chemistry

‫جمهورية العراق‬ ‫وزارة التربية‬ ‫المديرية العامة للمناهج‬ ‫الكيمياء‬‫‪CHEMISTRY‬‬‫لل�صف ال�ساد�س العلمي‬ ‫ليالتفأليف‬ ‫ت أ�‬‫أ‪.‬د‪.‬عمـــــــارهانيالدجيلـــي أ‪ .‬د ‪ .‬سرمد بهجت ديكران‬‫د ‪ .‬سمير حــــــكـيم كـــــــريم ماجــــــد حســــــين خلـــف‬‫خليـــــل رحيـــــم علـــــــــي هـدى صـــــــــــلاح كـــريم‬‫‪ 1437‬هـ ‪ 2016 /‬م‬ ‫الطبعة الخام�سة‬



‫‪9‬‬ ‫الفﻬرﺱ‬ ‫‪19‬‬ ‫التمهيد‬ ‫‪20‬‬ ‫‪21‬‬ ‫الفصل الاول ‪ :‬الثرموداينمك‬ ‫‪21‬‬ ‫‪ 1-1‬مقدمة‬ ‫‪22‬‬ ‫‪24‬‬ ‫‪ 2-1‬وحدات الطاقة ودرجة الحرارة‬ ‫‪25‬‬ ‫‪ 3-1‬بعض المصطلحات الثرموداينمكية‬ ‫‪26‬‬ ‫‪27‬‬ ‫‪ 4-1‬الحرارة‬ ‫‪27‬‬ ‫‪ 5-1‬حرارة التفاعل (التغير في الانثالبي)‬ ‫‪29‬‬ ‫‪31‬‬ ‫‪ 6-1‬دالة الحالة‬ ‫‪32‬‬ ‫‪ 7-1‬الخواص العامة للمواد‬ ‫‪37‬‬ ‫‪42‬‬ ‫‪ 8-1‬الكيمياء الحرارية‬ ‫‪44‬‬ ‫‪ 9-1‬قياس انثالبي التفاعل‬ ‫‪49‬‬ ‫‪ 10-1‬المعادلة الكيميائية الحرارية‬ ‫‪54‬‬ ‫‪ 11-1‬انثالبي التفاعل القياسية‬ ‫‪56‬‬ ‫‪56‬‬ ‫‪ 12-1‬انواع الانثالبيات‬ ‫‪59‬‬ ‫‪ 13-1‬طرائق حساب انثالبي التفاعل القياسية‬ ‫‪60‬‬ ‫‪ 14-1‬العمليات التلقائية‬ ‫‪66‬‬ ‫‪ 15-1‬الانتروبي‬ ‫‪68‬‬ ‫‪68‬‬ ‫‪ 16-1‬طاقة كبس الحرة‬ ‫‪69‬‬ ‫‪ 17-1‬حساب انتروبي التغيرات الفيزيائية‬‫‪3‬‬ ‫المعادلات الرئيسة‬ ‫المفاهيم الاساسية‬ ‫الاسئلة‬ ‫الفصل الثاني ‪ :‬الاتزان الكيميائي‬ ‫‪ 1-2‬التفاعلات غير الانعكاسية والانعكاسية‬ ‫‪ 2-2‬التفاعلات الانعكاسية وحالة الاتزان‬ ‫‪ 3-2‬التفاعلات الانعكاسية المتجانسة وغير المتجانسة‬ ‫‪ 4-2‬حالة الاتزان وقانون فعل الكتلة‬

‫الفﻬرﺱ‬ ‫‪ 5-2‬ثابت الاتزان ‪70‬‬ ‫‪ 6-2‬حساب ثابت الاتزان ‪75 Keq‬‬ ‫‪ 7-2‬العلاقة بين ثابتي الاتزان ‪ Kc‬و ‪79 Kp‬‬ ‫‪ 8-2‬اهمية ثابت الاتزان ‪80‬‬ ‫‪ 9-2‬حاصل التفاعل ‪84‬‬ ‫‪ 10-2‬العلاقة بين الطاقة الحرة وقيمة حاصل التفاعل ‪85‬‬ ‫‪ 11-2‬قاعدة لو شاتليه ‪87‬‬ ‫‪ 12-2‬العوامل المﺆثرة على قيمة ثابت الاتزان ‪91‬‬ ‫المعادلات الرئيسة ‪93‬‬ ‫المفاهيم الاساسية ‪93‬‬ ‫الاسئلة ‪95‬‬‫الفصل الثالث ‪ :‬الاتزان الايوني ‪103‬‬‫‪ 1-3‬مقدمة ‪104‬‬‫‪ 2-3‬المواد الالكتروليتية والمواد غير الالكتروليتية ‪104‬‬‫‪ 3-3‬تفكك الالكتروليتات الضعيفة ‪108‬‬‫‪ 4-3‬التﺄين الذاتي للماء ‪117‬‬‫‪ 5-3‬الاس الهيدروجيني ‪120‬‬‫‪ 6-3‬التمذوب ‪120‬‬‫‪ 7-3‬تﺄثير الايون المشترك ‪129‬‬‫‪ 8-3‬المحاليل المنظمة (محاليل بفر) ‪131‬‬‫‪ 9-3‬الذوبانية وثابت حاصل الذوبان ‪139‬‬‫المعادلات الرئيسة ‪146‬‬‫المفاهيم الاساسية ‪147‬‬‫الاسئلة ‪149‬‬‫الفصل الرابع ‪ :‬تفاعلات التﺄكسد والاختزال والكيمياء الكهربائية ‪153‬‬‫‪ 1-4‬مقدمة ‪154‬‬‫‪ 2-4‬اعداد التﺄكسد ‪154‬‬‫‪ 3-4‬تفاعلات التﺄكسد والاختزال ‪156‬‬‫‪ 4-4‬العوامل المﺆكسدة والمختزلة ‪159‬‬ ‫‪4‬‬

‫‪160‬‬ ‫الفﻬرﺱ‬ ‫‪161‬‬ ‫‪164‬‬ ‫‪ 5-4‬الخلايا الكهروكيميائية‬ ‫‪178‬‬ ‫‪ 6-4‬الخلايا الكلفانية‬ ‫‪180‬‬ ‫‪183‬‬ ‫‪ 7-4‬جهد الخلية الكلفانية‬ ‫‪184‬‬ ‫‪ 8-4‬الخلايا الالكتروليتية‬ ‫‪185‬‬ ‫‪186‬‬ ‫‪ 9-4‬قوانين فاراداي‬ ‫‪ 10-4‬البطاريات (النضائد) وخلايا الوقود‬ ‫‪191‬‬ ‫‪192‬‬ ‫المعادلات الرئيسة‬ ‫‪193‬‬ ‫المفاهيم الاساسية‬ ‫‪195‬‬ ‫‪203‬‬ ‫الاسئلة‬ ‫‪204‬‬ ‫‪206‬‬ ‫الفصل الخامس ‪ :‬الكيمياء التناسقية‬ ‫‪209‬‬ ‫‪215‬‬ ‫‪ 1-5‬مقدمة‬ ‫‪217‬‬ ‫‪ 2-5‬الملح المزدوج والمركب التناسقي‬ ‫‪217‬‬ ‫‪218‬‬ ‫‪ 3-5‬تطور الكيمياء التناسقية‬ ‫‪ 4-5‬انواع الليكندات‬ ‫‪221‬‬ ‫‪222‬‬ ‫‪ 5-5‬قاعدة العدد الذري الفعال‬ ‫‪222‬‬ ‫‪ 6-5‬تسمية المركبات التناسقية‬ ‫‪ 7-5‬نظريات التﺄصر في المركبات التناسقية‬‫‪5‬‬ ‫‪ 8-5‬الاعداد التناسقية والاشكال الهندسية المتوقعة‬ ‫المعادلات الرئيسة‬ ‫المفاهيم الاساسية‬ ‫الاسئلة‬ ‫الفصل السادس ‪ :‬طرائق التحليل الكيميائي‬ ‫‪ 1-6‬المقدمة‬ ‫‪ 2-6‬طرائق التحليل الوصفي (النوعي)‬

‫الفﻬرﺱ‬‫‪ 3-6‬التحليل الكمي ‪225‬‬‫‪ 4-6‬التحليل الوزني ‪227‬‬‫‪ 5-6‬طرائق الترسيب ‪230‬‬‫‪ 6-6‬التحليل الحجمي ‪236‬‬‫المعادلات الرئيسة ‪250‬‬‫المفاهيم الاساسية ‪250‬‬‫الاسئلة ‪252‬‬‫الفصل السابع ‪ :‬الكيمياء العضوية للهيدروكاربونات المعوضة ‪257‬‬‫‪ 1-7‬مقدمة ‪258‬‬‫‪ 2-7‬هاليدات الالكيل ‪260‬‬‫‪ 3-7‬الكحولات ‪265‬‬‫‪ 4-7‬الايثرات ‪271‬‬‫‪ 5-7‬الالديهايدات والكيتونات ‪275‬‬‫‪ 6-7‬الحوامض الكاربوكسيلية ‪281‬‬‫‪ 7-7‬الاسترات ‪285‬‬‫‪ 8-7‬الامينات ‪287‬‬‫المفاهيم الاساسية ‪291‬‬‫الاسئلة ‪293‬‬‫الفصل الثامن ‪ :‬الكيمياء الحياتية ‪297‬‬‫‪ 1-8‬مقدمة ‪298‬‬‫‪ 2-8‬الكاربوهيدرات ‪298‬‬‫‪ 3-8‬البروتينات ‪302‬‬‫‪ 4-8‬الانزيمات ‪305‬‬‫‪ 5-8‬الدهون (اللبيدات) ‪306‬‬‫‪ 6-8‬الصابون ‪306‬‬‫المفاهيم الاساسية ‪308‬‬‫الاسئلة ‪310‬‬ ‫‪6‬‬

‫مقدمة‬‫يمثل كتاب الكيمياء – للصﻒ السادس العلمي بطبعته الاولى الحلقة الاخيرة في سلسلة كتب الكيمياء‬‫للمرحلة الثانوية – ﲟستويها المتوسﻂ والاعدادي‪ ،‬حيث استقر الرأي في الوزارة‪ -‬تربوي ًا وعلمي ًا‪ -‬على البدء‬‫بتدريس علم الكيمياء في عراقنا الجديد من الصﻒ الاول المتوسﻂ كمقرر دراسي نظري وعملي مواكبة للركب‬ ‫العلمي العالمي في هذا المجال‪.‬‬ ‫وقد بذلت اللجنة المكلفة بتﺄليﻒ هذا الكتاب جهد ًا لتنفيذ مانصت عليه الاهداف والمفردات بشﺄن اﻵتي‪-:‬‬‫اول ًا‪:‬انيكونمحتوىالكتابصل ًةمباشرةوثقىبينمناهﺞالكيمياءفيالمرحلةالثانويةومثيلاتهافيالمرحلةالجامعية‬‫الاولية بشتى الفروع‪ .‬ﲟا تضمنه الكتاب من نظريات ومبادئ حديثة‪ .‬وتطبيقات عملية ورياضية لمعظمها‪.‬‬‫ثاني ًا‪ :‬متابعة النمو التدريجي لمحتوى المفردة علمي ًا وتربوي ًا مع النمو الانفعالي والمعرفي للطالب منذ الصﻒ الاول‬‫المتوسﻂ مرور ًا بالسنوات اللاحقة وما رافقها من تراكم لخزين احتياطي من المعلومات الكيميائية المتجددة‪.‬‬‫ثالث ًا‪ :‬دقة التنسيق في المعلومات الموازنة والمقاربة مع العلوم الاخرى‪ .‬سيما الفيزياء والرياضيات‪ ..‬حيث التغيرات‬‫المتسارعة والتطور الناﰋ عن الاكتشافات والبحوث المتتالية يفرض دقة فائقة في التنسيق بين هذه العلوم فضل ًا‬ ‫عن علم الاحياء ومايحتويه من فروع حديثة ذات صلة عضوية مباشرة بالكيمياء‪.‬‬‫رابع ًا‪ :‬التوسع الافقي في محتوى اغلب المفردات ﲟا ينسجم وحاجات المجتمع بﺄسلوب لايدخل الملل في ذهن‬‫الطالب‪ .‬وفي الوقت نفسه يشجع المدرس على فتح افاق جديدة امام الطلبة وتشويقهم لمتابعة جزء ولو بسيﻂ‬ ‫من التقدم العلمي العالمي في الكيمياء عن طريق وسائل الاتصال الحديثة‪.‬‬‫خامس ًا‪ :‬ﰎ الاكثار من الامثلة المحلولة والتمارين والاسئلة في نهاية الفصل ‪ ...‬املين من الاخوة المدرسين الابتعاد‬‫كلي ًا عن اقحام افكار علمية جديدة غير مطروقة ضمن الفصل في هذه المرحلة‪ ...‬تقليل ًا للاجتهادات الفردية‬‫التي تنعكس سلب ًا على الطالب وسيما ضمن موضوعي الاتزان الايوني والعضوية‪ ..‬تيسير ًا للطلبة في اجتياز‬‫مريح لهذه المرحلة الحرجة التي ﲤثل انعطاف ًا في حياة الطلبة وبعبارة اكثر تركيز ًا‪ :‬تﺄمل اللجنة من الاخوة‬ ‫المدرسين الأفاضل الاكتفاء بحدود مادة المنهﺞ الرسمي المقرر‪.‬‬‫سادس ًا‪ :‬الجانب العملي تود اللجنة التﺄكيد على تعليم الطلبة على استخدام الادوات المختبرية والاجهزة الحديثة‪،‬‬‫لترسيﺦ الافكار والمفاهيم النظرية من جهة واشباع شوق الطالب ﲟتابعة النتائﺞ العملية من جهة اخرى‪ ..‬وكي‬ ‫‪7‬‬

‫نرسله للجامعة ﲟﺆهل اولي يسيطر عن المختبر ودوره في التقدم العلمي مع التﺄكيد على التواصل المستمر‬‫بين المدارس ومديرية التقنيات التربوية والاقسام والشعب التابعة لها في بغداد والمحافظات‪ .‬ان استثمار موارد‬‫البيئة المحلية يذلل بعض ًا من صعوبات النقص في بعض المواد الكيميائية‪ .‬علم ًا ان الاستخدام الامثل للمختبر‬ ‫يوفر الوقت والجهد للمدرس ويسهل خطة اكمال المنهﺞ المقرر‪.‬‬‫سابع ًا‪ :‬ان الكتاب بطبعته الاولى بعد ان استكمل متطلبات الاﳒاز لايستغني ابد ًا عن اراء المدرسين من ذوي الخبرة‬‫واولياء امور الطلبة والاختصاصيين واساتذة الجامعة برفد الطبعات اللاحقة ﲟا يرونه ملائم ًا لأستمرار تطوير‬ ‫الكتاب وتحديثه للنهوض بالعملية التربوية‪.‬‬‫يتضمن هذا الكتاب ﲤهيد للعلاقات الرياضية في الكيمياء التي استخدمها الطلبة في السنوات السابقة‪ ،‬كما‬‫تضمن ثمانية فصول‪ ،‬يتناول الفصل الاول كيمياء الثرموداينمك وقوانينها الثلاث التي تختص بالطاقة والاتزان‬‫والدوال الثرموداينمكية‪ .‬يشرح الفصل الثاني موضوع الاتزان الكيميائي الذي يمهد لموضوع الاتزان الايوني الذي‬‫يتناوله الفصل الثالث‪ .‬اما الفصل الرابع فقد تناول موضوع التﺄكسد والاختزال والكيمياء الكهربائية حيث قدم‬‫شرح وافي للخلايا الكهروكيميائية وانواعها وقوانين فاراداي‪ .‬يختص الفصل الخامس ﲟوضوع الكيمياء التناسقية‬‫حيث يشرح مبادئ هذا الموضوع من المعقدات التناسقية وتسمياتها ونظرياتها‪ .‬يتناول الفصل السادس طرائق‬‫التحليل الكيميائي النوعي والكمي وتفرعاتها من عمليات التحليل الوزني والحجمي‪ .‬تناول الفصلين الاخيرين‬‫موضوعي الكيمياء العضوية للمركبات المعوضة والكيمياء الحياتية‪ .‬لقد غطت فصول الكتاب فروع الكيمياء‬‫المختلفة‪ ،‬التحليلية واللاعضوية والفيزيائية والعضوية والحياتية لتﺄهل الطلبة للدخول الى المرحلة الجامعية وهم‬ ‫يمتلكوا قاعدة علمية رصينة ليكملوا فيها مشوارهم العلمي‪.‬‬‫وتثمن اللجنة جهود الخبيريين العلميين الدكتور فاضل سليم متي والدكتور تقي الدين هادي حمدان‪ .‬كما‬ ‫وتقدم اللجنة الشكر للسيدة خلود مهدي سالم لتقديمها المساعدة لاﳒاز هذا العمل‪.‬‬‫لذا تﺄمل اللجنة مخلصة موافاة المديرية العامة للمناهﺞ في موقعها على شبكة الانترنت بكل مامن شﺄنه‬ ‫المساهمة الجادة برفع المستوى العلمي لمادة الكيمياء لطلبتنا الاعزاء‪....‬‬ ‫ومن ا� التوفيق‬‫المﺆلفون‬ ‫‪8‬‬

