كيمياء حرارية: الفرق بين النسختين
| [نسخة منشورة] | [مراجعة غير مفحوصة] |
تم حذف المحتوى تمت إضافة المحتوى
ط استرجاع تعديلات 217.55.42.246 (نقاش) حتى آخر نسخة بواسطة AboHeidiBot |
←الكمياء الحرارية:
إضافة بعض التعريفات عنها وبعض العلاقات |
||
سطر 6:
سبق كلا القانونين أول قانون للديناميكا الحرارية (1850) لكنهما نتيجة مباشرة له.
في المقال [[الحرارة]] هي [[كمية الحرارة|كمية الطاقة الحرارية ]] و<nowiki/>[[درجة الحرارة]] هي مقدار تغير سخونة الجسم أو برودته، وكلا المصطلحان مختلفان يرجى مراجعتهما لمعرفة الفرق بينهما
== الكمياء الحرارية ==
'''الكمياء الحرارية''' هي إحدى فروع [[الكمياء]] والتي تهتم بدراسة الخصائص الحرارية [[التفاعلات الكيميائية|للتفاعلات الكميائية]].
* نقول عن تفاعل ما يقوم بتوليد كمية من الحرارة على أنه ''[[التفاعلات الناشرة للحرارة|ناشر للحرارة]]''
* نقول عن تفاعل ما يقوم بإمتصاص كمية من الحرارة على أنه ''ماص للحرارة''
* نقول عن تفاعل لا يمتص ولا يولد كمية حرارية على أنه ''محايد حراريا''
يتم قياس كمية الحرارة داخل '''[[المسعر]]'''، سواء تحت ضغط تابث، أو حجم ثابت (في هذه الحالة [[القنبلة المسعرية]])
يعد مؤسس الكمياء الحرارية العالم [[مارسلين برثلوت]] والذي قام سنة [[1881]] بتجربة قياس القيمة الحرارية للوقود، تطورت بعد ذلك بشكل كبير في القرن 20، ساعد تطبيق '''[[القانون الثاني في الترموديناميك|المبدأ الثاني للديناميكا الحرارية]]''' على المجموعات الكميائية إلى توقع منحى التفاعل، وتحديد حالة التكافؤ الكميائي ومنه [[مردود التفاعل الكميائي|المردود]]، الامر الذي ساهم في تهيئة المجموعة قبل شروعها في التفاعل.
== تعاريف ==
=== كمية حرارة تفاعل ===
أثناء تفاعل كميائي، تقوم المجموعة الكميائية بتبادل الطاقة مع الوسط الخارجي على شكل حرارة (كمية الحرارة).
يرمز لكمية الحرارة بالحرف '''''Q''''' ووحتها في النظام العالمي للوحدات هي الجول '''J''' .
هذه الطاقة يتم تحديدها من خلال الظروف التجربية ونواتج التفاعل :
* عند حجم ثابت (تحول معزول عمليا) : تثبت الديناميك الحرارية على أن كمية الحرارة هي التغير الحاصل في الطاقة الداخلية حيث : '''''Q<sub>v</sub>'' = Δ''U''''' (حالة القنبلة المسعرية)
* عند ضغط ثابت (تحول معزول فعليا) : كمية الحرارة هي التغير الحاصل في الإحتواء الحراري للتفاعل '''''Q<sub>p</sub>'' = Δ''H '''''(حالات كثيرة، كالتفاعلات المطبقة على الهواء الحر)
=== الإحتواء الحر (الطاقة الحرة للتفاعل) ===
يرمز لها بالحرف '''''G'''''، بالأنجليزية <span lang="en" dir="ltr">Entropy</span> هي دالة الحالة الأساسية من أجل دراسة توازن التفاعل (التكافؤ الكميائي). هذه الدالة يمكنها التقليل فقط في تحول عند ضغط أو حجم ثابت على حسب المبدأ الثاني للديناميكا الحرارية. ومن ذالك فإنه في تفاعل مطبق عند ضغط و حجم ثابتين. إشارة الطاقة الحرة تتحدد على حسب منحى التوازن، لتصل إلى حد أدنى لها حيث لا تتغير، ومنه يتم التوازن الكميائي.
=== مقدار التفاعل ===
نقول مقدار التفاعل ('''<span lang="fr" dir="ltr">grandeur de réaction</span>''') ونرمز له بعامل لويس <math id="عامل لويس">\Delta_r</math>، هو ا<nowiki/>[[الاشتقاق|لإشتقاق]] على المقدار '''''X''''' بالنسبة إلى حالة [[تقدم التفاعل]] <math id="تقدم التفاعل">\xi</math>،
نكتب : <math id="الكميااء الحرارية">\Delta_r X=\bigl ( \dfrac{\part X}{\part\xi} \bigr )_{(P,T)}</math>
=== حرارة التفاعل (الإحتواء الحراري للتفاعل) ===
نقول حرارة التفاعل (أو الإحتواء الحراري للتفاعل) بالإنجليزية ('''<span lang="en" dir="ltr">enthalpy</span>''') عند ضغط وحجم ثابتين المقدار :
<math id="الكميااء الحرارية">\Delta_rH_{P,T} = \bigl (\frac{\part H}{\part\xi}\bigr )_{(P,T)} = \sum_{i}{v_i \cdot h_{i(T,P)}}</math>
تغير طاقة التفاعل لمجموعة أثناء التفاعل وعند تقدم معين متوافقة مع كمية الحرارة وتساوي :
<math id="علاقة توافق حرارة التفاعل مع كمية الحرارة"> \Delta H_{T,p} = \int_0^\xi \Delta_r H_{T,p} \cdot \mathrm d\xi = Q_p~</math>
في حالة وجود النظام المثالي، تكون <math id="حرارة التفاعل"> \Delta_{r} H_{T,p}</math> مستقلة عن تقدم التفاعل <math id="الكميااء الحرارية">\xi</math> و بالتالي :
<math id="الكميااء الحرارية"> \Delta H_{T,p} = \Delta_{r} H_{T,p} \cdot \xi = Q_{p}~</math>
== مصادر ==
| |||