أحدث الموضوعات

أنواع حرارات التفاعل Types of Heat (enthalpy) of Reaction




تعريف حرارة التفاعل Heat of Reaction

يمكن تعريف حرارة التفاعل بأكثر من طريقة :

(1) حرارة التفاعل ھي "محصلة تغیرات الطاقة الناتجة عن تحطیم وتكوین الروابط الكیمیائیة".

(2) حرارة التفاعل هي "كمیة الحرارة التي تنطلق أو تمتص عندما یتفاعل عدد من الجزیئات مع بعضھا لینتھي التفاعل بالنواتج".

(3) حرارة التفاعل هي "الفرق بین حرارة المواد المتفاعلة (ΔHReactants) حرارة المواد الناتجة (ΔHProducts)".

وقد یكون ھذا التغیر الحراري مصاحباً لعملیة تكوین مادة من عناصرھا الأولیة، وفي ھذه الحالة یسمى ذلك التغیر الحراري "حرارة التكوین". أو یكون ھذا التغیر الحراري مصاحباً لعملیة احتراق مادة ما فیسمى "حرارة الإحتراق"، أو یكون مصاحباً لعملیة تعادل بین حمض وقاعدة، فیسمى " حرارة التعادل"، ... وھكذا.

وسوف نسرد لكم بالتفصيل جميع أنواع حرارات التفاعل كما يلي: 

(1) حرارة التكوين  Heat of Formation

** تعرف حرارة التكوين ΔHFo بأنھا حرارة التفاعل أو التغیر في الإنثالبي (المنطلقة أو الممتصة) عندما یتكون مول واحد من مادة ما من عناصرها الأولية وھي في حالتھا القیاسیة.

** وحدة قياس حرارة التكوين:  kJ/mol

** ولقد اتفق أن قیم لجمیع العناصر في حالتھا القیاسیة تساوي صفراً


** أمتلة توضيحية :

(1) الأكسجين یوجد على ثلاثة أشكال :
الأكسجين الذري (O) ، والأكسجين الجزيئي (O2) ، الأوزون (O3)
ويعتبر الأكسجين (O2) الأكثر استقراراً عند (298K) وضغط جوي واحد (1 atm) وبالتالي فإن:
(2) الكربون یوجد على شكلین:
جرافيت (graphite) وألماس (diamond) ویعتبر الجرافیت الأكثر استقراراً عند (298 K) وضغط جوي واحد ، وهذا يعني:

شروط كتابة معادلة التكوين

(1) المادة الناتجة ھي فقط مول من المادة المراد إیجاد حرارة التكوین لھا.

(2) المواد المتفاعلة ھي العناصر المكونة للمادة المراد إیجاد حرارة التكوین لھا. بشرط أن تكون ھذه العناصر في الحالة القیاسیة.
فمثلاً لا یمكن استخدام التفاعل التالي لحساب حرارة التكوین لـــ CO
وذلك لأن الكربون في حالته الطبیعیة یكون في حالة صلبة ولیست غازیة.

أمثلة توضيحية

(1) حرارة التكوین لكلورید الھیدروجین HCl

(2) حرارة التكوین للماء H2O

(3) حرارة التكوین لأكسید الكربون CO

(4) حرارة التكوین لثاني أكسید الكربون CO2

(5) حرارة التكوین لكبریتید الحدید FeS II

(6) حرارة التكوین للبروبان C3H8

(7) حرارة تكوین النشادر (الأمونیا) NH3

(8) حرارة التكوین لكبریتات النحاس CuSO4

حساب حرارة التكوين القياسية

مثال (1): لديك التفاعل التالي:
وفيه حرارة التفاعل القياسية ΔHo (التغير في الإنثالبي القياسي) یساوي مجموع حرارات التكوین القیاسیة لجمیع المواد الناتجة مطروحاً منه مجموع حرارات التكوین القیاسیة لجمیع المواد المتفاعلة، أي:
حيث:
P تعني Products أي النواتج 
R  تعني Reactants أي المتفاعلات .
ΔHo : حرارة التفاعل
np= عدد المولات لأى مادة ناتجة 
nR = عدد مولات لأى مادة متفاعلة .
)pΔHFo) = حرارة التكوین لمول واحد من المادة الناتجة

)RΔHFo) = حرارة التكوین لمول واحد من المادة المتفاعلة

وبالتالي فإنه للتفاعل:
یمكن حساب حرارة التفاعل أو حرارة التكوین لأي مادة متفاعلة كما یلي :
وھذا یعني أن حرارة التفاعل القیاسیة ΔHο تساوي حرارة التكوین القیاسیة للمركب CO2(g)