‫‪Preface‬‬ ‫التمهيد‬ ‫بعد الانتهاء من دراسة التمهيد يتوقع من الطالب أن ‪:‬‬ ‫يتمكن من حساب الكتلة المولية للجزيئات‪.‬‬‫يتعرف على العلاقة بين عدد المولات والكتلة والكتلة المولية ويتمكن من حساب‬ ‫جميع هذه الدوال‪.‬‬ ‫ُيعرف المولارية ويتمكن من حسابها باستخدام عدد المولات وحجم المحلول‪.‬‬‫ُيعرف اللوغاريتم العشري واللوغاريتم الطبيعي والعلاقة بينهما والقوانين‬ ‫الخاصة بها‪.‬‬‫يتمكن من حساب اللوغاريتم العشري والطبيعي للاعداد ولوغاريتم الاعداد‬ ‫المقابلة باستخدام الحاسبة اليدوية‪.‬‬ ‫‪9‬‬

‫مراجعة لما سبقت دراسته‬‫من الضروري معرفة بعض العلاقات الرياضية والرموز والمصطلحات‬‫المستخدمة في الحسابات الكيميائية والتي عرفها الطالب في السنوات‬‫السابقة‪ .‬ان هذه العلاقات تستخدم بشكل واسع في حسابات الامثلة‬‫والتمارين والمسائل الحسابية التي تحتويها فصول هذا الكتاب ولا سيما‬ ‫الموضوعات التي تخص الكيمياء التحليلية والكيمياء الفيزيائية‪.‬‬‫اول ًا ‪ :‬الوحداتحسبالنظامالدوليللوحدات(‪)SI‬‬‫يوضح الجدول التالي الوحدات الاساسية ورموزها حسب النظام الدولي‬ ‫للوحدات (‪. )SI‬‬ ‫الجدول ‪1‬‬‫رمز الوحدة‬ ‫اسم الوحدة‬ ‫الكمية الفيزيائية‬‫كغم (‪)kg‬‬ ‫كيلو غرام (‪)kilogram‬‬ ‫الكتلة (‪) mass‬‬ ‫متر (‪)m‬‬ ‫متر (‪)meter‬‬ ‫الطول (‪)length‬‬ ‫ثا (‪)s‬‬ ‫ثانية (‪)second‬‬ ‫الزمن ( ‪)time‬‬ ‫كلفن (‪)K‬‬ ‫كلفن (‪)Kelven‬‬ ‫درجة الحرارة (‪)temperature‬‬‫مول (‪)mol‬‬ ‫مول (‪)mole‬‬ ‫كمية المادة (‪)quantity‬‬ ‫امبير (‪)A‬‬ ‫امبير (‪)Ampere‬‬ ‫التيارالكهربائي(‪)electric current‬‬‫ويمكناستخدامالوحداتالمشـتقةمنهذهالوحداتمثلالغرام(‪)gram)(g‬‬‫والسنتيمتر (‪ )centimeter) (cm‬اذا تطلبت الحسابات استخدامها‪.‬‬‫ثاني ًا ‪ :‬بعض القوانين المستخدمةللحساباتفي هذا الكتاب‬ ‫‪10‬‬ ‫‪ -1‬حساب الكتلة المولية (‪Molar mass (M‬‬‫تعرف الكتلة المولية للجزيئات والتي يرمز لها بالرمز (‪ )M‬بانها عدد‬‫الغرامات التي يحتويها المول الواحد من الجزيئات‪ ،‬لذا تكون وحدة الكتلة‬‫المولية هــي ( ‪ .)g/mole‬تســـــــــاوي الكتلة المولية مجموع الكتل الذرية‬‫للعناصر في الجزيء الواحد مضروبة بعدد ذرات تلك العناصر‪ .‬وسنوضح‬ ‫طريقة الحساب بالامثلة الاتية‪:‬‬

‫ﲤرين ‪1‬‬ ‫مثال ‪1‬‬‫احسب الكتلة المولية للمركبات‬ ‫احسب الكتلة المولية لمركب كاربونات الصوديوم ‪ Na2CO3‬و‬‫الاتية‪ KMnO4 :‬و ‪NaOH‬‬ ‫فوسفات الكالسيوم ‪ .Ca3)PO4(2‬الكتل الذرية للعناصر‪:‬‬‫و ‪ K2Cr2O7‬و ‪ H2SO4‬و‬ ‫‪Na = 23 ; C = 12 ; O = 16 ; Ca = 40 ; P = 31‬‬‫‪ .MgCl2‬يمكن الحصول على الكتل‬‫الذرية للعناصر من الجدول الموجود في‬ ‫الحـــــل‪:‬‬ ‫‪M )Na2CO3( = 2 × 23 + 1 × 12 + 3 × 16 = 106 g/mol‬‬ ‫نهاية الكتاب ‪.‬‬ ‫‪M [Ca3)PO4(2] = 3 × 40 + 2 × 1 × 31 + 2 × 4 × 16‬‬ ‫‪= 310 g/mol‬‬ ‫‪ -2‬حساب عدد المولات (‪Number of moles )n‬‬ ‫لحساب عدد المولات (‪ )n‬نستخدم العلاقة التالية التي استخدمناها في‬ ‫السنوات السابقة كثيرا‪.‬‬ ‫الكتلة (‪( )m‬غم)‬ ‫عدد المولات ( مول) =‬ ‫الكتلة المولية ( ‪ ( ) M‬غم \ مول )‬ ‫ويفضل دائما استخدام العلاقة باللغة الانكليزية على الصورة الاتية‪:‬‬ ‫ـــــــ(ـــ‪g‬ـــ)ــــــ‪m‬ــــــ = ( ‪n )mol‬‬ ‫(‪M )g/mol‬‬ ‫الموجودة في‬ ‫‪K2CO3‬‬ ‫مثال ‪2‬‬ ‫احسب عدد مولات كاربونات البوتاسيوم‬ ‫‪ 22 g‬من هذا المركب‪.‬‬ ‫الحـــــل‪:‬‬ ‫‪M‬‬ ‫(‪)K2CO3‬‬ ‫=‬ ‫‪2‬‬ ‫×‬ ‫‪K2CO3‬‬ ‫المولية للمركب‬ ‫نحسب اولا الكتلة‬ ‫×‪39 + 1‬‬ ‫‪12 + 3 × 16‬‬ ‫‪= 138 g/mol‬‬ ‫(‪ )n‬نستخدم العلاقة اعلاه لحساب عدد المولات ‪n‬‬ ‫‪ = 0.16 mol‬ــــــــــ(ـــ‪g‬ـــ)ـــــ‪2‬ـــ‪2‬ـــــــ = ــــــــــــ(ـــ‪g‬ـــ)ـــــــ‪m‬ــــــ = ( ‪n )mol‬‬‫(‪11 M )g/mol‬‬ ‫(‪138 )g/mol‬‬

‫يمكن استخدام علاقة عدد المولات لحساب الكتلة ايضا وذلك بترتيب المعادلة على‬ ‫ﲤرين ‪2‬‬ ‫الشكل الاتي‪:‬‬ ‫احسب عدد مولات كبريتات‬ ‫الصوديوم ‪ Na2SO4‬الموجودة في‬ ‫(‪m)g( = n )mol( × M )g/mol‬‬ ‫‪ 14.21g‬من هذا المركب‪.‬‬ ‫مثال ‪3‬‬ ‫ج‪0.11mol :‬‬ ‫احسب عدد الغرامات الموجودة في ‪ 0.15 mole‬من ‪.NaCl‬‬ ‫ﲤرين ‪3‬‬ ‫الحـــــل‪:‬‬ ‫أج ِر الحسابات الاتية‪:‬‬ ‫أ‪ -‬احسب عدد مولات حامض‬ ‫نحسب اولا الكتلة المولية للمركب ‪NaCl‬‬ ‫الفسفوريك ‪ H3PO4‬الموجودة‬‫‪M )NaCl( = 1 × 23 + 1 × 35.5 = 58.5 g/mol‬‬ ‫في ‪ 721g‬من هذا المركب‪.‬‬ ‫ب ‪ -‬احسب عدد الغرامات الموجودة‬ ‫ثم نطبق العلاقة التالية لحساب ‪m‬‬ ‫في ‪ 0.751mole‬مــــــــــــن‬‫(‪m )g( = n )mol( × M )g/mol‬‬‫‪m )g( = 0.15 )mol( × 58.5 )g/mol( = 8.78 g‬‬ ‫‪. Na3PO4‬‬ ‫ج‪ :‬أ) ‪0.731mol‬‬ ‫‪ -3‬حساب المولارية (‪Molarity *)M‬‬ ‫ب) ‪1231g‬‬‫التركيز المولاري هو احد طرق التعبير عن التركيز ‪ ،‬وتعرف المولارية بانها‬ ‫انتبه !‬‫عدد مولات المادة المذابة في لتر واحد من المحلول‪ .‬لحساب المولارية (‪)M‬‬ ‫نستخدم العلاقة التالية التي استخدمناها في المرحلة الخامسة‪.‬‬‫عدد المولات (مول)‬ ‫المولارية (مول ‪ /‬لتر) =‬ ‫الحجم (لتر)‬‫ويفضل دائما استخدام العلاقة باللغة الانكليزية على الصورة الاتية‪:‬‬ ‫* ان رمز التركيز المولاري (‪ )M‬يختلﻒ‬ ‫(‪n)mol‬‬ ‫عن رمز الكتلة المولية (‪)M‬‬ ‫(‪V)L‬‬ ‫= (‪M )mol /L‬‬‫وكما نعرف ان عدد المولات (‪ ) n‬تعرف بالعلاقة الاتية ‪:‬‬ ‫(‪m)g‬‬ ‫= (‪n )mol‬‬ ‫(‪M)g/mol‬‬‫ويمكن التعويض عن عدد المولات ﲟا يساويها ونحول الحجم من وحدة اللتر ‪L‬‬ ‫الى وحدة المللتر ‪ mL‬لنحصل على العلاقة الاتية‪:‬‬ ‫(‪m )g‬‬‫= (‪M )mol /L‬‬ ‫(‪M )g/mol‬‬ ‫(‪V )mL‬‬ ‫(‪1000 )mL/L‬‬ ‫‪12‬‬

‫او بشكل ابسﻂ على الصورة الاتية‪:‬‬ ‫‪M‬‬ ‫‪)mol‬‬ ‫(‪/L‬‬ ‫=‬ ‫(‪m)g(×1000 )mL/L‬‬ ‫(‪M)g/mol( × V )mL‬‬ ‫مثال ‪4‬‬ ‫انتبه !‬ ‫ﰎ اذابة ‪ 53 g‬من كاربونات الصوديوم ‪ Na2CO3‬في دورق‬ ‫حجمي سعته ‪ . 5 L‬احسب التركيز المولاري لهذا المحلول‪.‬‬‫ان وحدة الحجم قد تكون بوحدة اللتر‬‫(‪ )L‬او المللتر (‪ )mL‬او السنتمتر‬ ‫الحـــــل‪:‬‬‫مكعب (‪ ، )cm3‬والعلاقة بين هذه‬ ‫(‪)Na2CO3‬‬ ‫‪Na2CO3‬‬ ‫للمركب‬ ‫اولا الكتلة المولية‬ ‫نحسب‬ ‫الوحدات هي كالاتي ‪:‬‬ ‫‪+ 1 × 12 +‬‬ ‫‪3 × 16‬‬ ‫‪= 106 g/mol‬‬ ‫‪M‬‬ ‫=‬ ‫‪2‬‬ ‫×‬ ‫‪23‬‬ ‫‪1 L = 1000 mL‬‬ ‫‪1 L = 1000 cm3‬‬ ‫نستخدم العلاقة ادناه لحساب عدد المولات (‪)n‬‬ ‫‪1 mL = 1 cm3‬‬ ‫= ( ‪n )mol‬‬ ‫(‪m)g‬‬ ‫=‬ ‫(‪53)g‬‬ ‫‪= 0.5‬‬ ‫‪mol‬‬ ‫(‪M)g/mol‬‬ ‫(‪106)g/mol‬‬ ‫نحسب المولارية باستخدام العلاقة الاتية‪:‬‬ ‫ﲤرين ‪4‬‬ ‫= (‪M )mol /L‬‬ ‫(‪n)mol‬‬ ‫=‬ ‫(‪0.5 )mol‬‬ ‫‪= 0.1 mol/L‬‬‫ﰎ اذابة ‪ 151g‬من حامض‬ ‫(‪V )L‬‬ ‫(‪5 )L‬‬‫الخليك ‪ CH3COOH‬في‬‫‪ 1501mL‬من الماء وضعت في‬ ‫في اغلب الاحيان نستبدل الوحدة ‪ mole/ L‬برمز المولارية ‪ M‬نفسها لذا‬‫دورق حجمي سعته نصﻒ لتر‬‫واكمل الحجم لحد العلامة‪ .‬احسب‬ ‫نكتب النتيجة هذه على الصورة الاتية‪:‬‬ ‫‪M )mol/L( = 0.1 mol/L = 0.1 M‬‬ ‫مولارية هذا المحلول‪.‬‬ ‫مثال ‪5‬‬ ‫ج‪0.51M :‬‬ ‫احسب عدد الغرامات من هيدروكسيد الكالسيوم ‪ Ca)OH(2‬اللازمة‬ ‫لتحضير محلول تركيزه ‪ 0.1 M‬وحجمه ‪. 250 mL‬‬ ‫الحـــــل‪:‬‬ ‫نحسب اولا الكتلة المولية للمركب ‪Ca)OH(2‬‬ ‫]‪M [Ca)OH(2‬‬ ‫‪= 1 × 40 + 2 × 16 + 2 × 1‬‬ ‫‪= 74 g/mol‬‬ ‫يمكن حساب المولاربة ‪ M‬بالعلاقة الاتية‪:‬‬ ‫‪M‬‬ ‫‪)mol‬‬ ‫(‪/L‬‬ ‫=‬ ‫(‪m)g(×1000 )mL/L‬‬ ‫(‪M)g/mol( × V )mL‬‬‫وبترتيب هذه المعادلة نحصل منها على كتلة النموذج ‪13 :m‬‬

‫= (‪m)g‬‬ ‫(‪M )mol /L(× M)g/mol( × V )mL‬‬ ‫ﲤرين ‪5‬‬ ‫(‪1000 )mL/L‬‬ ‫اذيب ‪ 41g‬من هيدروكسيد‬ ‫الصــــــــــــــــــــــــوديوم ‪NaOH‬‬‫= (‪m)g‬‬ ‫(‪0.1 )mol /L(× 74)g/mol( × 250 )mL‬‬ ‫‪M= 40 g/mol‬فيحجممعين‬ ‫(‪1000 )mL/L‬‬ ‫من الماء وﰎ قياس مولارية المحلول‬‫‪m)g( = 1.85 g‬‬ ‫وكانتتساوي‪.0.051mole/L‬‬ ‫احسب حجم الماء باللتر الذي‬ ‫‪ -4‬العﻼﻗة بﲔ عدد اﳉﺰيﯫت او الذرات والموﻝ‬ ‫اذيبت فيه العينة‪.‬‬‫يمثل عدد افوكادرو الذي يرمز له بالرمز ‪ NA‬عدد الاشياء (ذرات او جزيئات)‬ ‫ج‪2 L :‬‬ ‫التي يحتويها المول الواحد وقيمته تساوي‪:‬‬ ‫‪NA = 6.023 × 1023 atoms or molecules / mol‬‬‫حيث(‪)atoms‬تعنيذراتو(‪ )molecules‬تعنيجزيئات‪ .‬والعلاقةبين‬‫عددالمولات(‪ n )mole‬وعددافوكادرووعددالجزيئاتأوالذراتهيكالاتي‪:‬‬‫عدد الجزيئات او الذرات = عدد المولات (‪ × )mol‬عدد افوكادرو (‪) atoms or molecules / mol‬‬ ‫وللسهولة تكتب على الصورة الاتية‪:‬‬‫(‪No. )atoms or molecules( = n )mol( × NA ) atoms or molecules / mol‬‬ ‫مثال ‪6‬‬ ‫ﲤرين ‪6‬‬‫ماهي عدد الذرات والجزيئات الموجودة في ‪ 0.1 mole‬من غاز الهيدروجين ‪H2‬‬ ‫احسب عدد الذرات والجزيئات‬ ‫الموجودة فـــــــــي ‪0.16 mole‬‬ ‫الحـــل‪:‬‬ ‫لحساب عدد الجزيئات نستخدم العلاقة الاتية ‪:‬‬ ‫من غاز الاوكسجين ‪.O2‬‬ ‫(‪No. molecules = n )mol( × NA )molecules/ mol‬‬ ‫ج‪0.96 × 1023 molecules :‬‬ ‫(‪= 0.1 )mol( × 6.023 × 1023 )molecules/ mol‬‬ ‫‪1.92 × 1023 atoms‬‬ ‫‪= 6.023 × 1022 molecules‬‬ ‫‪14‬‬‫وﲟا ان كل جزيء هيدروجين يحتوي على ‪ 2‬ذرة من الهيدروجين لذا فعدد الذرات‬ ‫يساوي ‪:‬‬ ‫‪No. atoms = No. molecules × 2‬‬ ‫‪No. atoms = 6.023 × 1022 × 2 = 12.046 × 1022 atoms‬‬

