الأفكار الأساسية
تتتبع الكيمياء الحرارية الحرارة المتبادلة في التغيرات الكيميائية والفيزيائية. يكون تغير الأنثالبية ΔH سالباً في التفاعلات الطاردة للحرارة وموجباً في الماصة للحرارة.
- الحرارة اللازمة لتغيير درجة الحرارة هي q = mcΔT. وللماء c = 4.18 J/(g·°C).
- قانون هس: تغير أنثالبية التفاعل واحد سواء تم في خطوة أو عدة خطوات، لذا يمكن جمع المعادلات وقيم ΔH لها.
- بأنثالبيات التكوين: ΔH°_rxn = ΣΔH°f(النواتج) − ΣΔH°f(المتفاعلات)، وقيمتها للعناصر في حالتها القياسية صفر.
- بأنثالبيات الروابط: ΔH ≈ طاقة كسر روابط المتفاعلات − الطاقة المنطلقة عند تكوين روابط النواتج.
المعادلات الأساسية
q = mcΔTΔH°_rxn = ΣΔH°f(products) − ΣΔH°f(reactants)ΔH ≈ Σ bonds broken − Σ bonds formedq = mL (phase change)
مثال محلول
احتراق الميثان: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O(l). إذا كانت ΔH°f تساوي −74.8 للميثان و −393.5 لثاني أكسيد الكربون و −285.8 kJ/mol للماء السائل فإن ΔH°_rxn = [−393.5 + 2(−285.8)] − (−74.8) = −890.3 kJ لكل مول ميثان. وفي مسعر حراري يمتص 100.0 g من الماء ترتفع حرارتها من 20.0 °C إلى 25.0 °C مقدار q = 100.0 × 4.18 × 5.0 = 2090 J.
أخطاء شائعة
- نسيان ضرب ΔH°f في المعامل الستويكيومتري.
- عكس ترتيب النواتج ناقص المتفاعلات فتنقلب إشارة ΔH.
- استعمال ΔH لمول واحد من التفاعل دون تعديله حين تُضاعف المعادلة أو تُعكس.
تدرّب
اختبر نفسك بأسئلة تدريبية في هذا الموضوع: الكيمياء الحرارية