في الديناميكا الحرارية والكيمياء الجزيئية، المحتوى الحراري أو السخانة وُتعرَّب

في البداية، في الديناميكا الحرارية والكيمياء الجزيئية، المحتوى الحراري أو السخانة وُتعرَّب إلى الأنطلبية (يرمز لها ب H) هي تعبير عن الكمون الدينامي الحراري للنظام. هي مقياس للطاقة الكلية لنظام ترموديناميكي. ومن ضمنها الطاقة الداخلية U التي هي الطاقة اللازمة لإنشاء نظام، فضلًا عن كمية الطاقة اللازمة لإفساح مكان (حجم) للنظام خلال الوسط المحيط، وتهيئة النظام للحصول على حجمه وضغطه. وحدة الإنثالبي هي وحدة الطاقة، أي جول. وتعرض الأقسام التالية جوانب أخرى من الموضوع.

من جهة ثانية، ويعتبر التغير في الإنثالبي ΔH لنظام هو الشغل الغير ميكانيكي الذي نمد به النظام أو كمية الحرارة التي نعطيها للنظام.

وفي السياق ذاته، مصطلح إنتالبية enthalpy مشتق من اللاتينية ويتألف من سابقة en-، تعني «يضع في» وكلمة إغريقية -thalpein تعني «يسخن» كما يقترح كذلك أنها مشتقة من كلمة "enthalpos" (ἐνθάλπος).

من جانب آخر، وعند ثبات الضغط تكون ΔH مساوية للتغير في الطاقة الداخلية ΔU للنظام إلى جانب كمية الشغل التي يؤديها النظام ويعطيها إلى الوسط المحيط وهذا يعني أنه خلال تفاعل كيميائي يكون التغير في الإنثالبي مساويا لكمية الحرارة التي ينشرها النظام (أو كمية الحرارة التي يمتصها النظام) في الوسط المحيط.

ومن جهة أخرى، في التقنية تفيدنا حسابات تغير إنثالبية نظام حركة حرارية لمعرفة الشغل الذي يمكن الاستفادة منه من النظام (عند الاحتفاظ بالضغط ثابتا). {ذلك لأنه عند ثبات الضغط يتغير الحجم، وتغير حجم النظام معناه أن النظام يؤدي شغلا ميكانيكيا ويعطيه إلى الوسط المحيط. كمية الشغل p. V، ووحدته الجول.}

تغير ΔH موجب الإشارة: فيكون تفاعل يمتص الحرارة.

في هذا الإطار، وحدة الإنثالبي H (وكانت H في الأصل مأخوذة من كلمة heat content بالإنجليزية) وحدتها هي جول. في الكيمياء وفي التقنية يلعب الإنثابي المولي دورا أساسيا ويرمز لها (الوحدة: جول/مول)، كما توجد وحدة لها تستعمل نادرا وتسمى الإنثالبي النوعي die spezifische Enthalpie (الوحدة: جول/كيلوجرام) وهي تعطي الإنثالبية لكيلوجرام واحد من المادة.

من جانب آخر، لا يمكن قياس الإنثالبي الكلي H لنظام. ولكننا نستعمل التغير في الإنثالبي ΔH وهي كمية يمكن قياسها والاستفادة بها أكثر من تعيين قدرها المطلق. وقد اتفق على الآتي:

تغير ΔH سالب الإشارة: فيكون تفاعل طارد للحرارة.

2) الإنثالبي القياسي للبرومين: 0 كيلو جول/مول

باستخدام تلك القيم نحصل على إنثالبي التفاعل:
إنثالبي التفاعل= (52- 39-) كيلو جول/مول = -91 كيلو جول/مول
مع اعتبار جميع القيم تخص الحالة الغازية للمركبات والمواد عند 25 درجة مئوية.
قائمة إنثالبي أملاح غير عضوية (عند 25 درجة مئوية)
(طور المادة: g = غاز; l = سائل ; s = صلب ; aq = محلول مائي)

3) الإنثالبي القياسي لبرومين الألكين: - 39 كيلو جول/مول،

أنواع من الإنثالبي

ومن ناحية أخرى، إنثالبي التبخر أو حرارة التبخر وهو التغير في الحرارة الداخلية عند تحول سائل إلى الحالة الغازية، مثل تحول 1 مول من الماء إلى بخار تحت 1 ضغط جوي (لا يتغير إنثالبي التبخر كثيرا بتغير درجة الحرارة).