‫‪ -5‬اللوغاريتمات‬‫هنالك نوعان من اللوغاريتمات في الرياضيات هما اللوغاريتم ال ُعشري‬‫(اللوغاريتم الاعتيادي)‪ .‬وقد اتفق على عدم كتابة الاساس (‪ )10‬حين استعماله‪.‬‬ ‫حيث ‪ log10 y‬يكتب بشكل ‪ . log y‬والذي يمكن تعريفه ‪:‬‬ ‫‪log y = x ⇒ y = 10 x‬‬‫ف‪5‬مث‪0‬ل‪ً .‬ا‪10lo7g:0‬وم‪g‬ن‪o‬ا‪l‬لمفييدكتهنابابن نشذككلر ب‪7‬ع‪g‬ض‪o‬ا‪l‬للووكغاذلريتكما‪5‬ت‪.0‬لل‪0‬اع‪10‬دا‪g‬د‪o‬ال‪ l‬يصكحتيحبةبللشعكددل‬ ‫‪ 10‬معتمدين على أن ‪ log 10n = n :‬فمثل ًا‪:‬‬ ‫‪ log 107 = 7‬و ‪ .... log 104 = 4‬الى اخره لل ُأسس الموجبة‪.‬‬ ‫‪ log 0.01 = log 10-2 = -2‬و ‪log 0.00001 = log 10-5 = -5‬‬ ‫‪ .....‬الى اخره لل ُأسس السالبة‪.‬‬‫اما النوع الثاني من اللوغاريتمات فيسمى باللوغاريتم الطبيعي ويرمز له‬ ‫بالرمز ‪ lne y‬الذي اساسه ‪ e‬ذو القيمة ‪ 2.718‬والذي يمكن تعريفه بالعلاقة‪:‬‬ ‫‪ln y = x ⇒ y = e x‬‬ ‫والقوانين التالية تنطبق على كليهما ‪:‬‬‫‪ -1‬لوغارتيم حاصل ضرب عددين يساوي مجموع لوغاريتمات هذين العددين‪:‬‬‫‪log Z × Y = log Z + log Y‬‬‫‪log 5 × 6 = log 5 + log 6‬‬‫‪ -2‬لوغارتيم حاصل قسمة عددين يساوي الفرق بين لوغاريتميهما‬‫‪ = log Z - log Y‬ــــ‪Z‬ـ ‪log‬‬ ‫‪Y‬‬‫‪ = log 8 - log 3‬ــــ‪8‬ـ ‪log‬‬ ‫‪3‬‬‫‪ -3‬لوغارتيم عدد مرفوع ل ُأس معين يساوي حاصل ضرب ال ُأس في لوغاريتم هذا‬‫‪log ZY = Y × log Z‬‬ ‫العدد‪.‬‬ ‫‪log 29 = 9 × log 2‬‬ ‫بعد دراستنا للوغاريتمات العشرية والطبيعية وبعض قوانين اللوغاريتمات‪،‬‬ ‫سندرس الان كيفية استخدام الحاسبة اليدوية (‪ )Calculator‬لايجاد لوغاريتم‬‫عدد ولوغاريتمات الاعداد المقابلة وكتطبيق لما درسناه سابق ًا‪15 .‬‬

‫اول ًا‪ :‬ايﺠاد لوغاريتم العدد‬ ‫‪ -1‬ﰲ حالة اللوغاريتمات العﴩية (‪)log‬‬‫نكتب العدد المراد إيجاد لوغاريتمه ثم نضغﻂ على المفتاح ‪ log‬فيظهر الناﰋ ‪.‬‬ ‫مثال ‪7‬‬ ‫ﲤرين ‪7‬‬ ‫جد‪:‬‬ ‫جد قيم‬ ‫(أ) ‪( ، log 7‬ب) ‪( ، log 13‬جـ) ‪( ، log 0.08‬د) ‪log 1.5‬‬ ‫أ)‪log 26.7‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬ ‫ب) ‪log 0.89‬‬‫(أ) نكتب ‪ 7‬ثم نضغﻂ على ‪ log‬فيكون الناﰋ ‪ 0.84509804‬اي‬ ‫جـ) ‪ln 93‬‬ ‫‪log 7 = 0.84509804‬‬ ‫د) ‪ln 0.02‬‬ ‫(ب) نكتب العدد ‪ 13‬ثم نضغﻂ ‪ log‬فيكون الناﰋ ‪1.11394335‬‬ ‫باستخدام الحاسبة اليدوية‪.‬‬ ‫(جـ) نكتب العدد ‪ 0.08‬ثم نضغﻂ ‪ log‬فيكون الناﰋ ‪- 1.096910013‬‬ ‫(د) نكتب العدد ‪ 1.5‬ثم نضغﻂ ‪ log‬فيكون الناﰋ ‪0.176091259‬‬ ‫(‪ )2‬ﰲ حالة اللوغاريتمات الﻄبيعية (‪)ln‬‬‫نكتب العدد المراد إيجاد لوغاريتمه ثم نضغﻂ على المفتاح ‪ ln‬فيظهر الناﰋ‬‫(ب) ‪( ln 13‬جـ) ‪( ln 0.08‬د) ‪ln 1.5‬‬ ‫مثال ‪8‬‬ ‫ﲤرين ‪8‬‬ ‫جد‪:‬‬ ‫جد قيم ‪ y‬في العلاقات التالية‬ ‫باستخدام الحاسبة اليدوية‪ ،‬اي جد‬ ‫(أ) ‪ln 7‬‬ ‫اللوغاريتم المقابل‪.‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬ ‫أ) ‪log y = 2.6‬‬ ‫(أ) نكتب العدد ‪ 7‬ثم نضغﻂ على ‪ ln‬فيكون الناﰋ ‪1.94510149‬‬ ‫ب) ‪log y = -1.2‬‬ ‫(ب) نكتب العدد ‪13‬ثم نضغﻂ على ‪ ln‬فيكون الناﰋ ‪2.564949357‬‬‫(جـ) نكتب العدد ‪ 0.08‬ثم نضغﻂ على ‪ ln‬فيكــــــــون الناﰋ‬ ‫جـ) ‪ln y = 0.7‬‬ ‫د) ‪ln y = -3.9‬‬ ‫‪2.525728644 -‬‬ ‫(د) نكتب العدد ‪1.5‬ثم نضغﻂ على ‪ ln‬فيكون الناﰋ ‪0.405465108‬‬ ‫‪16‬‬

‫ثاني ًا ‪ :‬ﺇيﺠاد العدد المقابﻞ اﺫا علم لوغاريتم ُه‬ ‫‪ -1‬ﰲ حالة اللوغاريتمات العﴩية‬ ‫نكتب لوغاريتم العدد (المعطى) ونضغﻂ على مفتاح ‪ 2ndF‬ويكون مغاير‬ ‫للاســـود (اصفر ‪ ،‬ازرق‪ )...‬ثم نضغﻂ على مفتاح ‪ log‬فيظهر العدد المطلوب‪.‬‬ ‫مثال ‪9‬‬ ‫جد الاعداد المقابلة للاعداد التي لوغاريتماتها العشرية هي ‪:‬‬ ‫(أ) ‪0.84509804‬‬ ‫(ب) ‪1.113943352‬‬ ‫(جـ) ‪1.096910013 -‬‬ ‫(د) ‪0.176091259‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬ ‫(أ) نكتب ‪ 0.84509804‬ثم نضغﻂ على ‪ 2nd F‬ثم نضغﻂ على مفتاح ‪log‬‬ ‫فيظهر ‪7‬‬ ‫(ب) نكتب ‪ 1.113943352‬ثم نضغﻂ على ‪ 2ndF‬ثم نضغﻂ على مفتاح‬ ‫‪ log‬فيظهر ‪13 ≃ 12.99999999‬‬ ‫(جـ) نكتب ‪ -1.096910013‬ثم نضغﻂ ‪ 2nd F‬ثم نضغﻂ على مفتاح ‪log‬‬ ‫فيظهر ‪0.08‬‬ ‫(د) نكتب ‪ 0.176091259‬نضغﻂ على ‪ 2nd F‬ثم نضغﻂ على مفتاح ‪log‬‬ ‫فيظهر ‪1.5‬‬ ‫‪ -2‬ﰲ حالة اللوغاريتمات الﻄبيعية‬ ‫نطبق نفس الخطوات المذكور في (‪.)1‬‬ ‫مثال ‪10‬‬ ‫جد الاعداد المقابلة للاعداد التي لوغاريتماتها الطبيعية هي ‪:‬‬ ‫(أ) ‪3.22‬‬ ‫(ب) ‪-1.78‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬ ‫(أ) نكتب ‪ 3.22‬ثم نضغﻂ على ‪ 2nd F‬ثم نضغﻂ على مفتاح ‪ ln‬فيظهر ‪25‬‬ ‫(ب) نكتب ‪ -1.78‬ثم نضغﻂ على ‪ 2ndF‬ثم نضغﻂ على مفتاح ‪ln‬‬ ‫فيظهر ‪0.17‬‬‫‪17‬‬

‫ـــــــ)ـــ‪g‬ـــ(ــــــ‪m‬ــــــ = ) ‪n (mol‬‬ ‫المعادلات الرئيسة‬ ‫)‪M (g/mol‬‬ ‫العلاقة بين عدد المولات والكتلة المولية (‪ )n‬رقم الصفحة ‪11‬‬‫= )‪M (mol /L‬‬ ‫)‪n(mol‬‬ ‫رقم الصفحة ‪12‬‬ ‫التركيز المولاري (‪)M‬‬ ‫)‪V(L‬‬ ‫رقم الصفحة ‪14‬‬ ‫عدد الذرات او الجزيئات‬‫)‪No. (atoms or molecules) = n (mol) × NA ( atoms or molecules / mol‬‬ ‫المفاهيم الاساسية‬ ‫الكتلة المولية (‪Molar mass )M‬‬‫هي كتلة ‪ 1‬مول من اي مركب كيميائي وتحسب من مجموع الكتل الذرية لذرات العناصر المكونة للمركب‬ ‫مضروبة في عددها في هذا المركب‪.‬‬ ‫المولارية (‪Molarity )M‬‬ ‫عدد مولات المادة المذابة في لتر واحد من المحلول ‪.‬‬ ‫عدد افوكادرو )‪Avogadroُs Numder (NA‬‬ ‫عدد الذرات او الايونات او الجزيئات التي يحتويها المول الواحد وقيمته تساوي ‪. 6.023 × 1023 mol-1‬‬ ‫‪18‬‬

‫الثرموداينمك‬ ‫الفصل الاول‬‫‪Thermodynamics‬‬ ‫‪1‬‬ ‫بعد الإنتهاء من دراسة هذا الفصل يتوقع من الطالب أن‪:‬‬ ‫ُي َع ِرف علم الثرموداينمك‪ ،‬الطاقة‪ ،‬وحدات الطاقة‪ ،‬النظام‪ ،‬المحيط‪ ،‬المجموعة‪ ،‬انواع الانظمة‪.‬‬‫يتعرف على مصطلحات الحرارة‪ ،‬السعة الحرارية‪ ،‬الحرارة النوعية‪ ،‬حرارة التفاعل المقاسة تحت ضغط ثابت‪.‬‬‫يتعلم ماذا تعني الانثالبي وما هي علاقتها مع حرارة التفاعل وهل هي دالة حالة من الخواص الشاملة ام المركزة‬ ‫وما هي وحداتها‪.‬‬ ‫يحدد هل ان التفاعل باعث للحرارة ام ماص للحرارة وربط هذا مع اشارة التغير في انثالبي التفاعل‪.‬‬ ‫يكتب المعادلة الحرارية ُمح َد َد ًا بشروط كتابتها ويبين اختلافها عن المعادلة الكيميائية‪.‬‬‫يميز بين انثالبي التفاعل القياسية وانثالبي التكوين القياسية وانثالبي الاحتراق القياسية ويتمكن من استخراج‬ ‫قيمها من بعضها‪.‬‬ ‫يتعرف على الطرق المستخدمة لحساب انثالبي التفاعل‬ ‫يميز بين العمليات التلقائية وغير التلقائية ويتعرف على دالة الانتروبي وطاقة كبس الحرة‪.‬‬‫يتعلم حساب انتروبي التفاعل القياسية من قيم الانتروبي المطلقة وحساب طاقة كبس الحرة للتفاعل القياسية‬ ‫من قيم طاقة كبس الحرة للتكوين القياسية‪.‬‬‫يفهم معادلة كبس ويبين طريقة استخدامها لمعرفه اتجاه سير التفاعلات الكيميائية بالاعتماد على قيم الانثالبي‬ ‫والانتروبي‪ ،‬ويشتق علاقه تروتن‪19 .‬‬

‫‪ 1-1‬مقدمة‬ ‫‪20‬‬‫تعرفنا في دراستنا السابقة على عدة انواع من الطاقة مثل الطاقة الحرارية‬‫والطاقة الكهربائية والطاقة الميكانيكية والطاقة الضوئية والطاقة النووية‬‫والطاقة الكيميائية‪...‬الخ‪ ،‬انهذهالانواعالمختلفةمنالطاقات تكون مخزونة‬‫في جميع المواد وتظهر عند تحولها من شكل الى آخر‪ .‬يوحي الاختلاف في‬‫اشكال الطاقة ان كل ًا منها قائم بحد ذاته ولا يوجد بينها علاقة‪ ،‬الا ان هذا‬‫غير صحيح‪ ،‬لانه تحت ظروف معينة يمكن تحويل الطاقة من شكل الى آخر‪.‬‬‫الثروموداينمك علم يهتم بدراسة الطاقة وتحولاتها ويهدف نحو تحويل‬‫اكبر قدر ممكن من الطاقة الحرارية الناتجة من احتراق الوقود الى انواع اخرى‬‫من الطاقات مثل الطاقة الميكانيكية للاستفادة منها في عمل المحركات‪ .‬يفسر‬ ‫علم الثرموداينمك ظواهر عديدة اهمها‪:‬‬ ‫‪ -1‬سبب حدوث التفاعلات الكيميائية‪.‬‬‫‪ -2‬التنبؤ بحدوث التغيرات الكيميائية والفيزيائية عندما توجد مادة او‬ ‫اكثر تحت ظروف معينة‪.‬‬‫‪ -3‬حدوث بعض التفاعلات تلقائيا واخرى لا تحدث ابد ًا بشكل تلقائي عند‬ ‫نفس الظروف‪.‬‬‫‪ -4‬سبب حدوث الطاقة المصاحبة للتفاعلات الكيميائية سواء في التفاعلات‬ ‫نفسها او في الوسط المحيط بها‪.‬‬‫ومن ناحية اخرى‪ ،‬لا يهتم علـــــــــــــم الثرموداينمك بعامل الزمن‬‫الذي يســــــــتغرقه حدوث التفاعلات‪ ،‬فهو ينبئ فقط فيما اذا كان‬‫تفاعل معين (او اي تغير بصورة عامة) قابل للحدوث او غيــــــــــــر قابل‬‫للحدوث‪ ،‬دون ان يبين ســــــــــــــرعة حدوث هذا التغيير‪ ،‬لان سرعة‬‫حدوث التفاعل من اهتمام علم الحركيات الذي درسناه في المرحلة الخامسة‪.‬‬‫يمكن تقسيم الطاقة بشكل عام الى قسمين رئيسين هما الطاقة الكامنة‬‫(‪ )Potential Energy‬والطاقة الحركية (‪.)Kinetic Energy‬‬‫تشمل الطاقة الكامنة الطاقة الكيميائية المخزونة في جميع انواع المواد‬‫وجميع انواع الوقود‪ .‬اما بالنسبة للطاقة الحركية فهي تشمل طاقة جميع‬‫الاجسام المتحركة مثل الجزيئات والماء المتحرك وكذلك السيارات والطائرات‬‫والصواريخ وغيرها‪ .‬فعلى سبيل المثال‪ ،‬تتحول الطاقة الكامنة في الماء الى‬‫طاقة حركية اذا تمت حركة الماء من اعلى الشلال الى اسفله لان الطاقة الناتجة‬‫يمكن ان تدور المحرك لتوليد الطاقة الكهربائية‪ .‬لذا ينص القانون الاول في‬‫علم الثرموداينمك على ان “الطاقة لا تفنى ولا تستحدث من العدم ولكن‬ ‫يمكن تحويلها من شك ٍل الى آخر”‪.‬‬

