिवर्तन

ऊष्मारसायन में, विलयन की तापीय धारिता (समाधान की ऊष्मा या विलायक की तापीय धारिता) आइसोबैरिक प्रक्रिया में एक विलायक में पदार्थ के विलयन से जुड़ा तापीय धारिता परिवर्तन है जिसके परिणामस्वरूप अनंत तनुकरण होता है।

विलयन की एन्थैल्पी को अक्सर स्थिर तापमान पर जूल/मोल (इकाई) में व्यक्त किया जाता है। ऊर्जा परिवर्तन को तीन भागों से बना माना जा सकता है: विलेय के भीतर और विलायक के भीतर रासायनिक बंधन का एन्दोठेर्मिक  टूटना, और विलेय और विलायक के बीच आकर्षण का निर्माण। एक आदर्श समाधान में मिश्रण की अशक्त तापीय धारिता होती है। एक गैर-आदर्श समाधान के लिए यह एक अतिरिक्त मोलर मात्रा है।

ऊर्जावान
अधिकांश गैसों द्वारा विघटन एक्ज़ोथिर्मिक है। अर्थात्, जब एक तरल विलायक में एक गैस घुलती है, तो ऊर्जा गर्मी के रूप में जारी होती है, दोनों प्रणाली (अर्थात समाधान) और परिवेश को गर्म करती है।

समाधान का तापमान अंततः आसपास के तापमान से मेल खाने के लिए घटता है। एक अलग चरण के रूप में गैस और समाधान में गैस के बीच संतुलन, ले चेटेलियर के सिद्धांत द्वारा गैस के समाधान में जाने के पक्ष में बदल जाएगा क्योंकि तापमान कम हो जाता है (तापमान कम करने से गैस की घुलनशीलता बढ़ जाती है)।

जब किसी गैस के संतृप्त विलयन को गर्म किया जाता है तो विलयन से गैस निकलती है।

विघटन के चरण
विघटन को तीन चरणों में होने के रूप में देखा जा सकता है:
 * 1) विलेय-विलेय आकर्षण (एंडोथर्मिक) को तोड़ना, उदाहरण के लिए जाली ऊर्जा देखें $U_\text{latt}$ लवण में।
 * 2) सॉल्वेंट-सॉल्वेंट आकर्षण (एंडोथर्मिक) को तोड़ना, उदाहरण के लिए  हाइड्रोजन बंध
 * 3) सॉल्वैंट्स में सॉल्वेंट-विलेय आकर्षण ( एक्ज़ोथिर्मिक ) बनाना।

सॉल्वेशन की एन्थैल्पी का मान इन अलग-अलग चरणों का योग है।
 * $$\Delta H_\text{solv} = \Delta H_\text{diss} + U_\text{latt}$$

अमोनियम नाइट्रेट को पानी में घोलना एंडोथर्मिक है। अमोनियम आयनों और नाइट्रेट आयनों के सॉल्वेशन द्वारा जारी ऊर्जा अमोनियम नाइट्रेट आयनिक जाली और पानी के अणुओं के बीच के आकर्षण को तोड़ने में अवशोषित ऊर्जा से कम है। पोटेशियम हाइड्रोक्साइड  को भंग करना एक्ज़ोथिर्मिक है, क्योंकि विलेय और विलायक को तोड़ने में उपयोग की जाने वाली ऊर्जा की तुलना में विलायक के दौरान अधिक ऊर्जा जारी की जाती है।

अंतर या अभिन्न रूप में भाव
विलेय-विलायक की मात्रा के अनुपात के कार्य के रूप में, विघटन के एन्थैल्पी परिवर्तन की अभिव्यक्ति अंतर या अभिन्न हो सकती है।

विघटन का मोलर डिफरेंशियल एन्थैल्पी परिवर्तन है:
 * $$\Delta_\text{diss}^{d} H= \left(\frac{\partial \Delta_\text{diss} H}{\partial \Delta n_i}\right)_{T,p,n_B}$$

कहाँ $\partial \Delta n_i$ विघटन के दौरान विलेय की मोल संख्या का अत्यल्प परिवर्तन या अंतर है।

विघटन की अभिन्न गर्मी को अंतिम एकाग्रता के साथ एक निश्चित मात्रा में समाधान प्राप्त करने की प्रक्रिया के लिए परिभाषित किया गया है। विलेय की मोल संख्या द्वारा सामान्यीकृत इस प्रक्रिया में एन्थैल्पी परिवर्तन का मूल्यांकन विघटन की मोलर समाकल ऊष्मा के रूप में किया जाता है। गणितीय रूप से, विघटन की दाढ़ अभिन्न ऊष्मा को इस प्रकार निरूपित किया जाता है:
 * $$ \Delta_\text{diss}^{i} H = \frac{\Delta_\text{diss} H}{n_B}$$

विघटन की प्रमुख ऊष्मा एक असीम रूप से पतला घोल प्राप्त करने के लिए विघटन की विभेदक ऊष्मा है।

समाधान की प्रकृति पर निर्भरता
एक आदर्श विलयन के मिश्रण की तापीय धारिता परिभाषा के अनुसार शून्य है, लेकिन गैर-इलेक्ट्रोलाइट्स के विघटन की तापीय धारिता संलयन या वाष्पीकरण की तापीय धारिता का मान है। इलेक्ट्रोलाइट्स के गैर-आदर्श समाधानों के लिए यह निम्नलिखित सूत्र के माध्यम से विलेय (ओं) के गतिविधि गुणांक और सापेक्ष पारगम्यता के तापमान व्युत्पन्न से जुड़ा है: $$ H_{dil} = \sum_i \nu_i RT \ln \gamma_i \left( 1 + \frac{T}{\epsilon}\frac{\partial \epsilon}{\partial T} \right)$$

यह भी देखें

 * स्पष्ट दाढ़ संपत्ति
 * मिलाने की एन्थैल्पी
 * तनुता का ताप
 * पिघलने का ताप
 * जलयोजन ऊर्जा
 * जाली ऊर्जा
 * कमजोर पड़ने का नियम
 * समाधान
 * थर्मोडायनामिक गतिविधि
 * घुलनशीलता संतुलन

बाहरी संबंध

 * phase diagram