التغير في المحتوى الحراري (الانثالبي): انثالبي التفاعلات الكيميائية

المحتوى الحراري (الانثالبي، Enthalpy)

هو مقياس للطاقة الكلية لنظام معين. ويعرف بأنه مجموع الطاقة الداخلية للنظام بالإضافة إلى الحجم والضغط الناتج عن ذلك. ويعتبر المحتوى الحراري دالة حالة مثل الكتلة والحجم. وتجدر الإشارة إلى أنه لا يمكن قياس المحتوى الحراري بشكل مباشر. وتشير الانثالبي إلى حرارة النظام عند ضغط ثابت. لكن عندما يحدث تغيير في طاقة النظام عن طريق الامتصاص أو الانبعاث يمكننا قياس ذلك.

ويمكن التعبير عن الانثالبي بالعلاقة التالية:
$$H = U + PV$$

حيث:

• H: المحتوى الحراري
• U: الطاقة الداخلية
• P: الضغط
• V: الحجم

التغير في المحتوى الحراري \((\Delta H)\)

هو التغير في انثالبي النظام عندما يمتص أو يبعث كمية من الحرارة. وعندما يطلق (يبعث، يحرر) النظام كمية من الحرارة في المحيط الخارجي له (الكون)، فإننا نعتبر بأنه قد فقد طاقة، لذلك نعطي لتلك الكمية إشارة سالبة \((-\Delta H)\). أما عند امتصاص تلك الكمية من الحرارة من المحيط، نقول أنه اكتسب طاقة، ولذلك سنعطيها إشارة موجبة \((+\Delta H)\).

تصبح المعادلة أعلاه بالصيغة التالية:

$$\Delta H = \Delta U + \Delta PV$$

عند ثبوت الضغط يصبح التغير فيه صفرا: \(\Delta P = 0\)، أي لا يحدث له تغير. ستصبح المعادلة:

$$\Delta H = \Delta U + P\Delta V$$

ومن قانون الشغل نجد أن:

$$W = -P\Delta V \\ \therefore P\Delta V = -W$$

ومن معادلة القانون الأول للديناميكا الحرارية نجد أن:

$$\Delta U = q + W$$

وبتعويض المعادلتين أعلاه في معادلة التغير في المحتوى الحراري نحصل على الآتي:

$$\Delta H = q + \require{cancel} \cancel{W} - \cancel{W}$$

إذا، الحرارة (q) الممتصة أو المنبعثة تساوي التغير في المحتوى الحراري. لقد قلنا أن العملية تحت ضغط ثابت لذلك نكتب المعادلة كما يلي:

$$q_p = \Delta H = H_f - H_i$$

حيث:

• \(q_p\): الحرارة الممتصة أو المنبعثة عند ضغط ثابت
• \(H_f\): قيمة الانثالبي النهائية
• \(H_i\): قيمة الانثالبي الابتدائية.

التفاعلات الكيميائية الماصة والباعثة للحرارة

عندما تكون قيمة \(H_f\) أكبر من قيمة \(H_i\) فإن قيمة الانثالبي موجبة ما يعني أن التفاعل قد حصل على حرارة من المحيط وبالتالي ماص للحرارة. أما إذا كانت قيمة \(H_i\) أكبر من قيمة \(H_f\) فإن قيمة الانثالبي سالبة وهذا يعني أن التفاعل طارد للحرارة أي يبعث الحرارة إلى المحيط. ويمكن أن نجعل قيمة الصفر للمحتوى الحراري كنقطة فاصلة بين هذه التفاعلات كما يلي:

• \(\Delta H>0\): تفاعل ماص للحرارة
• \(\Delta H<0\): تفاعل طارد للحرارة

انثالبي التفاعلات الكيميائية:

يمكن أن نقدم الحرارة الممتصة أو المنبعثة بإعداد مجموعة ضخمة من الجداول المرجعية التي تُسجَل فيها التغير في الانثالبي لجميع التفاعلات الكيميائية الممكنة، وهذا الأمر يتطلب جهدًا هائلاً للغاية.

لحسن الحظ، بما أن الانثالبي هي دالة حالة، فكل ما علينا معرفته هو الحالة الابتدائية والنهائية للتفاعل. وهذا يتيح لنا حساب التغير في المحتوى الحراري لأي تفاعل كيميائي يمكن إجراءه تقريبًا باستخدام مجموعة صغيرة من البيانات التي تم تسجيلها على التوالي، مثل التالي:

• - انثالبي الاحتراق \((ΔH_{\text{comb}})\): التغير الحاصل في الانثالبي أثناء تفاعل الاحتراق. تم قياس التغير في الانثالبي لاحتراق أي مادة قابلة للاحتراق في الأكسجين؛ وعادةً يتم تقديم هذه القيم بوصفها انثالبي الاحتراق لكل مول من المادة.
• - انثالبي الانصهار \((ΔH_{\text{fus}})\): التغير في المحتوى الحراري المرافق لعملية الانصهار لمول واحد من المادة. تم قياس التغير في الانثالبيا المصاحبة لعملية الانصهار، لمول واحد من المادة؛ ولقد تم قياس هذه القيم لمعظم العناصر ومعظم المركبات البسيطة.
• - انثالبية التبخير \((ΔH_{\text{vap}})\): التغير في الانثالبيا المرافقة لعملية التبخير لمول واحد من المادة. تم قياس التغير في الانثالبيا المصاحبة لعملية التبخير لمول واحد من المادة؛ ولقد تم قياس هذه القيم أيضًا لمعظم العناصر ومعظم المركبات الطاردة.
• - انثالبية المحلول \((ΔH_{\text{soln}})\): التغير في الانثالبيا الحاصلة عندما يذوب كمية محددة من المذاب في كمية معينة من المذيب. هذا التغير يحدث عندما يذوب كمية محددة من المذاب في كمية معينة من المذيب.