‫هل تعلم‬ ‫‪ 2-1‬وحدات الطاقة ودرجة الحرارة‬‫ان كل دقة قلب تستهلك‬ ‫ان الوحدات المستخدمة للتعبير عن الطاقة حسب النظام الدولي للوحدات‬ ‫‪ 1 J‬من الطاقة‪.‬‬ ‫(‪ )SI‬هي الجول (‪ )Joule‬ورمزه (‪ )J‬ويعبر عنه حسب الاتي‪:‬‬ ‫‪1 J = 1 kg . m2/s2‬‬ ‫انتبه !‬ ‫حيث ‪ kg‬وحدة الكيلوغرام (‪ )kilogram‬و ‪ m‬وحدة المتـر (‪)meter‬‬ ‫و ‪ s‬وحدة الثانية (‪.)second‬‬‫يجب التفريق بين وحدة المتر‬ ‫تعرف الطاقة الحركية (‪ )KE‬بانها تساوي حاصل ضرب نصف في‬ ‫(‪ )m‬و الكتلة (‪)m‬‬ ‫الكتلة})‪ {m (kg‬في مربع السرعة })‪. {v (m/s‬‬ ‫= ‪KE‬‬ ‫ـــ‪1‬ـ‬ ‫‪m . v2‬‬ ‫‪2‬‬ ‫فاذا تحرك جسم‪ ،‬كتلته ‪ 2 kg‬مسافة متر واحد ‪ 1 m‬خلال ثانية واحدة‬ ‫‪ 1 s‬فانه سيمتلك طاقة حركية (‪ )KE‬مقدارها ‪.1 J‬‬ ‫‪ (2 kg) . (1 m/s)2 = 1 kg . m2/s2 = 1 J‬ـــ‪1‬ـ = ‪KE‬‬ ‫‪2‬‬ ‫كما ان وحدات درجة الحرارة المستخدمة في الثرموداينمك هي الكلفن‬ ‫(‪ )K‬وتحسب من درجة الحرارة بالوحدات السيليزية ‪ C‬ب̊استخدام العلاقة‬ ‫المعروفة الاتية‪:‬‬ ‫‪T (K) = t (̊C)+ 273‬‬‫مخطط للنظام والمحيط والحد‬ ‫‪ 3-1‬بعض المصطلحات الثرموداينمكية‬ ‫والمجموعة‪.‬‬ ‫من اهم المصــــــــــــــــطلحات الثرموداينمكية هو النظام (‪)System‬‬ ‫‪21‬‬ ‫الثرموداينمكي والذي هو عبارة عن جزء معين من الكون (نهتم بدراسته)‬ ‫يتكون من المادة او المواد المشتركة في حدوث تغيرات فيزيائية وكيميائية‬ ‫محدودة داخل حدود معينة (‪ )Boundaries‬قد تكون حقيقية او تخيلية‬ ‫اما ما تبقى خارج هذه الحدود فيسمى بالمحيط (‪ .)Surronding‬يسمى‬ ‫النظام والمحيط بالكون (‪ )Universe‬ولكننا سنطلق عليهما بالمجموعة‪:‬‬ ‫المجموعة = النظام ‪ +‬المحيط‬

‫وقد توجد علاقة بين النظام والمحيط وحسب هذه العلاقة يمكن تقسيم‬ ‫بخار الماء‬ ‫النظام الى ثلاثة انواع وهي ‪:‬‬ ‫‪ -1‬النظام المفتوح ‪Open System‬‬ ‫حرارة‬‫يكون النظام مفتوح ًا اذا كانت حدود النظام تسمح بتبادل مادة النظام‬ ‫يوجد تبادل للطاقة والمادة‬‫وطاقته مع المحيط‪ .‬مثال ذلك‪ ،‬اناء معدني يحتوي على ماء مغلي‪ ،‬فانه يلاحظ‬‫ان مادة النظام‪ ،‬وهي الماء تتصاعد على شكل بخار الى المحيط‪ ،‬كما ان حرارة‬ ‫حرارة‬ ‫الماء (طاقته) تتسرب الى المحيط ايض ًا‪.‬‬ ‫‪ -2‬النظام المغلق ‪Closed System‬‬‫يكون النظام مغلق ًا اذا كانت حدود النظام تسمح بتبادل الطاقة فقط ولا‬‫تسمح بتغيير كمية مادة النظام‪ .‬فإذا تم اغلاق الاناء المعدني المذكور اعلاه‬‫باحكام‪ ،‬فسوف تتسرب حرارة الماء في هذه الحالة الى المحيط بينما تبقى‬ ‫كمية الماء (مادة النظام) ثابتة‪.‬‬ ‫‪ -3‬النظام المعزول ‪Isolated System‬‬ ‫يوجد تبادل للطاقة فقط‬‫ويكون النظام معزول ًا اذا كانت حدود النظام لا تسمح بتبادل المادة‬‫والطاقة مع المحيط اي ان النظام لا يتأثر ابد ًا بالمحيط‪ ،‬مثال ذلك‪ ،‬الثرموس‪،‬‬ ‫حيث انه يحفظ حرارة النظام ومادته من التسرب للمحيط‪.‬‬‫وتسمى المتغيرات الفيزيائية للنظام‪ ،‬التي من الممكن ملاحظتها او قياسها‬ ‫لا يوجد تبادل للمادة والطاقة‬‫مثل عدد مولات المادة او المواد الموجودة في النظام و الحالة الفيزيائية للمواد‬ ‫والحجم والضغط ودرجة الحرارة بخواص النظام‪.‬‬ ‫‪ 4-1‬الحرارة ‪Heat‬‬‫ُت َع ُّد الحرارة احد أشكال الطاقة الشائعة في حياتنا اليومية ونرمز للحرارة‬ ‫انواع الانظمة في الثرموداينمك‬‫بالحرف (‪ ،)q‬والحرارة هي انتقال الطاقة الحرارية بين جسمين‪ ،‬درجة‬‫حرارتهما مختلفة‪ ،‬اما درجة الحرارة فهي مقياس للطاقة الحرارية‪ .‬تتناسب‬ ‫‪22‬‬‫الحرارة المفقودة او المكتسبة لجسم ما طردي ًا مع التغير في درجات الحرارة‪.‬‬‫ويرمز للتغير بالرمز (∆) الذي يوضع قبل رمز الدالة المتغيرة‪ .‬فالتغير في‬ ‫درجة الحرارة يكون على الصورة الآتية‪:‬‬

‫‪∆T=Tf -Ti‬‬ ‫نهائي)‪ ،‬و ‪ Ti‬درجة‬ ‫النهائية (‪ f‬من ‪ final‬وتعني‬ ‫الححيراثرة‪f‬ال‪T‬ابتدرداجئيةةال(ح‪i‬رامرةن‬ ‫فالتناسب بين الحرارة‬ ‫‪ initial‬وتعني ابتدائي)‪ ،‬لذا‬ ‫(‪ )q‬والتغير في درجة الحرارة يمكن كتابته على الصورة الآتية‪:‬‬ ‫الجدول ‪1-1‬‬ ‫‪q∝ ∆T‬‬ ‫(‪)1‬‬‫قيم الحرارة النوعية لبعض المواد‬‫عند درجة حرارة (‪)25̊C‬‬ ‫الحرارة النوعية‬ ‫ويحولالتناسبالىمساواةبضرب‪∆T‬بثابتتناسبيدعىالسعةالحرارية‪ :C‬المادة‬‫(‪ς ) J/g .̊C‬‬‫ماء (سائل) ‪4.18‬‬ ‫(‪q = C. ∆T )2‬‬‫كحول الاثيل ‪2.44‬‬‫وتعرف السعة الحرارية (‪ )Heat capacity‬بانها كمية الحرارة اللازمة ماء (صلب) ‪2.03‬‬‫‪2.01‬‬ ‫ماء (غاز)‬ ‫لرفع درجة حرارة كتلة ‪ m‬مقدره بالغرام }(‪ {m )g‬من اي مادة درجة‬‫‪1.83‬‬ ‫بريليوم‬ ‫سيليزية واحدة ووحدتها هي (‪ .)J/̊C‬وترتبط السعة الحرارية مع الحرارة‬‫‪1.023‬‬ ‫النوعية (‪ )Specific heat( )ς‬بالعلاقة الآتية‪:‬‬ ‫مغنيسيوم‬‫المنيوم ‪0.90‬‬‫كالسيوم ‪0.65‬‬‫حديد ‪0.45‬‬ ‫(‪C = ς × m )3‬‬‫سترونتيوم ‪0.30‬‬‫‪0.24‬‬ ‫فضة‬ ‫اما الحرارة النوعية فتعرف على انها كمية الحرارة اللازمة لرفع درجة حرارة‬‫‪0.20‬‬ ‫باريوم‬ ‫كتلة غرام واحد (‪ )1 g‬من اي مادة درجة سيليزية واحدة‪ ،‬وحدة الحرارة‬‫‪0.13‬‬ ‫رصاص‬‫النوعية هي (‪.) J/g .̊C‬وبتعويض قيمة ‪ C‬من المعادلة (‪ )3‬في المعادلة ذهب ‪0.13‬‬ ‫(‪ )2‬نحصل على العلاقة الاتية‪:‬‬ ‫انتبه !‬ ‫(‪q )J( = ς )J/g .̊C( × m)g( × ∆T)̊C‬‬ ‫يوضح الجدول (‪ )1-1‬قيم الحرارة النوعية لبعض المواد‪.‬‬‫الحرف اللاتينـــــــــي (‪ )ς‬يقرأ‬ ‫زيتا (‪)Zeta‬‬ ‫مثال ‪1-1‬‬ ‫ما مقدار الحرارة الناتجة من تسخين قطعة من الحديد كتلتها ‪ 870 g‬من‬ ‫‪ 5̊C‬الى ‪ 95̊C‬؟ علم ًا ان الحرارة النوعية للحديد ‪.0.45 J/g .̊C‬‬‫‪23‬‬

‫الحــــل‪:‬‬ ‫نجد التغير في درجة الحرارة‬‫‪∆T = )Tf -Ti(̊C = )95-5(̊C = 90̊C‬‬ ‫باستخدام العلاقة التالية نحسب كمية الحرارة ‪: q‬‬‫(‪q )J( = ς )J/g .̊C( × m)g(× ∆T )̊C‬‬‫‪q )J( = 0.45 ) J/g .̊C( × 870 )g( × 90 )̊C( = 35235 J‬‬ ‫تمرين ‪1-1‬‬ ‫تغيرت درجة حرارة قطعة من‬ ‫والحرارة المستهلكة من تسخين قطعة الحديد بوحدة ‪ kJ‬كالاتي‪:‬‬ ‫المغنيسيوم كتلتها ‪10 g‬من ‪25̊C‬‬‫ــ(ــ‪J‬ـ(ــ)‪J‬ـــ‪k‬ـ‪0‬ــ)ـ‪0‬ـــ‪10‬ـــ‪q )kJ( = q )J( × 1‬‬ ‫الى ‪ 45̊C‬مع اكتساب حرارة‬‫‪ = 35.2 kJ‬ـــــ(ــ‪J‬ـــ‪k‬ـــ)ــــ‪1‬ـــ × (‪q )kJ( = 35235 )J‬‬ ‫مقدارها ‪ .205 J‬احسب الحرارة‬ ‫(‪1000 )J‬‬ ‫النوعية لقطعة المغنيسيوم‪.‬‬ ‫ج ‪1.03 J/g .̊C :‬‬‫‪ 5-1‬حرارة التفاعل )التغير ﻓي الانثالبي( ‪Enthalpy‬‬ ‫‪24‬‬ ‫تحدث اغلب العمليات الكيميائية عند ضغط ثابت‪ ،‬وقليل جد ًا منها‬ ‫يحدث عند حجم ثابت‪.‬لذلك فان الحرارة المصاحبة للتفاعل الكيميائي يجري‬ ‫قياسها بشكل اسهل عند ضغط ثابت (الضغط الجوي) من عملية قياسها‬ ‫عند حجم ثابت‪ .‬يسمى التغير في حرارة التفاعل عند ضغط ثابت بحرارة‬ ‫التفاعل او التغير في الانثالبي او بشكل ابسط بانثالبي التفاعــــــــــــــل‬ ‫(‪ )Enthalpy of reaction‬والتي يرمز لها بالرمز (‪ )H‬وللتغير‬ ‫بالانثالبي ‪ ∆H‬والتي تساوي بالضبط حرارة التفاعل المقاسة عند ضغط‬ ‫ثابت اي‪:‬‬ ‫‪∆H = qP‬‬ ‫حيث ‪ qP‬تمثل الحرارة المقاسة عند ضغط ثابت (‪ P‬من ‪ Pressure‬وتعني‬ ‫ضغط)‪.‬‬ ‫فاذا تم اعتبار التفاعل الكيميائي عبارة عن نظام‪ ،‬فقيم التغير في الانثالبي‬ ‫تخبرنا هل ان التفاعل باعث للحرارة او ماص للحرارة‪ .‬فاذا رمز لانثالبي‬ ‫التفاعل بالرمز ‪( ∆Hr‬حيث ‪ r‬من ‪ reaction‬وتعني تفاعل) فيكون الآتي‪:‬‬

‫((ا‪-n‬ذا‪i=o‬ك‪rt‬ا‪c‬ن‪aH‬ت‪ )rr∆e‬ف‪Hc‬ا‪i‬لت∆ف‪m‬اا‪r‬عـص‪e‬ــغــ‪h‬رــ‪t‬ــمـ‪o‬ـن‪x‬ل ي‪E‬ص)كفـ‪.‬ـرـــــ(ـــ‪0‬ــ<ون‪ r‬بــ‪H‬ــــ∆ـــ)ـــاــيا‪:‬عث ًقايللمح‪r‬ــــ‪H‬ــــ∆ـــــسارلابرةة‬ ‫((ا‪n‬ذ‪+‬ا‪i=o‬ك‪rt‬ان‪aHc‬ت‪c)rr∆e‬ف‪H‬ا‪i‬لت∆ف‪m‬اا‪r‬كعـب‪e‬ــرـ‪h‬ـــ‪t‬مـــ‪o‬نـــ‪d‬ـــص‪n‬فل‪E‬ري)ك‪(.‬ـــ‪0‬ــــ>ـــ‪r‬ـــــ‪H‬ـو∆ن)مـاــاي قص ًيا لمل ‪r‬حـــ‪H‬ــــ∆ــــمــوراجبرةة‬ ‫ويجب ملاحظة ان التغير في انثالبي التفاعل يساوي‪:‬‬‫الالعاب النارية تفاعلات باعثة‬ ‫(‪∆Hr= ∆H )Products( - ∆H )Reactants‬‬ ‫للحرارة‬ ‫حيث (‪ )Products‬تعني النواتج و (‪ )Reactants‬تعني المتفاعلات‪.‬‬ ‫‪ 6-1‬دالة الحالة ‪State Function‬‬ ‫هي تلك الخاصية او الكمية التي تعتمد على الحالة الابتدائيــــــــــــة‬ ‫(‪ )Initial state‬للنظام قبل التغير‪ ،‬والحالة النهائية (‪)Final state‬‬ ‫للنظام بعد التغير بغض النظر عن‬ ‫الطريق او المسار الذي تم من خلاله التغير‪.‬‬ ‫ومن امثلة دالة الحالة‪ ،‬الانثالبي‪ .‬وسنتعرف‬ ‫لاحق ًا على دوال اخرى مثل الانتروبي‬ ‫وطاقة كبس الحرة التي تمثل دوال حالة ايض ًا‬ ‫]الشكل (‪.[)1-1‬‬ ‫اما الحرارة او الشغل فقيمها تتغير‬ ‫كثيرا بتغير ظروف التجربة‪ ،‬وبالتالي فهي‬ ‫لاتعتبر دوال حالة حيث انها تعتمد على‬ ‫الشكل ‪1-1‬‬ ‫المسار والخطوات التي تم من خلالها التغير‪،‬‬‫دالة الحالة تعتمد على الحالة‬ ‫لذا فهي لاتعتمد على الحالة الابتدائية والحالة النهائية للنظام فقط‪.‬‬‫لايمكن قياس القيمة المطلقة لدوال الحالة واﳕا يمكن قياس مقدار التغير الابتدائية والنهائية للنظام فقط ولا‬‫تعتمد على المسارات التي يسلكها‬‫النظام‪ِ .‬كلا المتسلقين استنفذا نفس‬ ‫(∆) لهذه الدوال‪ .‬على سبيل المثال‪ ،‬لايمكن قياس القيمة المطلقة للانثالبي‬‫الطاقة للوصول الى القمة بالرغم من‬ ‫واﳕا قياس مقدار التغير بالانثالبي والتي تساوي‪:‬‬ ‫سلوكهما مسارين مختلفة‪.‬‬ ‫‪∆H=∆Hf -∆Hi‬‬ ‫حيث ‪ f‬من ‪ final‬وتعني نهائي‪ ،‬و‪ i‬من ‪ initial‬وتعني ابتدائي‪.‬‬‫‪25‬‬