ومن ناحية أخرى، الإنثالبي القياسي لإضافة هيدروجين: وهو تغير الإنثالبي الناشئ عن إضافة هيدروجين إلى مركب غير مشبع بالهيدروجين حتى يصبح مشبعا بالهيدروجين تحت الظروف القياسية سالفة الذكر.

ومن جهة أخرى، الإنثالبي القياسي للتسامي وهو الإنثالبي اللازم لتسامي 1 مول من المادة تحت الظروف القياسية سالفة الذكر،

وفي السياق ذاته، انثالبي قياسي للذوبان وهو تغير الإنثالبي بتفكك الجزيئات المصاحب لذوبان مركب في سائل تحت ضغط ثابت والظروف القياسية المعرفة أعلاه.

روابط خارجية
المراجع
انظر كذلك
انثالبي قياسي للتكوين
انثالبي التعادل الكيميائي
نظرية بنسون
إنتروبيا
حرارة تفاعل
تبلور
قياس الحرارة Calorimetry
مسعر
قانون هس
عملية ثابتة الحرارة Isenthalpic process
قواعد بيانات ترموديناميكية للمواد النقية
انثالبي التسامي

وفي السياق ذاته، انثالبي قياسي للتعادل وهو التغير في الإنثالبي عند تعادل حمض وقاعدة وتكوين 1 مول من الماء تحت الظروف القياسية، الموصوفة أعلاه.

تطبيقات

من جانب آخر، ومن ضمن الطاقة الداخلية طاقة التنشيط، وطاقة تفكيك الروابط بين الذرات. فالطاقة الداخلية هي مجمل تلك الخواص.

كذلك، وعندما نقوم بحساب الإنثالبي عن طريق U + pV، ونجمع بين الطاقة الداخلية إلى جانب الشغل اللازم pV لتوسيع مكان (حجم) لنشأة نظام ترموديناميكي. والتغير في الإنثالبي لنظام هو الحرارة الصادرة من النظام أو الحرارة التي يمتصها النظام من الخارج عند ثبات الضغط. وبالنسبة إلى نظام ترموديناميكي يشكل التغير في الإنثالبي أكبر طاقة يمكن استغلالها من عملية ترموديناميكية يكون خلالها الضغط ثابتا.

وفي هذا الصدد، نمد النظام الترموديناميكي بطاقة داخلية U تعمل على إزاحة جزيئات الهواء المحيطة لتوسيع مكان (حجم) ينشأ فيه النظام الوليد مع اعتبار أن الضغط p ثابتا. وتتكون الطاقة الداخلية لنظام غازي من حركة عشوائية للجزيئات من ضمنها طاقة حركة انتقالية، وطاقة حركة دورانية وطاقة اهتزاز للروابط بين الذرات في الجزيئات، فضلًا عن طاقة الروابط الكيميائية نفسها والكمون الكيميائي للذرات. كما تدخل فيها تآثر متبادل بين ثنائي أقطاب ناشئة عن المغناطيسية والشحنات الكهربية.

علاوةً على ذلك، في الديناميكا الحرارية يمكننا حساب الإنتروبي عن طريق تعيين ظروف تشكيل نظام في «الفراغ»، حيث الشغل الميكانيكي اللازم لتشكيل النظام هو حاصل ضرب الضغط في الحجم pV. هذا الشغل مضافا إليه الطاقة الداخلية U يشكلان الإنتروبي.

من جهة ثانية، والمقدار pV هو الشغل الازم لإزاحة الوسط المحيط بغرض تهيئة مكان يحتله النظام.

{مقالة رئيسية: انثالبي قياسي للتكوين}

ويصاغ ذلك القانون رياضيا كالآتي:

وفي السياق ذاته، الإنثالبي القياسي لتكوين مركب كيميائي هو الطاقة اللازمة لتكوين 1 مول من مركب كيميائي من عناصره الأولية تحت الظروف القياسية (أي تحت الضغط العادي 101,3 كيلو بسكال ودرجة حرارة 25 °C (درجة مئوية)، وقد تتحرر تلك الطاقة وتظهر في هيئة حرارة في حالة تفاعل طارد للحرارة وتكون إشارتها سالبة، أما إذا كان تفاعل يمتص الحرارة فتكون إشارة تغير الإنثالبي موجبة، وهذا معناه أننا لا بد وأن نمد النظام المتفاعل بحرارة من الخارج لكي يتم التفاعل فنحصل على الناتج الذي نريده.

وفي هذا السياق، H2 والهيليوم He والليثيوم Li... وهكذا طبقا للتعريف بأنه 0 كيلو جول/مول.

