حرارة تفاعل

تفاعل تحت ضغط ثابت

• أو بتغيير بسيط في المعادلة:
• ويكون التغير في المحتوى الحراري H في النظام، هو:
• ونظرا لثبات الضغط كما اخترنا، يمكن اختصار المعادلة:

وعلى صعيد آخر، تلك حي الحالة المعتادة في مختبر كيميائي حيث يتم التفاعل تحت الضغط الجوي.

وفي السياق ذاته، في تلك الحالة يكون الضغط الثابت هو فمن الممكن تحت هذا الظرف أن يتغير الحجم، وهذا معناه أن يؤدي التفاعل إلى بذل شغل على محيطه، هذا الشغل مقداره . من كمية الحرارة التي نمد بها النظام من الخارج يتبقى منها الجزء الذي يعمل على زيادة الطاقة الداخلية للنظام:

مقدمة

في هذا الإطار، وعلى حسب نوع التفاعل يمكن كذلك وصف حرارة التفاعل: مثل حرارة اشتعال، أو حرارة ذوبان، أو حرارة تحلل، أو غير ذلك.

من جانب آخر، والفرق بين الإثنين هو أن انتقال الحرارة يتعلق بتغير إنتروبيا النظام، أما بالنسبة لاستبدال شغل فلا تتغير أنتروبيا النظام، وهذا يأتي من القانون الثاني للديناميكا الحرارية. فإذا كان التغير في طاقة النظام بسبب حدوث تفاعل كيميائي بين مكوناته تظهر كلا الآليتين «كحرارة التفاعل» و «شغل التفاعل».

من جانب آخر، وقد اتفق بين العلماء على اختيار العلامة (+ أو -) للتعبير عن حرارة التفاعل، وهو أننا نختار العلامة من وجهة نظر النظام كالآتي: فإذا أضفنا حرارة من الخارج للنظام لإتمام التفاعل (أي مكسب من وجهة نظر النظام) فنختار الإشارة (+)؛ واما لو كانت الحرارة ناتجة من التفاعل فنختار الإشارة (-)، (حيث أن النظام فقد تلك الكمية من الحرارة).

من جانب آخر، ولرفع مقدار الحرارة الداخلية لنظام يستدعي إمداده من الخارج بتلك الكمية من الحرارة؛ هذا ما يمليه قانون بقاء الطاقة؛ ويتبين أن توجد آليتين أو طريقتين لاستبدال الطاقة (حرارة) بين نظام وما يحيط به، الأليتين هما: بالحرارة أو بالشغل.

.

• يقول القانون الأول للديناميكا الحرارية أن التغير في الحرارة الداخلية
• لنظام (كيميائي أو بالمعنى الأعم نظام ترموديناميكي) تساوي مجموع الحرارة
• و الشغل الذي استبدل في النظام:

من جهة ثانية، حرارة التفاعل وشغل التفاعل هما صفتين مهمتين عند القيام بدراسة التحريرك الحراري لنظام ترموديناميكي وما سيجري فيه من عمليات. وهما خاصتان تلعبان دورا أساسيا في العمل المختبري عند تكوين جهاز للقيام بتجربة ما.

طريقة كتابة حرارة تفاعل

ومن جهة أخرى، عند تكوّن الماء (السائل) من عنصريه ينتج إنثالبى تفاعل مقداره 286,02 كيلو جول/ مول.

من جانب آخر، واختيار علامة (+ ‘و -) كما هو متفق عليه: علامة موجبة + عندما يكتسب النظام حرارة، وعلامة سالبة - عندما يفقد النظام حرارة. وهذا يتفق مع ما قلناه في بداية المقال عن «اتفاق العلماء» بشأن حرارة التفاعل.

كذلك، وعند تكوّن 2 مول من الأمونيا من عنصريها تنتج من التفاعل كمية حرارة 92,2 كيلو جول.

من جهة ثانية، ونظرا لكون الجدول الذي أخذنا منه تلك القيمة يعتبر في ذلك حالة ثبات الضغط، فإن هذا المقدار هو كذلك كمية حرارة التفاعل الناتجة.

من جهة ثانية، يمكن كتابة الحرارة الناتجة من التفاعل مع المواد الداخلة في التفاعل في معادلة التفاعل. ويكون اتفاق نوع الإشارة المستعملة لها سليما عندما نكتب حرارة التفاعل على الناحية اليسرى، أي مع المواد المتفاعلة:

من جهة ثانية، عند تكوّن 2 مول من أول أكسيد النتروجين من عنصريه يحتاج التفاعل إلى 180,5 kJ (كيلو جول) من الحرارة. يأخذ النظام هذه الحرارة فيجب كتاباتها وأمامها علامة + .

وفي السياق ذاته، أما إذا فضلنا كتابة الحرارة الناشئة على الناحية اليمنى من التفاعل في معادلة التفاعل فيجب علينا عكس استخدام العلامتين (+ أو -) كما نعرفه من مبادئ الحساب. أي في تلك الحالة نكتب التفاعلين السابقين على الصورة:

تكتب وحدة الطاقة المستعملة (غالبا تكون كيلو جول/ مول).

وفي هذا الصدد، طريقة أخرى لكتابة كمية الحرارة المستبدلة بين النظام ومحيطه، ونجدها في بعض الكتب والرسالات العلمية، وهي فصلها في الكتابة حيث يمكن تعريفها هل هي حرارة تفاعل أم طاقة تفاعل أم انثالبي تفاعل:

• انظر كذلك
• انثالبي قياسي للتكوين
• انثالبي التعادل الكيميائي
• نظرية بنسون
• إنتروبيا
• تبلور
• قياس الحرارة Calorimetry
• مسعر
• قانون هس
• عملية ثابتة الحرارة Isenthalpic process
• قواعد بيانات ترموديناميكية للمواد النقية
• انثالبي التسامي
• انثالبي الذوبان

كذلك، هذه الكمية من الحرارة تنتج من التفاعل ولذلك يجب حسابها بعلامة - ؛ لأنها خرجت من النظام إلى الوسط المحيط.

إلى

• .
• وبمقارنة المعادلتين المعلمتان بنجمة، نحصل على:
• .

وفي هذا الصدد، أي أن كمية الحرارة التي زودنا بها النظام في حالة بقاء الضغط ثابتا تؤدي إلى تغير بنفس الكمية في إنثالبية النظام.