يمكنك قراءة موضوع كامل عن حرارة التكوين مع المسائل المحلولة من خلال هذا الرابط : أضغط هنا 

(2) حرارة الإحتراق  Heat of Combustion

** تعرف حرارة الإحتراق القیاسیة بأنھا الحرارة الناتجة (المنطلقة) من احتراق مول واحد من مركب ما في حالته القیاسیة احتراقاً كاملاً في جو من الأكسجین (وفرة من الأكسجین) عند درجة حرارة (25 Co) وضغط ( 1 atm)

** ویرمز لحرارة الإحتراق بالرمز (ΔHCo) وحیث أن الحرارة تنطلق نتیجة الإحتراق فإن قيم (ΔHCo) تكون سالبة.

احتراق المواد التي تحتوي على كربون وهيدروجين فقط

** عند احتراق المواد التي تحتوي على كربون وھیدروجین فقط احتراقاً كاملاً فإنھا تنتج فقط ثاني أكسید الكربون والماء.

** یجب أن یوجد الأكسجین بكمیة كافیة في التفاعل (تفاعل الاحتراق) لیتحول جمیع الكربون والھیدروجین الى ثاني أكسید الكربون وماء

أمثلة لتفاعلات الاحتراق



يمكنك قراءة موضوع كامل عن حرارة الأحتراق مع المسائل المحلولة من خلال هذا الرابط : أضغط هنا 

(3) حرارة التعادل  Heat of Neutralization

** حرارة التعادل ھي كمیة الحرارة الناتجة من تكوین مول واحد من الماء من تعادل حمض مع قاعدة.

** أو ھي كمیة التغیر في المحتوى الحراري عندما يتعادل واحد جرام مكافئ من الحمض مع واحد جرام مكافئ من القاعدة في المحالیل المخففة.

** والمقصود بالمحالیل المخففة ھي تلك المحالیل التي تحتوي على كمیة كبیرة من الماء، حیث تكون المواد المتفاعلة والناتجة من التفاعل ثابتة التفكك، ومحصلة التفاعل ھي ببساطة عملیة تكوین الماء غیر المتفكك.

أولاً: قیم حرارة التعادل للأحماض والقواعد القویة

** ومن الثابت أن قیم حرارة التعادل للأحماض والقواعد القویة واحدة وثابتة بغض النظر عن نوع الحمض القوي أو القاعدة القوية المستخدمة في عملية التعادل

** قيمة حرارة التعادل للأحماض والقواعد القوية تساوي (-57.5KJ) وسبب ثباتها تقريباً لأن حرارة التعادل في الأصل ھي حرارة تكوین مول واحد من الماء ، حيث أن التفاعل الحقيقى بين حمض وقاعدة قويين في عملية التعادل هو اتحاد أيونات الهيدروجين (H+) وأيونات الهيدروكسيد (OH-) لتكوين الماء.


** أمثلة :

ثانياً: قيم حرارة تعادل الأحماض والقواعد الضعیفة

في حالة تعادل الأحماض والقواعد الضعیفة (غير تامة التفكك) فإن حرارة التعادل الناتجة سوف تختلف عن المقدار (-57.5kj) لأن التفاعل سوف يشتمل على عملية تفكك الحمض الضعيف والقاعدة الضعيفة (تفاعل ماص للحرارة) ، وعملية تكوين الماء من أيونات (H+) و (OH-) (تفاعل طارد للحرارة)  ، وتكون حرارة التعادل في ھذه الحالة ھي محصلة العملیتین السابقتین، وبالتالي فإن حرارة التعادل في حالة الأحماض والقواعد الضعیفة سوف تتوقف على نوع الحمض أو القاعدة الضعیفة.

** أمثلة:


يمكنك قراءة موضوع كامل عن حرارة التعادل مع المسائل المحلولة من خلال هذا الرابط : أضغط هنا

(4) حرارة الإذابة (انثالبي الإذابة) Heat of Solution ΔHsol 

هي الحرارة التي تتحرر (تنطلق) أو تمتص عندما تذوب كمیة محددة من مذاب في كمیة محددة من المذیب.
أو
هي التغير في الأنثالبي (كمية الحرارة الممتصة أو المنبعثة) الناتج عند إذابة مول (جزئ جرامي واحد) من المادة المذابة (Solute) في كمية وفيرة من المذيب (Solvent) حیث لا یحدث أي تغیر في حرارة المحلول عند تخفیفه.

** عند إذابة مادة ما في مذیب معین ، فإنه یحدث تغیر حراري، بمعنى أنه یصاحب عملیة الإذابة إما امتصاص حرارة أو انطلاق حرارة.