‫‪ 7-1‬الخواص العامة للمواد‬ ‫تقسم الخواص العامة للمواد الى نوعين‪:‬‬‫‪ -1‬الخواص الشاملة (‪ :)Extensive Properties‬وهي تشمل جميع‬‫الخواص التي تعتمد على كمية المادة الموجودة في النظام مثل الكتلة‬ ‫والحجم والسعة الحرارية والانثالبي والانتروبي والطاقة الحرة ‪ ..‬الخ‪.‬‬‫‪ -2‬الخواص المركزة (‪ :)Intensive Properties‬وتشمل جميع‬‫الخواص التي لاتعتمد على كمية المادة الموجودة في النظام مثل الضغط‬ ‫ودرجة الحرارة والكثافة والحرارة النوعية ‪ ...‬الخ‪.‬‬‫مما تقدم يلاحظ ان الانثالبي دالة حالة وهي خاصية شاملة لانها تعتمد‬‫على كمية المادة‪ .‬فالتغير في انثالبي تفاعل ‪ 2 mole‬من مادة يساوي ضعف‬ ‫التغير في انثالبي تفاعل ‪ 1 mole‬من المادة نفسها‪.‬‬‫‪ 8-1‬الكيمياء الحرارية ‪Thermochemistry‬‬ ‫انتبه !‬‫علم يهتم بدراسة الحرارة الممتصة (‪ )Absorbed heat‬والمنبعثة‬‫(المتحررة) (‪ )Evolved heat‬نتيجة التغيرات الفيزيائية والكيميائية‪،‬‬‫أو بمعنى أبسط تهتم الكيمياء الحرارية بحساب انثالبي التفاعلات الكيميائية‬‫والتغيرات الفيزيائية‪ .‬وكما اشرنا سابق ًا اذا كانت قيم ‪ ∆Hr‬سالبة فالتفاعل‬‫يكون باعث للحرارة‪ ،‬اما عندما تكون موجبة فالتفاعل ماص للحرارة‪ .‬فاذا‬‫اعتبرنا ان التفاعل هو النظام‪ ،‬فالتفاعل الباعث للحرارة يحول الطاقة الحرارية‬‫من النظام الى المحيط وكما هو في التفاعل الكيميائي والتغيير الفيزيائي‬ ‫الاتيين‪:‬‬‫)‪2H2(g) + O2(g‬‬ ‫تفاعل كيميائي ‪2H2O(l) + Energy‬‬ ‫عندمــــــــــــا ُتكتب كلمة الطاقة‬ ‫(‪ )Energy‬في جهة المتفاعلات‬‫ )‪H2O(g‬‬ ‫‪H2O(l) + Energy‬‬ ‫تغير فيزيائي‬ ‫فالتفاعل ماص للحرارة‪.‬‬‫اما التفاعل الماص للحرارة ففيه يمتص النظام الطاقة الحرارية من المحيط وكما‬ ‫وعندمــــــا ُتكتب كلمة الطاقـــة‬ ‫هو في التفاعل الكيميائي والتغيير الفيزيائي الاتيين‪:‬‬ ‫(‪ )Energy‬في جهة النواتج‬ ‫فالتفاعل باعث للحرارة‪.‬‬‫‪2HgO(s) + Energy‬‬ ‫تفاعل كيميائي )‪2Hg(l) + O2(g‬‬‫‪H2O(s) + Energy‬‬ ‫)‪H2O(l‬‬ ‫تغير فيزيائي‬ ‫‪26‬‬

‫التفاعل الباعث للحرارة‬ ‫التفاعل الماص للحرارة‬ ‫فيه يحرر النظام الحرارة‬ ‫فيه يمتص النظام الحرارة‬ ‫الى المحيط‬ ‫من المحيط‬ ‫طاقة‬ ‫طاقة‬ ‫‪∆H < 0‬‬ ‫‪∆H > 0‬‬ ‫‪∆H = -‬‬ ‫‪∆H = +‬‬‫تفاعلات باعثة وماصة للحرارة‬ ‫‪ 9-1‬قياس انثالبي التفاعل‬ ‫محرار‬ ‫يستخدم لقياس حرارة التفاعل (انثالبي‬ ‫التفاعل) الممتصة او المتحررة في التفاعل‬ ‫الكيميائي عند ثبوت الضغط جهاز يسمى‬ ‫المسعر (‪ .)Calorimeter‬توضع فيه‬ ‫غطاء مطاطي‬ ‫كميات معروفة من المواد المتفاعلة‪ .‬يتكون‬ ‫المسعر من وعاء للتفاعل مغمور في كمية‬ ‫معينة من الماء (معروفة الكتلة) موجودة في‬ ‫وعاء مطاطي‬ ‫وعاء معزول عزل ًا جيد ًا‪ .‬ويوضح الشكـــل‬ ‫عمود زجاجي للتحريك‬ ‫ماء‬ ‫(‪ )2-1‬المسعر الحراري المستخدم لقياس‬ ‫بيكر‬ ‫انثالبي التفاعلات‪ .‬وبما ان الحرارة المتحررة‬ ‫من التفاعل ترفع درجة حرارة الماء والمسعر‬ ‫لذا يمكن قياس كميتها من الزيادة في درجة‬ ‫الشكل ‪2-1‬‬ ‫الحرارة اذا كانت السعة الحرارية للمسعر‬‫المسعر الحراري المستخدم‬ ‫ومحتوياته معروفة‪.‬‬‫لقياس انثالبي التفاعلات تحت‬ ‫ضغط ثابت‪.‬‬‫‪27‬‬

‫مثال ‪2-1‬‬‫باستخدام المسعر الموضح في الشكل (‪ ،)2-3‬وضعت ‪ 3 g‬من مركب‬‫الكلوكوز (‪ )C6H12O6‬الكتلة المولية للكلوكوز (‪)180 g/mole‬‬‫في وعاء العينة ثم ملئ وعاء التفاعل بغاز الاوكسجين‪ .‬وضع هذا الوعاء‬‫داخـــل الـــوعاء المعزول الــذي ملئ بكميــة ‪ 1200 g‬من الماء (الحــــــــرارة‬‫النوعيــة للمــــاء ‪ ) 4.2 J/g.̊C‬وكانت درجة الحرارة الابتدائية تساوي‬‫‪ . 21.0̊C‬احرق بعد ذلك المزيج وعند قياس درجة الحرارة وجد ان التفاعل‬‫رفع درجة حرارة المسعر ومحتوياته الى ‪ .25.5̊C‬احسب كمية الحرارة‬‫المتحررة بوحدة ‪ kJ‬نتيجة احتراق ‪ 1 mole‬من الكلوكوز‪ .‬على فرض ان‬ ‫السعة الحرارية للمسعر مهملة‪.‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬ ‫التغير في درجات الحرارة‬‫‪∆T = )Tf -Ti(̊C = )25.5-21.0(̊C = 4.5̊C‬‬‫يمكن إيجاد كمية الحرارة باستخدام العلاقة التالية لان السعة الحرارية للمسعر‬ ‫مهملة‪.‬‬‫(‪q )J( = ς )J/g .̊C( × m )g(× ∆T)̊C‬‬‫‪q )J( = 4.2 ) J/g̊. C( × 1200 )g( × 4.5 )̊C( = 22680 J‬‬‫وبما اننا نريد حساب الحرارة المتحررة فإن هذه الكمية من الحرارة يجب أن‬‫تكون سالبة‪ ،‬أي تساوي(‪ .)- 22680 J‬ولكوننا نحتاج الحرارة المتحررة‬‫من احتراق ‪ 1 mole‬من الكلوكوز فيجب ان نقسم هذه الحرارة على عدد‬‫المولات المكافئة في ‪ 3 g‬من الكلوكوز‪ .‬ونستخدم لهذا الغرض العلاقة التي‬ ‫تربط عدد المولات (‪ )n‬مع الكتلة (‪ )m‬والكتلة المولية (‪.)M‬‬‫‪n‬‬ ‫(‪)mol‬‬ ‫=‬ ‫ــــــــــ(ـــ‪g‬ـــ)ــــــ‪m‬ـــــــ‬ ‫=‬ ‫ــــــــــــ(ـــ‪g‬ـــ)ــــ‪3‬ـــــــــــ‬ ‫=‬ ‫‪0.017‬‬ ‫‪mol‬‬ ‫(‪M )g/ mol‬‬ ‫(‪180 )g/ mol‬‬ ‫لذا فالحرارة المتحررة من احتراق ‪ 1 mole‬من الكلوكوز تساوي‪:‬‬ ‫‪28‬‬

‫‪ = - 1334118 J/ mol‬ـــــ‪J‬ـــــ‪0‬ـــ‪8‬ـــ‪6‬ـــ‪2‬ـــ‪2‬ـــ‪-‬ــــ = ‪q‬‬ ‫‪0.017 mol‬‬ ‫وطالما ان هذه الحرارة تم قياسها في المسعر المفتوح تحت تاثير الضغط الجوي‬ ‫اي بثبوت الضغط فمعنى انها تمثل انثالبي التفاعل اي ‪:‬‬‫‪ ∆H = qP = - 1334118 J/ mol‬تمرين ‪2-1‬‬‫اذا تم حرق ‪ 3 g‬من مركب‬‫والوحدة ‪ J/ mol‬هي وحدة الانثالبي‪ .‬ولايجادها بوحدة ‪ kJ‬تحول وحدة ‪ J‬الهيدرازين (‪( )N2H4‬كتلته المولية‬‫تساوي ‪ )32 g/mole‬في مسعر‬ ‫الى ‪ kJ‬وحسب الاتي‪:‬‬‫مفتوح يحتوي على ‪ 1000 g‬من الماء‬ ‫ــ(ــ‪J‬ـ(ــ)‪J‬ـــ‪k‬ـ‪0‬ــ)ـ‪0‬ــــ‪10‬ـــ‪∆H )kJ/mol( = ∆H )J/ mol( × 1‬‬‫(الحرارةالنوعيةللماء(‪)4.2 J/g.̊C‬‬‫فإن درجة الحرارة ترتفع من ‪24.6̊C‬‬‫الى ‪ .28.2̊C‬احسب الحرارة‬ ‫‪∆H‬‬ ‫(‪)kJ/mol‬‬ ‫=‬ ‫‪-‬‬ ‫(‪1334118 )J/ mol‬‬ ‫×‬ ‫ـــــ(ــ‪J‬ـــ‪k‬ـــ)ـــــ‪1‬ـــ‬‫المتحررة نتيجـــــــة الاحتراق والانثالبي‬ ‫=‬ ‫‪-‬‬ ‫‪1334 kJ/mol‬‬ ‫(‪1000 )J‬‬‫لاحتراق ‪ 1 mole‬من الهيدرازين‬‫بوحــدة ‪ kJ/mol‬على افتراض ان‬‫لذا فكمية الحرارة‪ ،‬اي‪ :‬انثالبي احتراق مول واحد من الكلوكوز تساوي السعة الحرارية للمسعر مهملة‪.‬‬‫ج‪- 161 kJ/mol :‬‬ ‫‪. - 1334 kJ/mol‬‬ ‫‪ 10-1‬المعادلة الكيميائية الحرارية‬ ‫تختلف كتابة المعادلة الكيميائية الحرارية (التي تعبر عن التفاعلات‬ ‫الكيميائية والتغيرات الفيزيائية) عن كتابة المعادلات الكيميائية الاخرى‪.‬‬ ‫فلابد للمعادلة الكيميائية الحرارية ان تبين ما يأتي‪:‬‬ ‫‪ - 1‬اشارة التغير في الانثالبي المصاحبة للتفاعل الكيميائي او التغير‬ ‫الفيزيائي اي ان تكون ذات اشارة سالبة او موجبة‪ .‬فالاشارة الموجبة‬ ‫للانثالبي تعني ان التفاعل او العملية ماصة للحرارة‪ .‬فعلى سبيل المثال‪،‬‬ ‫يعبر عن عملية انصهار الجليد‪:‬‬ ‫(‪H2O)s‬‬ ‫‪H2O)l( ∆H = 6 kJ/mol‬‬ ‫وهذا يعني انه يتم امتصاص حرارة مقدارها ‪ 6 kJ/mol‬عند درجة حرارة‬ ‫‪ 25̊C‬وضغط ‪ .1 atm‬ويمكن تضمين الحرارة الممتصة في المعادلة الحرارية‬ ‫نفسهابوضعهامعالموادالمتفاعلة(الطرفالايسرللتفاعل)وعلىالشكلالاتي‪:‬‬‫‪29‬‬

‫‪H2O(s)+ 6 kJ/mol‬‬ ‫)‪H2O(l‬‬‫اما الاشارة السالبة للانثالبي فانها تعني ان العملية باعثة للحرارة‪ .‬فعلى‬ ‫سبيل المثال‪ ،‬التفاعل الاتي‪:‬‬‫‪CH4(g)+2O2(g) CO2(g)+2H2O (l) ∆H = -890 kJ/mol‬‬‫وهذا يعني انه تم تحرر (انبعاث) حرارة مقدارها ‪ 890 kJ/mol‬عند حرق‬‫‪ 1 mole‬من غاز الميثان عند درجة حرارة ‪ 25̊C‬وضغط ‪.1 atm‬‬‫وعندما تكون الحرارة منبعثة في التفاعل الحراري فيمكن كتابتها ضمن‬‫التفاعل الكيميائي مع النواتج ‪ ،‬فالتفاعل اعلاه يمكن اعادة كتابته على‬ ‫الصورة الاتية‪:‬‬‫)‪CH4(g) + 2O2(g‬‬ ‫‪CO2(g) + 2H2O (l) + 890 kJ/mol‬‬ ‫تفاعل ماص للحرارة‬ ‫تفاعل باعث للحرارة‬‫‪∆H̊r = + 6 kJ/mol‬‬ ‫‪∆H̊r = -890 kJ/mol‬‬‫طاقة‬ ‫طاقة‬‫‪∆H > 0‬‬ ‫‪∆H < 0‬‬‫‪∆H = +‬‬ ‫‪∆H = -‬‬‫‪ - 2‬يجب ذكر الحالة الفيزيائية للمواد الداخلة في التفاعل والناتجة منه‬ ‫انصهار الجليد ماص للحرارة‬‫وتستخدم لهذا الغرض عادة حروف هي ‪( s‬من ‪ solid‬وتعني صلب)‬ ‫وتفاعل احتراق الميثان تفاعل باعث‬‫و ‪( l‬من ‪ liquid‬وتعني سائل) و ‪( g‬من ‪ gas‬وتعني غاز) و ‪( aq‬من‬‫‪ aqueous‬وتعني “محلول مائي”)‪ .‬ويعود السبب في ذلك لان كمية‬ ‫للحرارة‪.‬‬‫الحرارة الممتصة او المتحررة تتغير بتغير الحالة الفيزيائية لمواد التفاعل‪،‬‬ ‫والمثال التالي يوضح ذلك‪:‬‬ ‫‪30‬‬

‫)‪H2(g‬‬ ‫‪+‬‬ ‫ـــ‪1‬ـ‬ ‫)‪O2(g‬‬ ‫‪H2O(l) ∆H= -286 kJ/mol‬‬ ‫‪2‬‬ ‫)‪H2(g‬‬ ‫‪+‬‬ ‫ـــ‪1‬ـ‬ ‫)‪O2(g‬‬ ‫‪H2O(g) ∆H = -242 kJ/mol‬‬ ‫‪2‬‬ ‫انتبه !‬ ‫‪ - 3‬اذا تم عكس العملية (تفاعل كيميائي او تغير فيزيائي) فاشارة انثالبي‬‫ان الفقرة (‪ )3‬هي احدى‬ ‫التفاعل تتغير من الموجب للسالب اذا كانت اشارتها موجبة في الاصل‪،‬‬ ‫تطبيقات قانون لابلاس‪.‬‬ ‫ومن السالب للموجب اذا كانت اشارتها سالبة في الاصل‪.‬‬ ‫)‪H2O(s‬‬ ‫)‪H2O(l‬‬ ‫‪∆H = 6 kJ/mol‬‬ ‫)‪H2O(l‬‬ ‫)‪H2O(s‬‬ ‫‪∆H = -6 kJ/mol‬‬ ‫‪ - 4‬عند ضرب أو قسمة طرفي المعادلة بمعامل عددي معين يجب ان تجري‬ ‫نفس العملية على قيمة الانثالبي‪.‬‬ ‫)‪H2O(s‬‬ ‫)‪H2O(l‬‬ ‫‪∆H= 6 kJ/mol‬‬ ‫‪2H2O(s) 2H2O(l) ∆H = 2 × 6 kJ/mol = 12 kJ/mol‬‬‫‪ 11-1‬انثالبيالتفاعلالقياسية ‪Standard Enthalpy of Reaction‬‬ ‫عندما يتم قياس قيمة الانثالبي عند ظروف قياسية والتي هي درجة حرارة‬ ‫‪ )298 K( 25̊C‬وضغط ‪ ،1 atm‬تسمى القيمة المقاسة بالانثالبي‬ ‫القياسيةللتفاعلويرمزلهابالرمز ‪.∆H̊r‬ولابدهنااننشيرالىعدمالالتباس‬ ‫مع الظروف القياسية التي اشرنا لها في السنوات السابقة عند دراستنا للغازات‬ ‫ورمزنا لها بالرمز (‪)Standard Temperture and Pressure‬‬ ‫(‪ )STP‬والتي هي درجة حرارة ‪ )273 K( 0̊C‬وضغط ‪.1 atm‬‬ ‫لنكتبالانتفاعل ًاحراري ًايشتملعلىجميعالنقاطالتياشيراليهااعلاه‪.‬‬‫)‪C5H12(l) + 8O2(g‬‬ ‫‪5CO2(g) + 6H2O(l) ∆H̊r = -3523 kJ/mol‬‬ ‫والتي نقرأها على الصورة الآتية‪:‬‬ ‫ان مول واحد من البنتان السائل ‪ C5H12‬تم حرقة مع ‪ 8‬مول من غاز الاوكسجين‬‫‪31‬‬