مجموع التغير في انثالبي التفاعل

كما نعرف، أن التفاعلات الكيميائية تتكون من متفاعلات ونواتج. وقد يكون المتفاعل عبارة عن مركب واحد أو عدة متفاعلات وكذلك الأمر بالنسبة للنواتج. ولإيجاد التغير في الانثالبي للتفاعل ككل، يجب إيجاد مجموع التغير في المحتوى الحراري. كما يلي:

$$\Delta H = \sum n_p (\Delta H)_p - \sum n_R (\Delta H)_R$$

حيث:

• \(n_p\): عدد مولات المواد الناتجة من التفاعل.
• \(n_R\): عدد مولات المواد الداخلة في التفاعل.
• \((\Delta H)_p\) و \((\Delta H)_R\): انثالبي النواتج والمتفاعلات على التوالي.

حرارة التكوين القياسية \(\Delta H°\)

حرارة التكوين هي كمية الحرارة المنبعثة أو الممتصة عند تكوين 1 مول من مركب ما من ذراته أو أيوناته في حالتها القياسية. وتعتبر حرارة التكوين كمية قياسية، أي أنها لا تعتمد على كمية المادة المتفاعلة أو الناتجة، وإنما تعتمد فقط على نوع المادة.

هناك اتفاق بين علماء الكيمياء على اعتبار أن العناصر الكيميائية (مثل: \(\ce{C, N2, He, H2, Al, Hg},\) ... إلخ) في حالتها المستقرة لها قيم تغير في الانثالبي صفر (ΔH = 0) عند الظروف القياسية. أما العناصر النقية فإن قيمة الانثالبي لها صفر حتى عند الظروف المختلفة.

مثال: حرارة التكوين لغاز الميثان (CH4) هي -74.8 كيلوجول/مول. وهذا يعني أنه عند تكوين 1 مول من غاز الميثان من ذرات الهيدروجين والكربون في حالتها القياسية، فإنها تطلق 74.8 كيلوجول من الحرارة.

\[\ce{C(s) +2H2(g) -> CH4(g)} \\ \Delta H°=-74.8\]

حيث أن:

• \(\Delta H°_{\ce{CH4}} = -74.8\)
• \(\Delta H°_{\ce{C(graphite)}} = 0\)
• \(\Delta H°_{\ce{H2}} = 0\)

وبإتباع قانون مجموع انثالبي التفاعل التالي:

$$\Delta H° = \sum n^°_p(\Delta H°)_p - \sum n^°_R(\Delta H°)_R$$
$$\Delta H° = [-74.8] - [(0) +(2×0)]\\ \therefore \Delta H° = -74.8$$

تستخدم حرارة التكوين لحساب طاقة التفاعلات الكيميائية، وتحديد الاستقرار الحراري للمركبات الكيميائية. كما تستخدم لحساب كفاءة الوقود، وتحديد كمية الحرارة المطلوبة لتغيير درجة حرارة المادة.

يمكن حساب حرارة التكوين باستخدام عدة طرق، منها:

• تجربة مباشرة: حيث يتم قياس كمية الحرارة الممتصة أو المنطلقة عند تكوين 1 مول من المركب ما.
• استخدام معادلات التفاعل الكيميائي: حيث يمكن حساب حرارة التكوين لمركب ما باستخدام معادلة التفاعل الكيميائي وحرارة التكوين للمركبات المتفاعلة والناتجة.
• استخدام الجداول القياسية: حيث يمكن إيجاد حرارة التكوين للمركبات في الجداول القياسية.

العوامل التي تؤثر على المحتوى الحراري للتفاعل الكيميائي:

يتأثر المحتوى الحراري للتفاعل الكيميائي بعدة عوامل، منها:

1. الحالة الفيزيائية للمتفاعلات والمنتجات:

يؤثر التغيير في الحالة الفيزيائية على المحتوى الحراري للتفاعل. مع تغير الحالة الفيزيائية، تختلف كمية الحرارة المتصاعدة أو الممتصة. على سبيل المثال:

\[\ce{H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l)} \\ ΔH = -286 KH\]

\[\ce{H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (g)} \\ ΔH = -242 KJ\]

2. كمية المتفاعلات:

يعتمد تغيير المحتوى الحراري للتفاعل على كمية المواد المتفاعلة المستخدمة. عندما يتضاعف عدد مولات المواد المتفاعلة، يتضاعف أيضًا تغير المحتوى الحراري.

3. التعديلات المتآصلة:

قد تظهر العناصر الموجودة في أشكال متآصلة مختلفة المحتوى الحراري المختلفة للتفاعل عندما يتم تضمين أشكال مختلفة. على سبيل المثال:

\[\ce{C ($\text{Graphite}$) + O2 (g) → CO2 (g)} \\ ΔH = -393.4 KJ\]

\[\ce{C ($\text{Diamond}$) + O2 (g) → CO2 (g)} \\ ΔH = -395.4 KJ\]

4. درجة الحرارة والضغط:

يتأثر المحتوى الحراري للتفاعل أيضًا بدرجة الحرارة والضغط اللذين يحدث عندهما التفاعل. لذلك، يتم التعبير عن القيم بشكل نموذجي في ظل الظروف القياسية لدرجة الحرارة (298 كلفن) والضغط (1 ضغط جوي).

اقرأ أيضا: حركية التفاعلات الكيميائية