** فمن الثابت أن حرارة إذابة كلوريد الأمونيوم (NH4Cl) موجبة ، أي أنه يذوب في الماء مع امتصاص حرارة .ويمكن ملاحظة ذلك عملياً من برودة الإناء الذي تتم فيه عملية الإذابة.

** بينما نجد أن حرارة إذابة هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) سالبة ، أي أنها تذوب في الماء مع إطلاق حرارة نشعر بها من خلال سخونة الإناء الذي تتم به عملية الإذابة.

** تعتمد قيمة التغير الحراري عند درجة حرارة وضغط معينين على كمية المذيب الذي تحدث فيه الإذابة. ولذلك يلزم تحديد عدد مولات المذيب لكل مول من المذاب عند الإشارة إلى حرارة الإذابة.

كيفية كتابة معادلات حرارة الإذابة

** وتعتبر حرارة الإذابة ھي التغیر الحراري الناشيء عن إضافة كمیة معینة من مذاب نقي الى كمیة معینة من مذیب، عند ظروف من درجة الحرارة والضغط الثابتین. ویمكن أن تمثل عملیة بالمعادلة التالیة :


والرمز (aq) يمثل المذيب وهو هنا الماء، والرمز (n) هي عدد مولات المذيب علماً بأن كمية الحرارة المنطلقة تعتمد على قيمة (n) كما هو موضح في المعادلات الآتية:


 وفي كل حالة من الحالات الثلاث السابقة – فإن الحرارة المنطلقة لكل مول من المذیب هي حرارة الإذابة الصحیحة عند ھذه الظروف.

والقيمة الأخيرة في المعادلة (3) ھي عبارة عن الحرارة الكلیة المنطلقة من عملیة الإذابة ، والمقطع (aq) تمثل محلولاً مائياً مخففاً لدرجة أن أي تخفيف آخر لا ينتج عنه تأثيرات حرارية، وتسمى قيمة  ΔH الناتجة بحرارة الإذابة الحقيقة لحمض HCl.

العمليات التي تصاحب عملية الإذابة

عند إذابة مذاب ما في مذیب معین، فإنه تحدث عملیتان وھما :

العملیة الأولى: وھي عملیة ماصة للحرارة :
وھي العملیة التي تصاحب تكسیر ھیكل البلورة المذابة الى أیونات منفردة في المحلول (بالنسبة للمركب الأیوني)، أو الى جسیمات دقیقة (بالنسبة للمواد العضویة غیر المتأینة، مثل : السكر أو الیوریا).

العملیة الثانیة: وھي غالباً عملیة طاردة للحرارة
وهي عملية تحدث لعد تكسير البلورات، وهي تنتج عن تجاذب الأيونات الناتجة مع جزئيات المذيب، وتسمى هذه العملية الهيدرة (hydration) أو الإماهة.

أمثلة توضيحية على حرارة الأذابة

حرارة إذابة المركبات الأیونیة في الماء (مثل NaCl)
** طالما ظل NaCl صلباً فإن أيونات (Na+ , Cl-) سوف تظل متماسكة بقوة التجاذب بينهما ولكن عندما تذوب بلورات NaCl في الماء فإن الشبكة الأيونية ثلاثية الأبعاد سوف تتفكك إلى وحداتها. وتستقر أيونات (Na+, Cl-) المفردة في المحلول عن طریق التأثیر التبادلي مع جزیئات الماء حیث تصبح ھذه الأیونات مماھة.

** الإماھة ھي العملیة التي یحاط فیھا الأیون (أو الجزیئ) بجزیئات الماء. ودور الماء ھنا دور عازل الكھرباء أي أن جزیئات الماء تحجب الأیونات (Na+, Cl-) من بعضھا البعض وبالتالي تقلل من التجاذب الإلیكتروستاتیكي بینھما والذي كان یجبرھما على التماسك في حالة الصلابة.

وتعرف حرارة المحلول بالعملیة :


ومن التجربة فإن عملیة الإذابة لكلورید الصودیوم عملیة ماصة للحرارة قلیلاً لذلك نلاحظ أن الكأس الذي تمت فیه إذابة كلوريد الصوديوم صار بارداً بعض الشيء.
يمكنك قراءة موضوع كامل عن حرارة الإذابة مع المسائل المحلولة من خلال هذا الرابط : أضغط هنا

(5) حرارة التخفيف Heat of dilution

**عند إذابة مذاب ما في مذیب معین یحدث تغیر حراري، وبتوالي إضافة زیادة من المذیب یحدث تغیر حراري، ویسمى ھذا التغیر الحراري لكل مول من المذاب بحرارة التخفیف عند التركیز المعین.