‫لينتج ‪ 5‬مول من ثنائي اوكسيد الكاربون الغاز و ‪ 6‬مول من الماء السائل‬‫وتحررت حرارة مقدارها ‪ 3523 kJ‬من عملية الحرق عند ظروف قياسية هي‬ ‫‪ 25̊C‬وضغط ‪.1 atm‬‬ ‫‪ 12-1‬انواع الانثالبيات‬‫‪ 1-12-1‬انثالبي التكوين القياسية ‪Standard Enthalpy of Formation‬‬‫يرمز لإنثالبي التكوين القياسية بالرمز ‪ f( ∆H̊f‬من ‪formation‬‬‫وتعني تكوين) وتعرف بانها الحرارة اللازمة (ممتصة او منبعثة) لتكوين‬‫مول واحد من اي مركب من عناصره الاساسية المتواجدة بأثبت صورها في‬‫الظروف القياسية ‪ 25̊C‬وضغط ‪ .1 atm‬ونعني العناصر بأثبت صورها‬‫اي حالتها القياسية عند الظروف القياسية المشار اليها‪ .‬فالهيدروجين تكون‬‫حالته الغازية هي الصورة الاثبت والزئبق السائل والمغنسيوم الصلب هي‬‫الصور الاثبت لانها تمثل الحالات الموجودة تحت الظروف القياسية ‪25̊C‬‬‫وضغط ‪ .1 atm‬توجد لبعض العناصر اكثر من صورة في الظروف‬‫القياسية‪ ،‬مثال ذلك فعنصر الكاربون يمكن ان يوجد على شكل كرافيــــت‬‫(‪ )graphite‬وماس (‪ ،)diamond‬ولكن يعتبر الكرافيت هو الصورة‬‫الاثبت‪ ،‬والكبريت يمكن ان يوجد على صورة كبريت معينـــــي (‪)Srhombic‬‬ ‫وكبريت موشـــــــــــوري ‪ )S (orthorhombic‬لكن المعيني هو الاثبت‪.‬‬‫ومن المتفق عليه (حسب الاتحاد الدولي للكيمياء الصرفة والتطبيقية‬‫‪ )IUPAC‬ان قيمة ‪ ∆H̊f‬لجميع العناصر في حالتها القياسية (اثبت‬ ‫صورة للعنصر) تساوي صفر ًا‪.‬‬‫‪∆H̊f (Element) = 0 kJ/mol‬‬ ‫حيث ان (‪ )Element‬تعني عنصر ًا‪.‬‬‫فطالما ان الاوكسجين الغاز هو أثبت صورة للاوكســــــــجين فقيمة‬‫‪ ∆H̊f (O2) = 0 kJ/mol‬وكاربـــــــــــــــــــــون الكرافــــــــــــــــيت‬‫(‪ )graphite‬هو اثبت صورة من كاربون الماس (‪ )diamond‬لذا‬‫‪ ∆H̊f (C(graphite)) = 0 kJ/mol‬وهكذا‪ .‬والامثلة التالية توضح‬ ‫معادلات التكوين لبعض المواد ‪:‬‬ ‫‪32‬‬

‫)‪H2(g‬‬ ‫‪+‬‬ ‫ــــ‪1‬‬ ‫)‪O2(g‬‬ ‫)‪H2O(l‬‬ ‫‪∆H̊f (H2O(l))= - 286 kJ/mol‬‬ ‫‪2‬‬ ‫ــــ‪3‬‬ ‫‪H2(g)+2O2(g)+‬‬ ‫ــــ‪1‬‬ ‫)‪P4(s‬‬ ‫‪H3PO4(s) ∆H̊f (H3PO4(s)) = - 1279 kJ/mol‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪4‬‬ ‫)‪Mg(s) + Cl2(g‬‬ ‫)‪MgCl2(s‬‬ ‫الجدول ‪ l‬ق‪o‬يم‪/m‬ا‪J‬نث‪k‬الب‪2‬ي‪ 64‬ال‪-‬تك=وي))ن‪∆H̊f (MgCl2(s‬‬ ‫)‪C + O(graphite‬‬ ‫)‪2(g‬‬ ‫)‪CO2(g‬‬ ‫‪∆H̊f‬‬ ‫))‪(CO2(g‬‬ ‫القياسية ‪ ∆H̊f‬لبعض المركبات‬ ‫‪= - 393.5 kJ/mol‬‬ ‫يبين الجدول (‪ )2-1‬قيم ‪ ∆H̊f‬لبعض المركبات الكيميائيـــــــــــــــــة‪ .‬الجدول ‪2-1‬‬‫نلاحظ دائما ظهور كسور في المعادلة الحرارية‪ ،‬ويعود ذلك بسبب كتابة قيم انثالبي التكوين القياسية‬ ‫المعادلة الكيميائية التي تمثل تكوين مول واحد من المركب المراد تكوينه‪ .‬لذا ‪ ∆H̊f‬لبعض المركبات‬ ‫نلجأ لتغيير عدد مولات المواد المتفاعلة‪ .‬المادة ‬ ‫‪∆H̊f‬‬ ‫يجب الانتباه الى أن المعادلة الحرارية التي تحقق شروط الانثالبي القياسية ‬ ‫للتكوين ‪ ∆H̊f‬تمثل تكون مول واحد من المادة ومن عناصرها الاساسية‬‫(‪)kJ/ mol‬‬ ‫باثبت صورها‪ .‬لكن يجب ان نتذكر ان حرارة التفاعل القياسية لتفاعل ما‬ ‫‪ ∆H̊r‬قد لا تساوي حرارة التكوين القياسية ‪ .∆H̊f‬فعلى سبيل المثال‪،‬‬ ‫‪-32‬‬ ‫)‪Ag2S(s‬‬‫‪-1219‬‬ ‫)‪BaCO3(s‬‬ ‫نجد ان ‪ ∆H̊r‬للتفاعل التالي الباعث للحرارة تساوي ‪.-72 kJ‬‬ ‫‪-795‬‬ ‫)‪CaCl2(s‬‬ ‫)‪CH4(g‬‬ ‫‪-75‬‬ ‫‪-239‬‬ ‫)‪CH3OH(l‬‬ ‫)‪H2(g) + Br2(L‬‬ ‫‪2HBr(g) ∆H̊r = -72 kJ‬‬‫‪-393.5‬‬ ‫)‪CO2 (g‬‬ ‫‪+227‬‬ ‫)‪C2H2 (g‬‬ ‫وعند النظر لهذه المعادلة نجد ان مولين من ‪ HBr‬قد تكون نتيجة هذا التفاعل‪.‬‬ ‫‪-125‬‬ ‫)‪C4H10 (g‬‬ ‫لذا فان نصف الحرارة اي ‪ -36 kJ‬يجب ان تنبعث عندما يتكون مول واحد‬ ‫‪-770‬‬ ‫)‪CuSO4 (s‬‬ ‫من ‪ HBr‬من عناصرها الاساسية بأثيت صورها لذا فأنثالبي التكوين القياسية‬ ‫‪-391‬‬ ‫)‪KClO3 (s‬‬‫‪-1278‬‬ ‫)‪MgSO4 (l‬‬ ‫للمركب ‪ HBr‬تساوي ‪:‬‬‫‪-286‬‬ ‫)‪H2O(l‬‬ ‫= )‪∆H̊f (HBr‬‬ ‫ـــ‪1‬ـ‬ ‫‪∆H̊r‬‬ ‫ـ‪2‬ـــ‪7‬ــ‪=-‬‬ ‫‪kJ/mol‬‬ ‫=‬ ‫‪-36‬‬ ‫‪kJ/mol‬‬‫‪-242‬‬ ‫)‪H2O(g‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪2‬‬‫‪-173‬‬ ‫)‪HNO3 (l‬‬ ‫‪-36‬‬ ‫)‪HBr(g‬‬ ‫ــــ‪1‬‬ ‫ـــ‪1‬ـ‬ ‫وهذا تم استنتاجه من قسمة طرفي المعادلة على ‪2‬‬ ‫‪+26‬‬ ‫)‪HI(g‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪2‬‬ ‫)‪H2(g‬‬ ‫‪+‬‬ ‫)‪Br2(g‬‬ ‫)‪HBr(g‬‬‫‪33‬‬

‫مثال‪3-1‬‬‫تساوي‬ ‫للات‪l‬لفحـاا‪o‬ــذعـال‪m‬ل‪:‬ب‪/‬علح‪J‬يم‪k‬ثتت‪9‬ك‪4‬اون=ن(ان‪6r‬ث̊ال‪HH‬ب‪6‬ي∆‪C‬م ا)لستا‪f‬وكي̊وةي‪H‬الن∆اى اكلت(ق‪6‬يباس‪H‬ي‪6‬الةمع‪C‬ال)دللب‪f‬ةن̊زي‪H‬الن∆ك‪.‬ي‪6‬ميا‪H‬ئ‪6‬ية‪C‬‬ ‫تمرين ‪3-1‬‬‫الحرارية‬ ‫اذا علمت‬ ‫التكوين‬ ‫حرارة‬ ‫ان‬‫لابد ان يتكون مول واحد من ‪ C6H6‬منعناصره الاساسية باثبت صورها عند‬ ‫القياســــية لحامض الكبريتيك‬ ‫الظروف القياسية ‪ 25̊C‬وضغط ‪.1 atm‬‬ ‫(‪ ∆H̊f )H2SO4‬تســــــــــــا و ي‬ ‫( ‪ . )- 8 1 1 1 k J / m o l‬ا كتب‬‫(‪6C)graphite( +3H2)g‬‬ ‫‪∆H̊Cr 6=H∆6 )Hl(̊f )C6H6( = 49 kJ/mol‬‬ ‫المعادلة الكيميائية الحرارية للتفاعل‬ ‫مثال ‪4-1‬‬ ‫بحيث تكون ‪ ∆H̊r‬مساوية الى‬ ‫(‪. ∆H̊f )H2SO4‬‬‫اي من التفاعلات التالية تساوي قيمة انثالبي التفاعل القياسية ‪∆H̊r‬‬ ‫تمرين ‪4-1‬‬ ‫لها الى قيمة انثالبي التكوين القياسية ‪ ∆H̊f‬للمركبات المتكونة‪.‬‬ ‫احسب انثالبي التفاعل القياسية‬‫(‪)1( 4Fe)s( + 3O2)g‬‬ ‫‪2Fe2O3)s( ∆H̊r = -1625 kJ‬‬ ‫اذا علمت‬ ‫ان‪ H̊r‬ان∆ثاللبلتيفاعلالتالكتاوليين‬ ‫القياسية‬‫(‪)2‬‬ ‫(‪C + O)graphite‬‬ ‫(‪2)g‬‬ ‫‪CO2)g( ∆H̊r = - 394 kJ‬‬ ‫لفلوريد الهيدروجين (‪)HF‬تساوي‬ ‫‪CO2)g( ∆H̊r = -283 kJ‬‬ ‫‪∆H̊f )HF( = -271 kJ/mol‬‬ ‫ــــ‪1‬‬ ‫(‪H2)g( +F2)g‬‬ ‫(‪2HF)g‬‬ ‫‪2‬‬‫(‪)3‬‬ ‫‪CO)g( +‬‬ ‫(‪O2)g‬‬ ‫ج‪-542 kJ/mol :‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬‫التفاعل (‪ )1‬لا تساوي انثالبي التفاعل القياسية له الى انثالبي التكوين‬ ‫تمرين ‪5-1‬‬ ‫احسب انثالبي التفاعل القياسية‬ ‫القياسية للمركب ‪ Fe2O3‬لان الناتج هو ‪.2 mole‬‬‫التفاعل (‪ )2‬تساوي انثالبي التفاعل القياسية له الى انثالبي التكوين القياسي‬ ‫للتفاعل الاتي‪:‬‬‫للمركب ‪ CO2‬وذلك لانه يحقق الشرطين بتكوين مول واحد من ‪ CO2‬من‬ ‫(‪4Al)s(+3O2)g‬‬ ‫(‪2Al2O3)s‬‬ ‫عناصره الاساسية باثبت صورها‪.‬‬ ‫‪∆H̊r = ? kJ‬‬‫المواد‬ ‫لان‬ ‫وذلك‬ ‫ل(ي‪3‬س) لتاعتناساصوريباث‪r‬ب̊‪H‬ت∆ص لورههاال لىان(ه(‪ OCO2)g‬م‪C‬ر)ك ‪̊f‬ب‪∆H.‬‬ ‫التفاعل‬ ‫المتفاعلة‬ ‫اذا علمت ان حرارة التكوين القياسية‬ ‫لاوكســـــــــــــــــــــــــــــــــــيد الالمنيوم‬ ‫‪∆H̊f )Al2O3(=-1670kJ/mol‬‬ ‫ج‪-3340 kJ:‬‬ ‫‪34‬‬

‫‪ 2-12-1‬انثالبي الاحتراق القياسية ‪Standard Enthalpy of Combustion‬‬ ‫تشمل تفاعلات الاحتراق تفاعل المواد (الوقود) مع الاوكسجين‪ .‬ففي‬ ‫الانظمة البايولوجية ُي َع ُّد الغذاء هو الوقود وعند حرقه داخل الجسم تتحول المواد‬ ‫الكاربوهيدراتية الى سكر الكلوكوز لتزويد الجسم بالطاقة‪ .‬واحدى طرائق تدفئة‬ ‫المنازل او طبخ الغذاء هي حرق غاز البيوتان‪ .‬ان حرق مول واحد من غاز البيوتان‬ ‫يحرر ‪ -2873 kJ‬من الطاقة حسب المعادلة الاتية‪:‬‬ ‫ )‪C4H10(g‬‬ ‫‪+‬‬ ‫ــ‪3‬ــ‪1‬‬ ‫)‪O2(g‬‬ ‫‪4CO2(g) + 5H2O(l) ∆H̊r = -2873 kJ/mol‬‬ ‫‪2‬‬ ‫معظم السيارات تسير نتيجة لحرق الكازولين في محركاتها‪ .‬ويعبر عن الكازولين‬ ‫على الاغلب بسائل الاوكتان (‪ .)C8H18‬ان حرق مول واحد من الاوكتان يحرر‬ ‫‪ 5471 kJ‬من الطاقة‪.‬‬ ‫‪C8H18‬‬ ‫)‪(l‬‬ ‫‪+‬‬ ‫ـ‪5‬ـــ‪2‬‬ ‫)‪O2(g‬‬ ‫‪8CO2(g) + 9H2O (l) ∆H̊r = - 5471 kJ/mol‬‬ ‫‪2‬‬ ‫ومثال آخر لتفاعلات الاحتراق هو التفاعل الحاصل بين الهيدروجين‬ ‫)‪H2(g‬‬ ‫‪+‬‬ ‫ـــ‪1‬ـ‬ ‫)‪O2(g‬‬ ‫والاوكسجين‪.‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪H2O(l) ∆H̊r = - 286 kJ/mol‬‬ ‫يزود احتراق الهيدروجين الطاقة التي ترفع سفن الفضاء الى القمر‪.‬‬ ‫يرمز لانثالبي الاحتراق القياسية بالرمز ‪ c( ∆H̊c‬من ‪combustion‬‬ ‫وتعني احتراق) وتعرف بانها الحرارة المتحررة من حرق مول واحد من اي مادة‬ ‫حرق ًا تام ًا مع الاوكسجن عند الظروف القياسية من درجة حرارة ‪ 25̊C‬وضغط‬ ‫‪ .1 atm‬يبين الجدول (‪ )3-1‬قيم انثالبي الاحتراق القياسية لبعض العناصر‬ ‫والمركبات الكيميائية‪.‬‬ ‫من المفيد أن نذكر أن نواتج حرق العناصر مع الاوكسجين يؤدي الى تكوين‬ ‫أكاسيدها‪ .‬اما حرق المواد العضوية الشائعة فينتج عنها غاز ثنائي أوكسيدالكاربون‬ ‫والماء السائل باعث ًا حرارة نتيجة هذا الاحتراق‪ .‬فعلى سبيل المثال عند حرق‬ ‫الكلوكوز ‪ C6H12O6‬داخل جسم الكائن الحي يزود الجسم بالطاقة الكافية ليقوم‬ ‫بمهامه الحيوية‪.‬‬ ‫)‪C6H12O6 (s)+ 6O2(g‬‬ ‫‪6CO2(g)+ 6H2O(l) ∆H̊r = - 2808 kJ/mol‬‬ ‫ان الشرط الاساسي لتساوي انثالبي التفاعل القياسية ‪ ∆H̊r‬وانثالبي‬ ‫الاحتراق القياسية ‪ ∆H̊c‬هي حرق مول واحد من المادة مع كمية وافية من‬ ‫الاوكسجين‪ .‬ان جميع تفاعلات الاحتراق هي تفاعلات باعثة للحرارة‪.‬‬‫‪35‬‬

