මෙම පාඩමෙන් රසායනික ප්‍රතික්‍රියාවල ශක්ති වෙනස්වීම්, එන්තැල්පි සංකල්ප, හෙස්ගේ නියමය සහ තාප ගති විද්‍යාවේ මූලික කරුණු, එනම් එන්ට්‍රොපිය සහ ගිබ්ස් නිදහස් ශක්තිය ගවේෂණය කරයි.

1. මූලික සංකල්ප (කෙටි සටහන්)

7.1 රසායනික ප්‍රතික්‍රියාවල ශක්තිය (Energy in Chemical Reactions)

රසායනික ප්‍රතික්‍රියාවලට බන්ධන බිඳීම සහ සෑදීම ඇතුළත් වන අතර, එය ශක්ති වෙනස්වීම්වලට තුඩු දෙයි:

• තාපදායක ප්‍රතික්‍රියා (Exothermic reactions): තාපය මුදාහරියි (ΔH ඍණ වේ).

• තාප අවශෝෂක ප්‍රතික්‍රියා (Endothermic reactions): තාපය අවශෝෂණය කරයි (ΔH ධන වේ).

• උදාහරණ:

  • තාපදායක: දහනය, උදාසීන කිරීම, ශ්වසනය.

  • තාප අවශෝෂක: ප්‍රභාසංශ්ලේෂණය, තාප වියෝජනය.

7.2 එන්තැල්පිය (ΔH) (Enthalpy)

එන්තැල්පිය යනු නියත පීඩනයකදී පද්ධතියක තාප අන්තර්ගතයයි.

• ΔH = H(ඵල) – H(ප්‍රතික්‍රියක)

• ඒකක: kJ mol⁻¹

7.3 සම්මත එන්තැල්පි වෙනස (Standard Enthalpy Change)

සම්මත තත්ත්ව යටතේ මනිනු ලැබේ:

• 25°C (298 K)

• 1 atm පීඩනය

• 1 mol/dm³ සාන්ද්‍රණය

• ඇතුළත් වන්නේ:

  • සම්මත සැදීමේ එන්තැල්පිය (ΔHf°): මූලද්‍රව්‍යවලින් සංයෝග 1 mol සෑදීම.

  • සම්මත දහන එන්තැල්පිය (ΔHc°): සංයෝග 1 mol ක සම්පූර්ණ දහනය.

  • උදාසීන කිරීමේ එන්තැල්පිය: අම්ල + භෂ්මයෙන් ජලය 1 mol සෑදීම.

7.4 බන්ධන එන්තැල්පි (Bond Enthalpies)

වායුමය අණු වල බන්ධන 1 mol ක් බිඳ දැමීමට අවශ්‍ය ශක්තියයි.

• බන්ධන බිඳීම → තාප අවශෝෂක.

• බන්ධන සෑදීම → තාපදායක.

• ආසන්න ගණනය කිරීම:

  • ΔH = Σ(බිඳුණු බන්ධන) – Σ(සෑදුණු බන්ධන)

7.5 හෙස්ගේ නියමය (Hess’s Law)

ප්‍රතික්‍රියාවක මුළු එන්තැල්පි වෙනස, මාර්ගය කුමක් වුවත් එකම අගයක් ගනී.

• ΔH සෘජුව මැනිය නොහැකි විට ප්‍රයෝජනවත් වේ.

• දන්නා ΔH අගයන් භාවිතා කරමින් එන්තැල්පි චක්‍ර ගොඩනඟන්න.

7.6 එන්ට්‍රොපිය (ΔS) (Entropy)

අවක්‍රමිකතාවයේ හෝ අහඹු බවේ මිනුමකි।

• වායු → වැඩිම එන්ට්‍රොපිය

• ඝන → අඩුම එන්ට්‍රොපිය

• වායු අණු සංඛ්‍යාව වැඩි කරන ප්‍රතික්‍රියා → වැඩි එන්ට්‍රොපිය

7.7 ගිබ්ස් නිදහස් ශක්තිය (ΔG) (Gibbs Free Energy)

ප්‍රතික්‍රියාවක් ස්වයංසිද්ධද? යන කාරණය තීරණය කරයි.

• සූත්‍රය:ΔG = ΔH – (T × ΔS)

• අර්ථ නිරූපණය:

  • ΔG < 0 → ස්වයංසිද්ධ

  • ΔG > 0 → ස්වයංසිද්ධ නොවන

  • ΔG = 0 → සමතුලිතතාවය

2. මතක තබාගත යුතු ප්‍රධාන සූත්‍ර

3. විභාග සඳහා උපදෙස් සහ උපක්‍රම (Tips & Tricks for Exams)

• ΔH ධනද? ඍණද? සලකන්න—ස්වභාවය තීරණය වේ.

• බන්ධන එන්තැල්පි ප්‍රශ්න → සෑම බන්ධනයක්ම නිවැරදිව ගණනය කරන්න.

• හෙස්ගේ නියමය → ΔH හි ලකුණ හරවා (reverse) ආපසු කරගැනීම අවශ්‍ය වේ.

• Endothermic ≠ Not spontaneous / Exothermic ≠ Always spontaneous.

• ගිබ්ස් ගණනයකදී kJ ↔ J පරිවර්තනය සැලකිල්ලෙන් කරන්න.

• එන්ට්‍රොපිය වැඩි වීම බොහෝ විට ස්වයංසිද්ධතාවයට හිතකර වේ.

• ΔH ධන වුවත්, T × ΔS වැඩි නම් → ΔG ඍණ → ස්වයංසිද්ධ.

4. මතක තබා ගත යුතු වැදගත් කරුණු

• එන්තැල්පිය, එන්ට්‍රොපිය, ගිබ්ස් ශක්තිය → ප්‍රතික්‍රියා හැසිරීම පුරෝකථනය කිරීමේ මූලික මූලධර්මය.

• හෙස්ගේ නියමය → සෘජු ලෙස මැනල නොහැකි ΔH ගණනය කිරීමට බලවත් මෙවලමකි.

• තරමක් අභිරහස් කරුණු:→ Endothermic ≠ Non-spontaneous→ Exothermic ≠ Always spontaneous

• එන්ට්‍රොපිය ස්වභාවිකව වැඩිවීම නිසා බොහෝ පද්ධති අහඹුතාවය වර්ධනය කරයි.

• ΔG මඟින් එන්තැල්පිය + එන්ට්‍රොපිය එකතු කර ප්‍රතික්‍රියාව ශක්‍යද? යන්න තීරණය කරයි.