**حرارة التخفیف ھي "كمیة الحرارة التي تنطلق أو تمتص عند تخفیف محلول یحتوي على واحد مول من المذاب في كمیة معینة من المذیب وذلك لتقلیل التركیز الكلي للمذاب".

وإذا كانت عملیة الإذابة في الأصل ماصة للحرارة ثم خفف المحلول فإن حرارة إضافیة سوف تمتص بواسطة المحلول من المحیط. ویصبح العكس أیضاً بالنسبة للعملیات طاردة الحرارة وبالتالي فإن حرارة إضافیة سوف تحرر إذا أضیف المذیب لتخفیف المحلول

** مما سبق فإنه ینبغي الحذر في تخفف المحالیل. فمثلاً حمض الكبریتیك المركز یمثل خطورة كبیرة إذا كان یجب تخفیفه بالماء لأنه یمتلك حرارة تخفیف كبیرة في عملیة طاردة للحرارة.


(6) حرارة تكوين ذرات غازية

حرارة تكوين ذرات غازية هي كمية الحرارة اللازمة للحصول على ذرة غازية من عنصر مستقل. وفى حالة المواد الصلبة. فإن حرارة التذرية تساوي حرارة التسامي>

مثال ذلك :


حرارة التذرية للكربون هي : - 716.68 Kj

(7) حرارة تكوين الأيونات في المحلول المائي

** من الممكن حساب حرارة تكوین الأیونات في المحالیل المائیة، وجدولة تلك القیم لاستخدامھا في حساب حرارة التفاعلات في المحالیل المائیة، التي تشمل ھذه الأیونات. ولكن ھناك مشكلة تتمثل في أننا لا نستطیع قیاس حرارة تكوین الأیون المنفرد، لأنه طبقا ً لقانون التعادل الكھربي، لا بد من وجود أیونین على الأقل في أي تفاعل (تفكك) یشمل الأيونات.

** فلو اعتبرنا مثلاً : تفاعل إذابة غاز كلورید الھیدروجین في الماء :


نلاحظ تكون أیونین ھما: Cl- , H+

ولحل ھذه المشكلة فلقد تم الاتفاق على اعتبار أن حرارة تكوین أیون الھیدروجین تساوي الصفر


وبالتالي یمكن حساب بقیة حرارات التكوین للأیونات المختلفة، على أساس أن حرارة التكوین لأیون الھیدروجین تساوي صفراً

(8) حرارة الهدرجة Heat of Hydrogenation

تعرف حرارة الھدرجة بأنھا "التغیر في الإنثالبي المصاحب، لتحول "مول" واحد من مركب عضوي غیر مشبع الى مركب مشبع بإضافة الھیدروجین".

مثال ذلك: عند ھدرجة البنزین السائل بواسطة استخدام غاز الھیدروجین، فإنه یتحول الى الھكسان الحلقي (المشبع) ویصاحب ذلك انطلاق كمیة من الحرارة قدرھا  205 kJ وتعرف كمیة الحرارة المنطلقة في ھذه الحالة بحرارة ھدرجة البنزین، طبقاً للمعادلة التالية:

(9) حرارة الإنصهار Heat of Fussion  ΔHfus

حرارة الإنصھار ھي "التغیر في الإنثالبي الحادث، عند تحول مول واحد من م دة صلبة الى الحالة السائلة".

مثال ذلك: حرارة انصھار مول واحد من الماء (الصلب) تعادل 6.0 kJ

(10) حرارة التبخير Heat of Vaporization  ΔHvap

حرارة التبخیر ھي "التغير الحراري المصاحب لتحول مول واحد من مادة سائلة الى الحالة البخاریة، عند درجة الحرارة والضغط المعنیة".

مثال ذلك: تكون حرارة التبخیر لكل مول من الماء عند 298K وضغط جوي واحد هي 44.0 kJ

(11) حرارة التسامي  Heat of Sublimation ΔHsub  

حرارة التسامي ھي "التغیر الحراري المصاحب لتحول مول واحد من مادة صلبة الى الحالة البخاریة (الغازیة) مباشرة، وھي تساوي مجموع حرارة الإنصھار وحرارة التبخیر المقاسة عند درجة الحرارة نفسھا.

المراجع
 - أسس الكيمياء العامة والفيزيائية- الجزء الأول.عمر بن عبد الله الهزازي ، قسم الكيمياء- كلية العلوم – جامعة أم القرى – المملكة العربية السعودية