‫مثال ‪5-1‬‬ ‫تمرين ‪6-1‬‬ ‫اكتب معادلة تفاعل احتــــــــــــــــراق‬‫اكتب المعادلة الكيميائية الحرارية لحرق الكحول الاثيلي السائل‬ ‫غاز البروبان (‪ )C3H8‬اذا علمت ان‬‫‪∆H̊c )C2H5OH‬‬ ‫(‬ ‫=‬ ‫اذا علمت ان‬ ‫((‪.)C2H5OH)l‬‬ ‫‪∆H̊c )C3H8(= -2219 kJ/mol‬‬ ‫‪-1367 kJ/mol‬‬ ‫(‪)l‬‬ ‫الحـــل‪:‬‬‫يحرق مول واحد من كحول الاثيل السائل ((‪ )C2H5OH)l‬مع كمية‬ ‫وافية من ‪ O2‬ليبعث حرارة مقدارهـــا ‪.-1367 kJ/mol‬‬‫=(‪C∆2HH̊c5O)CH2)Hl( +5O3HO)2l()(g‬‬ ‫(‪2CO2)g( + 3H2O)l‬‬ ‫‪-1367 kJ/mol‬‬‫‪ 3-12-1‬انثالبي التغﲑات الفﲒيائية ‪Enthalpy of physical changes‬‬‫تعرفنا في دراستنا السابقة بان حالات المادة تتغير من طور الى طور‬‫آخر‪ .‬فالتحول من الحالة السائلة الى الحالة الغازية تســـــــمى عملية التبخر‬‫(‪ .)vaporization‬وتسمى الحرارة اللازمة لتبخر مول واحد من اي مادة‬ ‫الجدول ‪3-1‬‬‫وتعني‬ ‫‪vaporization‬‬ ‫(‪ vap‬من‬ ‫وا‪ap‬ح‪v‬د‪H‬من∆‬ ‫التبخر ويرمز لها‬ ‫بانثالبي‬ ‫قيم انثالبي الاحتراق القياسية‬‫حرارة‬ ‫الى بخار الماء ممتص ًا‬ ‫الماء السائل‬ ‫فمثل ًا يتبخر مول‬ ‫تبخر)‪.‬‬ ‫‪ ∆H̊c‬لبعض العناصر والمركبات‬ ‫مقدارها ‪ 44 kJ‬وحسب المعادلة الاتية‪:‬‬ ‫‪∆H̊c‬‬ ‫المادة‬‫‪H2O)l( vaporization H2O)g( ∆Hvap = 44 kJ/mol‬‬ ‫‪kJ/ mol‬‬ ‫(‪C12H22O11)s‬‬ ‫‪-5644‬‬‫‪ -5471‬وعكس هذا التفاعل هو التكثيف اي تحول بخار الماء الى سائل‪ .‬يرمز لانثالبي‬ ‫(‪C8H18)l‬‬‫وتعني تكثيف)‪.‬‬ ‫‪condensation‬‬ ‫الوبتماكاثين هف بذاالارلتمفزا‪d‬ع‪on‬ل‪c‬ه‪H‬و∆ع(ك‪d‬س‪n‬ع‪o‬م‪c‬لميةن‬ ‫‪-2808‬‬ ‫(‪C6H12O6)s‬‬‫‪ ∆Hcond‬للماء‬ ‫التبخر لذلك فقيمة‬ ‫هي نفسها ‪ ∆Hvap‬وبعكس الاشارة‪.‬‬ ‫‪-2219‬‬ ‫(‪C3H8)g‬‬ ‫‪-891‬‬ ‫(‪CH4)g‬‬‫‪H2O)g( condesation‬‬ ‫(‪H2O)l‬‬ ‫‪∆Hcond=-44kJ/mol‬‬ ‫‪-394‬‬ ‫(‪C)graphite‬‬ ‫‪-286‬‬ ‫(‪H2)g‬‬‫‪ -1367‬وهناك عملية فيزيائيةاخرى هي انتقال حالة المادة من الطور الصلب الى‬ ‫(‪C2H5OH)l‬‬‫‪ -1411‬الطور السائل وتسمى عملية الانصهار (‪ )Fusion‬ويرمز للحرارة اللازمة‬ ‫(‪C2H4)g‬‬‫‪ -298‬لانصهار مول واحد من اي مادة صلبة وتحولها الى الطور السائل بانثالبي‬ ‫(‪S)rhombic‬‬ ‫(‪NH3)g‬‬‫واحد‬ ‫(‪ fus‬من ‪ fusion‬وتعني انصهار)‪ .‬فانصهار مول‬ ‫املانن الصجهلايرد‪s‬ا‪u‬ل‪f‬ى ا‪H‬لما∆ء‬ ‫‪-383‬‬ ‫‪.6‬‬ ‫السائل يجري بامتصاص حرارة مقدارها ‪kJ/mol‬‬‫(‪H2O)s‬‬ ‫‪fusion‬‬ ‫‪H2O)l( ∆Hfus = 6 kJ/mol‬‬ ‫‪36‬‬

‫وعكس عملية الانصهار هي التبلور (الانجماد) (‪)crystallization‬‬ ‫(‪ cryst‬من‬ ‫و‪n‬ير‪o‬م‪i‬ز‪at‬لا‪z‬ن‪i‬ث‪l‬ا‪l‬لب‪ta‬ي‪ys‬ال‪r‬ان‪c‬جومتاعدن ايوالاتلبتلبولرور)‪.‬باوللارنمجـــمــاــدـــمزول‪yst‬وا‪cr‬حد‪H‬م∆ن‬ ‫الماء اي تحوله‬ ‫من الطور السائل الى الطور الصلب يمكن تمثيله بالمعادلة الاتية ‪:‬‬ ‫‪H2O)l( crystallization H2O)s( ∆Hcryst = -6 kJ/mol‬‬ ‫وملخص لما جاء اعلاه يمكن كتابة العلاقات الاتية‪:‬‬ ‫تكون انثالب‪st‬ي‪ry‬ال‪c‬تب‪H‬خ∆ر و‪-‬الا=ن ‪us‬ص‪f‬ها‪H‬ر ج∆ميعوها ذا ‪d‬ت‪n‬ق‪o‬ي‪c‬م‪H‬مو∆جب‪-‬ة ا=ي‪p‬ا‪a‬ن‪v‬ها‪H‬ح∆رارة ممتصة‪.‬‬ ‫بينما تكون انثالبي التكثيف والانجماد ذات قيم سالبة‪ ،‬اي‪ :‬انها حرارة منبعثة‪.‬‬ ‫مثال ‪6-1‬‬ ‫اذا علمت ان انثالبي التبخر للامونيا تساوي ‪ . 23 kJ/mole‬احسب‬ ‫انثالبي التكثيف للامونيا‪.‬‬ ‫تمرين ‪7-1‬‬ ‫الحـــل‪:‬‬‫اذا علمت ان انثالبي الانصهار‬ ‫معادلة التبخر للامونيا تكتب على الصورة الاتية ‪:‬‬‫لحامض الخليك (‪)CH3COOH‬‬‫الثلجي ‪ . 5.11 kJ/mol‬احسب‬ ‫(‪NH3)l( vap. NH3)g‬‬ ‫‪∆HVap = 23 kJ/mol‬‬ ‫انثالبي الانجماد لهذا الحامض‪.‬‬ ‫وبما ان عملية التكثيف هي عكس عملية التبخر اي ان ‪:‬‬ ‫ج ‪-5.11 kJ/mol :‬‬ ‫(‪NH3)g( cond. NH3)l‬‬ ‫‪∆Hcond = - ∆Hvap = - 23 kJ / mol‬‬ ‫‪ 13-1‬طرائق حساﺏ انثالبي التفاعل القياسية‬ ‫‪ 1-13-1‬طريقة استخدام قانون هيس‬ ‫هنالك العديد من المركبات الكيميائية لا يمكن تصنيعها بشكل مباشر من‬ ‫عناصرها وذلك لاسباب عديدة منها ان التفاعل قد يسير ببطء شديد او تكون‬ ‫بمرطكريباقةتغيجارنبميبةا غشيررة‪،‬مروتغعوتبةم‪.‬دلهذاذيهتالم اطللريجقوةء اعللىىققياانوسن ‪r‬ه̊ي‪H‬س∆ ل(ه‪w‬ذه‪a‬ا‪l‬لت‪s‬فا‪s‬ع‪e‬لا‪)H‬ت‬ ‫الذي ينص على ان “عند تحويل المتفاعلات الى نواتج فان التغير في انثالبي‬‫التفاعلهونفسهسواءتمالتفاعلفيخطوةواحدةاوفيسلسلةمنالخطوات”‪37 .‬‬

‫وبكلمات اخرى‪ ،‬اذا استطعنا تجزئة التفاعل الى سلسلة من تفاعلات يمكن قياس‬‫‪ ∆H̊r‬لها‪ ،‬فانه يمكن حساب ‪ ∆H̊r‬للتفاعل الكلي‪ .‬يعتمد قانون هيس على‬‫افنقط‪(̊r‬ا‪H‬ي∆عهليىداطلبةيعحةالالةمتافيا اعنلهاا تتعتواملندواعتلجى)ا‪.‬لحواللاةتاعلتابمتددائعيلةىواالملحاسلاةراالنتهاالئتيةي‬ ‫حقيقة‬ ‫للنظام‬‫يسلكها التفاعل للتحول من المواد المتفاعلة الى المواد الناتجة‪ .‬ويمكن تمثيل قانون‬‫هيس بالطاقة التي يصرفها المصعد عند الانتقال من الطابق الاول للسادس في‬ ‫عمارة مباشرة او توقفه عند كل طابق خلال صعوده‪.‬‬‫فعلى سبيل المثال‪ ،‬لا يمكن قياس الحرارة المنبعثة مباشرة عندما يتفاعل الكاربون‬ ‫(كرافيت) مع الاوكسجين ليكونا احادي اوكسيد الكاربون‪:‬‬‫)‪C +(graphite‬‬ ‫ـــ‪1‬ـ‬ ‫)‪O2(g‬‬ ‫)‪CO(g‬‬ ‫? = ‪∆H̊r‬‬ ‫‪2‬‬‫لانه من المستحيل منع تكون ثنائي اوكسيد الكاربون ‪ .CO2‬وعلى كل حال‪ ،‬فانه‬‫يمكن قياس الحرارة المنبعثة نتيجة احتراق الكاربون (كرافيت) احتراق ًا تام ِا ليعطي‬‫‪ .CO2‬وكذلك ايض ًا يمكن قياس الحرارة المنبعثة نتيجة احتراق ‪ CO‬الى ‪CO2‬‬ ‫وحسب التفاعلين الاتيين‪:‬‬‫)‪(1‬‬ ‫)‪C + O(graphite‬‬ ‫)‪2(g‬‬ ‫‪CO2(g) ∆H̊r = -393.5 kJ/mol‬‬‫)‪(2‬‬ ‫)‪CO(g‬‬ ‫‪+‬‬ ‫ــــ‪1‬‬ ‫)‪O2(g‬‬ ‫‪CO2 ∆H̊r = -283 kJ/mol‬‬ ‫الانثالبي‬ ‫‪2‬‬‫نلاحظ ان تفاعل تكوين ‪ CO‬من ‪ Cgraphite‬و ‪ O2‬لا يحتوي على ‪ CO2‬لذا‬‫يجب التخلص من ‪ CO2‬ويمكن عمل ذلك بعكس المعادلة (‪ )2‬لنحصل على ‪:‬‬‫)‪(3) CO2(g‬‬ ‫)‪CO(g‬‬ ‫‪+‬‬ ‫ــــ‪1‬‬ ‫‪O2‬‬ ‫‪∆H̊r = +283 kJ/mol‬‬ ‫‪2‬‬‫ولان المعادلات الكيميائية وقيمة الانثالبي التي تمثلها يمكن جمعها وطرحها‬‫مثل المعادلات الجبرية‪ ،‬لذلك يمكن جمع المعادلة (‪ )1‬و (‪ )3‬لنحصل على‪:‬‬ ‫الشكل ‪3-1‬‬ ‫تغير الانثالبي لتفاعل تكوين‬‫)‪(1) C(graphite) + O2(g‬‬ ‫‪CO2(g) ∆H̊r = -393.5 kJ/mol‬‬ ‫مول واحد من ‪ CO‬من )‪C(graphite‬‬ ‫و )‪ O2(g‬يمكن تقسيمه الى خطوتين‬‫)‪(3) CO2(g‬‬ ‫)‪CO(g‬‬ ‫‪+‬‬ ‫ـــ‪1‬ـ‬ ‫‪O2‬‬ ‫= ‪∆H̊r‬‬ ‫‪+283 kJ/mol‬‬ ‫‪2‬‬ ‫حسب قانون هيس‪.‬‬‫)‪(4‬‬ ‫)‪C +(graphite‬‬ ‫ــــ‪1‬‬ ‫)‪O2(g‬‬ ‫‪CO(g) ∆H̊r = -110.5 kJ/mol‬‬ ‫‪2‬‬‫وهذه المعادلة هي نفسها معادلة تفاعل )‪ C(graphite‬مع )‪ O2(g‬لتكوين غاز ‪CO‬‬‫حرارة مقدارها‬ ‫ا‪l‬لم‪o‬راد‪m‬اي‪/‬ج‪J‬ا‪k‬د ‪1∆1H0̊.r5‬ل‪،‬هاويووهضذاحي اعلنشي اكنله(ذا‪1‬ال‪-‬تف‪3‬ا)عملخيطحطد ًا اث بجامنابلعياًا لمثا‬ ‫عملناه‪.‬‬ ‫‪38‬‬

‫مثال ‪7-1‬‬ ‫احسب انثالبي التكوين القياسية للمركب (‪ CS2)l‬من عناصره الاساسية‬ ‫باثبت صورها‪.‬‬ ‫(‪C + 2S)graphitle‬‬‫(‪)rhombic‬‬ ‫‪C∆SH2̊)lf( )CS2)l(( = ? kJ / mol‬‬ ‫اذا اعطيت المعادلات الحرارية الاتية ‪:‬‬ ‫(‪)1‬‬ ‫(‪C + O)graphite‬‬ ‫(‪2)g‬‬ ‫(‪CO2)g‬‬ ‫‪∆H̊r = -394 kJ/mol‬‬ ‫(‪)2‬‬ ‫(‪S + O)rhombic‬‬‫(‪2)g‬‬ ‫(‪SO2 )g‬‬ ‫‪∆H̊r = -296 kJ/mol‬‬ ‫(‪)3( CS2)l( + 3O2)g‬‬ ‫(‪CO2)g( + 2SO2 )g‬‬ ‫‪∆H̊r = -1072 kJ/mol‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬ ‫لونظرنا الى المعادلة التي نريد ان نجد لها ((‪ ∆H̊f )CS2)l‬نلاحظ ان‬ ‫‪ CS2‬موجودة في النواتج بينما نجدها في المتفاعلات في المعادلة (‪ )3‬لذا‬ ‫يجب عكس المعادلة (‪ )3‬لتصبح كالاتي‪:‬‬ ‫(‪)4( CO2)g( + 2SO2 )g‬‬ ‫(‪CS2)l( + 3O2)g‬‬ ‫‪∆H̊r = +1072 kJ/mol‬‬ ‫ونلاحظ ان المعادلة المطلوب حساب ((‪ ∆H̊f )CS2)l‬لها تحتوي على ‪2‬‬ ‫مول من ‪ S‬لذا يجب ضرب المعادلة (‪ )2‬بالعدد ‪ 2‬لنحصل على‪:‬‬ ‫(‪)5‬‬ ‫(‪2S)rhombic( + 2O2)g‬‬ ‫‪22×S)O-22)9g(6 kJ( = -592 kJ‬‬ ‫= ‪∆H̊r‬‬‫‪39‬‬

