حرارة التفاعل – أنواع حرارة التفاعل Heat of Reaction

حرارة التفاعل Heat of reaction

– حرارة التفاعل ھي محصلة تغیرات الطاقة الناتجة عن تحطیم وتكوین الروابط الكیمیائیة.

–  وحرارة التفاعل هي كمیة الحرارة التي تنطلق أو تمتص عندما یتفاعل عدد من الجزیئات مع بعضھا لینتھي التفاعل بالنواتج.

–  بالإضافة إلى ذلك فأن حرارة التفاعل = الفرق بین حرارة المواد المتفاعلة ΔH_reactant وحرارة المواد الناتجة ΔH_proudct

– 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 حرارة التفاعل كما يلي: 

(1) حرارة التكوين Heat of Formation

– تعرف حرارة التكوين ΔH_F^o 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

أمثلة توضيحية على حرارة التكوين

(1) الأكسجين

– یوجد الأكسجين على ثلاثة أشكال هي 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 الكربون على شكلین: جرافيت (graphite) وألماس (diamond)

– ویعتبر الجرافیت الأكثر استقراراً عند (298 K) وضغط جوي واحد ، وهذا يعني:

شروط كتابة معادلة حرارة 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 لـ CO

– وذلك لأن الكربون في حالته الطبیعیة یكون في حالة صلبة ولیست غازیة.

أمثلة توضيحية على كيفية كتابة معادلة حرارة التكوين

– وفيما يلي أمثلة توضيحية على كيفية كتابة معادلة حرارة التكوين كما يلي:

(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 ΔH^o (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.

ΔH^o: حرارة التفاعل.

n_p= عدد المولات لأى مادة ناتجة.

n_R= عدد مولات لأى مادة متفاعلة.

)_pΔH_F^o) = حرارة التكوین لمول واحد من المادة الناتجة

)_RΔH_F^o) = 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 ΔH^οتساوي حرارة التكوین القیاسیة للمركب CO₂(g)

(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 (25C^o) وضغط ( 1atm)

– ویرمز لحرارة الإحتراق بالرمز (ΔH_C^o) وحیث أن الحرارة تنطلق نتیجة الإحتراق فإن قيم (ΔH_C^o) تكون سالبة.

– 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 الإحتراق

– كما يمكنك قراءة موضوع كامل عن حرارة الإحتراق 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 على هذا النوع كما يلي:

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 على هذا النوع كما يلي:

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

(4) حرارة الإذابة Heat of Solution

– حرارة الإذابة 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.

– يرمز لها بالرمز ΔH_sol

-عند إذابة مادة ما في مذیب معین ، فإنه یحدث تغیر حراري. بمعنى أنه یصاحب عملیة الإذابـة 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 الإذابـة.

– 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 الإذابـة.

– تعتمد قيمة التغير الحراري عند درجة حرارة وضغط معينين على كمية المذيب الذي تحدث فيه الإذابـة.

– ولذلك يلزم تحديد عدد مولات المذيب لكل مول من المذاب عند الإشارة إلى حرارة الإذابة.

كيفية كتابة معادلات حرارة الإذابة

– تعتبر 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 العملیة كما بالمعادلة التالیة:

– الرمز (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 الإذابـة 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 كما يلي:

(1) 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).

(2) 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

– 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.

– كما 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.

– إذا 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.

– ویستمر التغیر الحراري الناتج عن استمرار التخفیف، ولكنه یكون بدرجة أقل حتى نصل الى تخفیف معین، لا یحدث بعده تغیر حراري.

– یسمى مجموع التغیرات الحراریة حتى الوصول الى تخفیف لا نھائي بحرارة الإذابة في كمیة لا نھائیة من المذیب، وحینئذ یعبر عن المحلول بالرمز (aq)

– عادة تقدر حرارة الإذابة عند تركيز معين. ثم تقدر حرارة التخفيف حتى التركيزات الأخرى المطلوبة. ثم يخطط رسم بيانى للعلاقة بين التخفيف والتغير الحرارى الناتج.

– يمر المنحنى البياني الناتج حتى تخفيف لا نهائي (التركيز يساوي تقريباً صفر) وحينئذ نحصل على قيمة التغير الحراري الكلي الناتج عن إذابة جزئ جرامي من المذاب في كمية لا نهائية من المذيب.

(6) حرارة تكوين ذرات غازية (حرارة التذرية)

– 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.

– من أمثلتها كما بالمعادلة الآتية:

– 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 كما يلي:

نلاحظ تكون أیونین ھما: Cl^– , H⁺

– ولحل ھذه المشكلة فلقد تم الاتفاق على اعتبار أن حرارة تكوین أیون الھیدروجین تساوي الصفر كما يلي:

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

(8) حرارة الهدرجة Heat of Hydrogenation

– حرارة الھدرجة هي التغیر في الإنثالبي المصاحب، لتحول مول واحد من مركب عضوي غیر مشبع الى مركب مشبع بإضافة الھیدروجین.

– يرمز لها بالرمز ΔH_hydro

– ومن أمثلتها أنه 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، كما بالمعادلة التالية:

(9) حرارة الإنصهار Heat of Fussion

– حرارة الإنصھار ھي التغیر في الإنثالبي الحادث، عند تحول مول واحد من مادة صلبة الى الحالة السائلة.

– يرمز لها بالرمز ΔH_fus

– ومن أمثلتها حرارة انصھار مول واحد من الماء (الصلب) تعادل 6.0 kJ كما يلي: 

(10) حرارة التبخير Heat of Vaporization 

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

– يرمز لها بالرمز ΔH_vap

– ومن أمثلتها تكون حرارة التبخیر لكل مول من الماء عند 298K وضغط جوي واحد هي 44.0 kJ كما يلي: 

(11) حرارة التسامي Heat of Sublimation

– حرارة التسامي ھي التغیر الحراري المصاحب لتحول مول واحد من مادة صلبة الى الحالة البخاریة (الغازیة) مباشرة.

– يرمز لها بالرمز ΔH_sub

– 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