ومن ناحية أخرى، فإذا كانت سالبة الإشارة فهذا معناه أن حرارة تتولد عن تكون المركب، أما إذا كانت إشارة تغير الإنثالبي موجبة فهوي يعني أنه لا بد من امداد النظام المتفاعل من الخارج بحرارة من أجل تكوين المركب المطلوب. وتعني إشارة سالبة كبيرة للإنثالبي القياسي للتكوين أن المركب الناشئ يكون مستقرا لا يتغير (حيث أن تكوين المركب كان مصحوبا بنشر حرارة كبيرة فيكون لا بد لتسليط عليه حرارة كبيرة من الخارج لإعادة تفكيكه).

علاوةً على ذلك، وقد اتفق على اعتبار الإنثالبي القياسي للعناصر الكيميائية في حالتها المستقرة مثل الهيدروجين

إضافةً إلى ذلك، من أهم تطبيقات الإنثالبي القياسي للتكوين هو أنه وسيلة لحساب حرارة التفاعل طبقا قانون هس الذي يقول أن «إنثالبي التفاعل لتفاعل كيميائي تحت الظروف القياسية هو حاصل طرح الإنثالبي القياسي لتكوين النواتج من الإنثالبي القياسي للعناصر الداخلة في التفاعل».

وفي هذا الصدد، نستنتج من ذلك أن إنثالبي التكوين لمركب معين تحت الظروف القياسية يعتمد فقط على المركب نفسه وليس على الطريق الذي سلكه لتحضيره. وبذلك يعتبر إنثالبي التكوين دالة حالة لنظام ترموديناميكي. وتنتسب جميع القيم في المعادلة إلى حالة توازن ترموديناميكي لكي يتم بذلك ضمان ثبات درجة الحرارة.

ومن جهة أخرى، يمكن تعيين الغنثالبي القياسي للتكوين بطريقة غير مباشرة عن طريق استخدام قانون هس من إنثالبي التفاعل للنواتج والمواد الداخلة في التفاعل (المعادلة أعلاه). وإذا لم تكن هناك نتائج عملية للتحضير فيمكن الاعتماد على حساب تقريبي للمواد، ونعرف في الكيمياء طريقة لذلك تسمى نظرية بنسون.

من جهة ثانية، وتقاس الإنثالبي القياسي لتكوين مركب بوحدة كيلوجول/مول ويرمز له (وتأتي f من كلمة formation الإنجليزية، كما تعني الدائرة فوقها أن ظروف التكون تحت الظروف القياسية).

إنثالبي التفاعل

علاوةً على ذلك، وطبقا لتعريف الإنثالبي القياسي للتكون للعناصر الأولية بلأنها تساوي صفر، فهي تساوي صفر لذرتي الصوديوم (الصلب) وتساوي صفرا لغاز الكلور. أما الإنتالبي القياسي للناتج كلوريد الصوديوم فهو -411 كيلو جول/مول، ونظرا لأننا نحصل في المعادلة على 2 مول من كلوريد الصوديوم عند درجة حرارة 25 درجة مئوية، فيكون إنثالبي التفاعل:

ومن جهة أخرى، التي تنتشر من تكون 2 مول من كلوريد الصوديوم هي 822 كيلو جول، أي أن 1 مول من كلوريد الصوديوم له إنثالبي قياسي للتكوين هو -411 كيلو جول / مول (الإشارة السالبة تعني أن تفاعل التكوين هو تفاعل ناشر للحرارة).

. 2Na (s) + Cl2 (gas 2 NaCl (s)

ومن ناحية أخرى، Reaction enthalpy = 2*(-411) kJ/mol - 0 kJ/mol = - 822 kJ/mol NaCl

في هذا الإطار، إنثالبي التفاعل هي الطاقة التي تتحرر من التفاعل أو الطاقة التي تمتصها المواد المتفاعلة لكي تتفاعل، حيث تتكون من جزيئات مادتين مركبات جديدة (نشأة روابط جديدة بين الذرات أو الجزيئات). وهي تعتمد على المواد الداخلة في التفاعل وطريقة الروابط الكيميائية في المركب الناتج. ولحساب إنثالبي التفاعل نقوم بحساب مجموع إنثالبي التكوين للمادة الناتجة ومجموع حساب إنثالبي التكوين للمواد الداخلة في التفاعل وطرحها من بعضها.

الفرق بينهما هو «إنثالبي التفاعل» أو «حرارة التفاعل»:

من جهة ثانية، أي أن هذا التفاعل هو تفاعل ناشر للحرارة عند درجة 25 درجة مئوية. ومقدار الحرارة المتولدة من التفاعل

في هذا الإطار، في معادلة التفاعل تعني (s) اختصارا لكلمة solid حيث أن كلا من الصوديوم وكلوريد الصوديوم صلب، أما الكلور في التفاعل فهو في حالة غازية.

مثال آخر: إضافة البرومين إلى ألكين

من جانب آخر، إضافة البرومين إلى مركب ألكين: يمكن حساب إنثالبي التفاعل بواسطة الإنثالبي القياسي:

1) الإنثالبي القياسي للألكين: 52 كيلوجول/مول

H2C=CH2 + Br2 H2BrC-CBrH2

تعريف

والشغل الناتج هنا هو الشغل الذي يتم ضد الضغط
ويعمل على إنتاج الحجم الذي يشغله النظام .
بإجراء التفاضل على المعادلة أعلاه نحصل على:
.

وفي السياق ذاته، بذلك نكون قد حصلنا على التغير في الإنثالبي عند تغير الطاقة الداخلية وتغير الشغل (d(p. V المؤدى من النظام.

ونظرا لأن التغير في الطاقة الداخلية يعطيه القانون الأول للديناميكا الحرارية:
بالتالي:
.
وبالتالي نحصل على:
.
أو:
.

علاوةً على ذلك، وتزداد الطاقة الداخلية لنظام بزيادة درجة الحرارة، ونسميها عند درجة الصفر المطلق طاقة درجة الصفر.

ومن جهة أخرى، يتكون الإنثالبي لنظام من جزئين طاقة داخلية وشغل ناشئ عن تغير الحجم (الشغل هنا هو حاصل ضرب الضغط p في الحجم V):

من جانب آخر، وتتكون الطاقة الداخلية لنظام من طاقة حرارية - ناشئة عن حركة عشوائية للجزيئات من ضمنها طاقة حركة، وطاقة حركة دورانية وطاقة اهتزاز- فضلًا عن طاقة الروابط الكيميائية والكمون الكيميائي للذرات. كما تدخل فيها تآثر متبادل بين ثنائي أقطاب ناشئة عن المغناطيسية والشحنات الكهربية.

ويجب التفرقة بين معامل التفاضل «القائم» والمعامل

بناءًا على ذلك يكون الشغل W = p.V

(ΔH = ΔU + W = ΔU + Δ(pV

من جانب آخر، حيث p هو الضغط الثابت و V هو الحجم المتمدد. هذا يعني أنه خلال عملية يكون فيها الضغط ثابتا يكون أي تغير للطاقة الداخلية يقدمها النظام في صورة شغل إلى الوسط المحيط لا تؤثر على قيمة الإنتالبي. فيمكن تعريف التغير في الإنتالبي:

S هي إنتروبية النظام الحركي الحراري.

في هذا الإطار، «المائل» ويرمز له أحيانا بـ (دلتا): فالأول ينتمي إلى دالة حالة النظام، أما الثاني فهو مجرد تغير غير تفاضلي (قد يزيد أو يقل بسبب كونه لا ينتمي إلى دالة حالة النظام، وإنما هو دالة عملية يقوم بها النظام، وهذه تعتمد على «طريق سير» العملية).

الإنثالبي القياسي لتكوين مركب

في هذا الإطار، ولفهم «الشغل» الناتج عن حاصل ضرب الضغط في الحجم p.Vخلال عملية للنظام عند ثبات الضغط نفترض المثال الآتي:

وفي هذا السياق، نفترض أن غازا يغير حجمه (خلال تفاعل كيميائي مثلا) في أسطوانة وبها مكبس، حيث يدفع الضغط الكبس للحفاظ على ثبات الضغط p. فنستطيع حساب القوة الدافعة من مساحة سطح المكبس A طبقا للعلاقة p == F/A: حيث تبلغ القوة F = p.A. وطبقا للتعريف يكون الشغل المؤدى W = F.x, حيث x هي المسافة التي يتحركها المكبس في الأسطوانة. هذا معناه أن W == p.A.x، وحاصل ضرب المساحة في المسافة A.x تعطينا حجم الغاز بعد التمدد: A.x = V.

ومن جهة أخرى، حيث ΔU هي مقدار الطاقة الحرارية المعطاة أثناء تمدد الغاز، ويكون W هي الططاقة المكتسبة من الشغل الذي قام بتحريك المكبس.

محتوى حراري