‫وبجمع المعادلتين (‪ )4‬و (‪ )5‬مع المعادلة (‪)1‬‬‫(‪)1‬‬ ‫(‪C + O)graphite‬‬‫(‪2)g‬‬ ‫(‪CO2)g‬‬ ‫‪∆H̊r = -394 kJ/mol‬‬‫(‪)4( CO2)g( + 2SO2 )g‬‬ ‫(‪CS2)l( + 3O2)g‬‬ ‫تمرين ‪8-1‬‬ ‫‪∆H̊r = +1072 kJ/mol‬‬ ‫احسب انثالبي التكوين القياسية‬‫(‪)5( 2S)rhombic( + 2O2)g‬‬ ‫(‪2SO2 )g‬‬ ‫عناصره‬ ‫من‬ ‫(‪C2H2 )g‬‬ ‫للاستيلين‬ ‫‪∆H̊r = -592 kJ/mol‬‬ ‫الاساسية‪.‬‬ ‫(‪2C)graphite(+ H2)g‬‬ ‫(‪C2H2 )g‬‬ ‫(‪C + 2S)graphite‬‬ ‫(‪)rhombic‬‬ ‫(‪CS2)l‬‬ ‫‪∆H̊f )C2H2)g(( = ? kJ‬‬ ‫‪∆H̊f = ? kJ/mol‬‬ ‫اذا اعطيت المعادلات الحرارية‬ ‫وهي نفسها المعادلة المراد ايجاد ((‪ ∆H̊f )CS2)l‬لها لذا‬ ‫الاتية‪:‬‬ ‫(‪)1‬‬ ‫(‪C + O)graphite‬‬ ‫(‪2)g‬‬ ‫(‪CO2)g‬‬‫‪∆H̊f )CS2)l((=-394kJ+1072kJ+)-592kJ( =86kJ/mol‬‬ ‫‪∆H̊r = -394 kJ/mol‬‬‫‪ 2-13-1‬طريقة استخدام قﲓ انثالبي التكوين القياسية‬ ‫(‪)2‬‬ ‫ـــ‪1‬ـ‬ ‫(‪O2)g‬‬ ‫(‪H2O)l‬‬ ‫‪H2)g(+‬‬ ‫‪2‬‬‫يمكن استخدام قيم ‪ ∆H̊f‬للمركبات الكيميائية لحساب ‪ ∆H̊r‬للتفاعل‬ ‫‪∆H̊r = -286 kJ/mol‬‬ ‫الكيميائي‪ .‬فللتفاعل الحراري الاتي‪:‬‬ ‫(‪)3‬‬ ‫‪aA + bB gG + hH‬‬ ‫(‪2C2H2)g( + 5O2)g‬‬ ‫تحسب قيمة ‪ ∆H̊r‬لهذا التفاعل باستخدام العلاقة الاتية‪:‬‬ ‫(‪4CO2)g( + 2H2O)l‬‬ ‫‪∆H̊r = -2599 kJ/mol‬‬‫(‪∆H̊r = ∑ n ∆H̊f )Products( - ∑ n ∆H̊f )Reactants‬‬ ‫ج‪225.5 kJ/mol :‬‬‫حيث ‪ n‬تمثل عدد المولات للمواد المتفاعلة (‪ )Reactants‬والناتجة‬ ‫‪40‬‬ ‫(‪ )Products‬اما (∑) فتعني مجموع‪.‬‬

‫ويمكن حساب ‪ ∆H̊r‬للتفاعل الحراري اعلاه على الصورة الاتية‪:‬‬ ‫](‪∆H̊r =[g∆H̊f )G(+h∆H̊f )H(]-[a∆H̊f )A(+b ∆H̊f )B‬‬ ‫صورة‬ ‫باثبت‬ ‫(‪)Element‬‬ ‫عنصر‬ ‫اونك نماذ ُأكشريارنله‪f‬ذ̊ا‪H‬سا∆بقل ًاا‪.‬ي‬ ‫ولا بد لنا هنا‬ ‫تساوي صفر ًا‬ ‫‪∆H̊f )Element( = 0 kJ/mol‬‬ ‫مثال ‪8-1‬‬ ‫يجري تفاعل الثرميت الذي يتضمن الالمنيوم وأوكسيد الحديد (‪)III‬‬ ‫كالاتي‪:‬‬ ‫(‪2Al)s( +Fe2O3)s‬‬ ‫‪Al2O3)s( + 2Fe)l( ∆H̊r = ? kJ‬‬ ‫احسب انثالبي التفاعل القياسية لهذا التفاعل اذا علمت ان‪:‬‬ ‫تمرين ‪9-1‬‬ ‫‪∆∆HH̊̊ff ))AFle22OO33))ss((((==--1862720kkJJ//mmooll‬‬ ‫‪∆H̊f )Fe)l(( = 12 kJ/mol‬‬‫يحترق البنزين (‪ )C6H6‬في الهواء‬‫ليعطي ثنائي اوكسيد الكاربون الغاز والماء‬ ‫الحــــل ‪:‬‬‫السائل‪ .‬احسب ‪ ∆H̊r‬لهذا التفاعل اذا‬ ‫علمت ان‪:‬‬‫‪∆H̊f )C6H6)l(( = 49 kJ/mol‬‬ ‫باستخدام العلاقة اعلاه يمكن كتابتها لتفاعل الثرميت على الصورة‬‫‪∆H̊f )CO2)g(( = -394 kJ/mol‬‬ ‫الاتية‪:‬‬‫‪∆H̊f )H2O)l(( = -286 kJ/mol‬‬ ‫(‪∆H̊r = ∑ n ∆H̊f )Products( - ∑ n ∆H̊f )Reactants‬‬‫ج‪-3271 kJ/mol :‬‬ ‫]((‪∆H̊r =[∆H̊f )Al2O3)s((+2∆H̊f )Fe)l‬‬ ‫]((‪- [∆Hf ̊)Al)s((+∆H̊f )Fe2O3)s‬‬ ‫يجب ان نعرف قيمة ‪ ∆H̊f )Al)s(( = 0‬لان ‪ Al‬باثبت صوره وهي حالته‬ ‫الصلبة‪ .‬لكن قيمة ((‪ ∆H̊f )Fe)l‬لا تساوي صفر ًا وذلك لان الحديد الصلب‬ ‫هو الصورة الاثبت بالظروف القياسية وليس الحديد السائل‪.‬‬ ‫‪∆H̊r =[)-1670(+2)12(]kJ/mol-[2)0(+)-822(]kJ/mol‬‬‫‪41 = - 824 kJ‬‬

‫‪ 14-1‬العملياتالتلقائية ‪Spontaneous Processes‬‬‫تعرف العملية التلقائية بانها اي عملية فيزيائية او كيميائية يمكن ان‬ ‫عمليات تلقائية‬‫تحدث من تلقاء نفسها عند ظروف معينة دون تأثير من اي عامل خارجي‪.‬‬‫والتفاعل الذي يحدث من تلقاء نفسه عند ظروف معينة من درجة حرارة‬‫وضغط او تركيز يسمى تفاعل ًا تلقائي ًا (‪.)Spontaneous reaction‬‬‫ومن امثلة العمليات التلقائية الفيزيائية والكيميائية هي الاتي‪:‬‬ ‫ سقوط الماء من اعلى الشلال‪ ،‬ولكن صعوده اليه مستحيل‪.‬‬ ‫عمليات غير تلقائية‬‫ انتقال الحرارة من الجسم الحار الى الجسم البارد‪ ،‬ولكن عكس ذلك لايحدث‬ ‫مطلق ًا‪.‬‬‫ ذوبان قطعة السكر تلقائي ًا في كوب القهوة‪ ،‬ولكن السكر المذاب لايتجمع‬ ‫العمليات التلقائية وغير التلقائية تلقائي ًا كما في شكله الابتدائي‪.‬‬‫ انجماد الماء النقي تلقائي ًا تحت ‪ 0̊C‬وينصهر الجليد تلقائي ًا فوق ‪0̊C‬‬ ‫(عند ضغط ‪.)1 atm‬‬‫ يصدأ الحديد تلقائي ًا عندما يتعرض للاوكسجين وللرطوبة (الماء)‪ ،‬ولكن‬ ‫صدأ الحديد لا يمكن ان يتحول تلقائي ًا الى حديد‪.‬‬‫ تتفاعل قطعة الصوديوم ‪ Na‬بشدة مع الماء مكونة ‪ NaOH‬وهيدروجين‬ ‫‪ ،H2‬ولكن ‪ H2‬لايتفاعل مع ‪ NaOH‬ليكون الماء والصوديوم‪.‬‬ ‫(أ)‬‫ يتمدد الغاز تلقائي ًا في الاناء المفرغ من الهواء‪ ،‬ولكن تجمع جزيئات الغاز‬‫جميعها في وعاء واحد يعد عملية غير تلقائية‪ ،‬لاحظ الشكل (‪.)4-1‬‬‫توضح هذه الامثلة ان العمليات التي تجري تلقائي ًا بأتجاه معين لايمكنها ان‬‫تجري بشكل تلقائي بالاتجاه المعاكس في ظل الظروف نفسها‪.‬‬‫لنسأل ماهو السبب الذي يجعل بعض العمليات تحدث تلقائي ًا‪.‬‬‫ان احد الاجوبة المقنعة لهذا السؤال هو ان جميع العمليات التلقائية‬‫يرافقها انخفاض في طاقة النظام الكلية (طاقة اقل تعني اكثر استقرار ًا)‪،‬‬ ‫(ب)‬‫اي‪ :‬ان الطاقة النهائية اقل من الطاقة الابتدائية للنظام‪ ،‬وهذا يوضح سبب‬‫انتقال الحرارة من الجسم الساخن الى الجسم البارد‪ ،‬وسبب سقوط الماء من‬ ‫الشكل ‪4-1‬‬ ‫(أ) يتمدد الغاز تلقائي ًا في‬ ‫اعلى الشلال‪.‬‬ ‫الاناء المفرغ من الهـــــــــواء (ب)‬‫يلاحظ ان اغلب التفاعلات التي يرافقها انخفاض في الطاقة اي الانثالبي‪،‬‬ ‫تجمع جزيئات الغاز جميعها في‬‫كما هو الحال في التفاعلات الباعثة للحرارة تحدث تلقائي ًا عند الظروف‬ ‫وعاء واحد يعد عملية غير تلقائية‪.‬‬‫)‪CH4(g) + 2O2(g‬‬ ‫القياسية مثل احتراق الميثان‪.‬‬ ‫‪CO2(g) + 2H2O(l) ∆H̊r = - 890 kJ‬‬ ‫‪42‬‬

‫وتفاعلات تعادل الحامض مع القاعدة‬ ‫‪H+‬‬ ‫‪+‬‬ ‫)‪OH(-aq‬‬ ‫)‪H2O(l‬‬ ‫‪∆H̊r = -56 kJ‬‬ ‫)‪(aq‬‬ ‫ولكن هل ان هذا الافتراض يقودنا للقول ان اي تفاعل تلقائي يجب ان‬ ‫يكون باعث ًا للحرارة؟‬ ‫الجواب‪:‬‬ ‫لايمكن تعميم هذا الافتراض وذلك لسبب بسيط جد ًا هو ان هنالك بعض‬ ‫التغيرات الفيزيائية والكيميائية تكون ماصة للحرارة وتحدث تلقائي ًا‪ ،‬وعلى‬ ‫سبيل المثال‪:‬‬ ‫ ذوبان كلوريد الامونيوم ‪ NH4Cl‬في الماء يحدث تلقائي ًا وهو عملية‬ ‫ماصة للحرارة‪.‬‬ ‫)‪NH4Cl(s‬‬ ‫‪NH+4(aq) + Cl-(aq) ∆H̊r = + 14 kJ‬‬ ‫ وتفكك اوكسيد الزئبق ‪ HgO‬هو تفاعل تلقائي وهو تفاعل ماص‬ ‫للحرارة‪.‬‬ ‫)‪2HgO(s‬‬ ‫‪2Hg(l) + O2(g) ∆H̊r = 91 kJ‬‬ ‫ وانصهار الجليد في درجة حرارة الغرفة عملية تلقائية بالرغم من ان العملية‬ ‫ماصة للحرارة‪.‬‬ ‫)‪H2O(s‬‬ ‫‪H2O(l) ∆Hfus = 6 kJ/mol‬‬ ‫ وتبخر الماء عملية ماصة للحرارة لكنها تحدث تلقائي ًا ايض ًا‪.‬‬ ‫)‪H2O(l‬‬ ‫‪H2O(g) ∆Hvap = 44 kJ/mol‬‬ ‫ومما تقدم يمكن القول انه من الممكن حدوث تفاعل ماص للحرارة تلقائي ًا‪،‬‬ ‫ويمكن لتفاعل باعث للحرارة ان يكون غير تلقائي‪ .‬او بكلمات اخرى‪،‬‬ ‫لايمكننا ان نقرر بشكل مطلق فيما اذا كان التفاعل يجري ام لا يجري بشكل‬ ‫مبسط اذا كان باعث ًا او ماص ًا للحرارة‪ .‬ولعمل هذا النوع من التوقع نحتاج الى‬ ‫دالة ثرموداينمكية جديدة تسمى بالانتروبي‪.‬‬‫‪43‬‬

‫‪ 15-1‬الانتروبي ‪Entropy‬‬‫من اجل التنبؤ بتلقائية عملية ما نحتاج الى ادخال دالة ثرموداينمكية‬ ‫↓‪↑ S‬انتظام‬‫جديدة تسمى الانتروبي ويرمز لها بالرمز (‪ )S‬والتي تعرف بانها مقياس‬ ‫↑‪↑ S‬لاانتظام (عشوائية)‬‫للعشوائية او لاانتظام النظام‪ .‬فالانتروبي دالة ثرموداينمكية تصف الى‬‫اي مدى تصل درجة لا انتظام النظام‪ .‬فكلما كان الانتظام قليل ًا في النظام‬‫(عشوائية اكبر) كانت قيمة الانتروبي كبيرة‪ .‬وكلما كان النظام اكثر‬ ‫انتظام ًا (اقل عشوائية) كانت قيمة الانتروبي صغيرة‪.‬‬‫ان الانتروبي دالة حالة شأنها شأن الانثالبي لذا لايمكن ان تقاس القيمة‬ ‫المطلقة لها واﳕا يقاس التغير الحاصل في الانتروبي‪.‬‬‫حيث ‪ Sf‬الانتروبي النهائية‪-fS(i‬م ‪f‬ن‪∆fiSn=alS‬وتعني نهائي)‪ ،‬و ‪ Si‬الانتروبي‬ ‫الابتدائية (‪ i‬من ‪ initial‬وتعني ابتدائي)‪.‬‬‫ان جميع التفاعلات الكيميائية والتحولات الفيزيائية السابقة والتي‬‫تجري بشكل تلقائي يرافقها دائم ًا زيادة في اللا أنتظام (اي زيادة في قيمة‬ ‫الانتروبي)‪ .‬فكلوريد الامونيوم يذوب في الماء تلقائي ًا‪.‬‬‫(‪NH4Cl)s‬‬ ‫‪NH+4)aq( + Cl-)aq( ∆H̊r = + 14 kJ‬‬‫يصاحب عملية الذوبان هذه تكون ايونات في المحلول المائي التي هي اقل‬‫انتظام ًا من جزيئات كلوريد الامونيوم الصلب‪ .‬وعندما يتبخر الماء السائل‪،‬‬‫تكون جزيئات البخار اقل انتظام ًا من جزيئات الماء السائل التي بدورها تكون‬‫اقل انتظام ًا من جزيئات الجليد‪ .‬وبشكل عام فإن انتروبي الحالة الغازية تكون‬‫دائم ًا اكبر من انتروبي الحالة السائلة التي بدورها تكون اكبر من قيمة انتروبي‬ ‫الحالة الصلبة‪ ،‬لاحظ الشكل (‪.)5-1‬‬‫تحدث الزيادة في انتروبي النظام نتيجة للزيادة في طاقة التشتت‪ ،‬والان‬‫سندرس عدد ًا من العمليات التي تقود الى تغير في انتروبي النظام بدلالة‬ ‫التغير في حالات النظام‪.‬‬‫ففي عملية الانصهار تكون الذرات او الجزيئات في الحالة الصلبة محصورة‬‫في مواقع ثابتة‪ .‬وعند الانصهار فان هذه الذرات او الجزيئات تبدأ بالحركة‬‫لذا تتحرك خارج الشبكة البلورية مما يزيد من عشوائيتها لذا يحدث انتقال‬‫في الطور من الانتظام الى اللاانتظام يصاحبه زيادة في الانتروبي‪ .‬وبشكل‬‫مشابه‪ ،‬نتوقع ان تؤدي عملية التبخر الى زيادة في انتروبي النظام كذلك‪.‬‬ ‫‪44‬‬

‫ان هذه الزيادة اكبر من تلك التي في عملية الانصهار‪ ،‬بسبب ان الذرات‬ ‫والجزيئات في الطور الغازي تنتشر بشكل عشوائي اكثر لملئ فراغات جميع‬ ‫الحيز الذي تتواجد فيه‪.‬‬ ‫تقود العمليات التي تجري في المحلول دائم ًا الى زيادة في الانتروبي‪.‬‬ ‫فعندما تذوب بلورات السكر في الماء‪ ،‬يتكسر النظام الهيكلي المنتظم للسكر‬ ‫(المذاب) وكذلك جزء من الانتظام الهيكلي للماء (المذيب)‪ .‬وعليه يكون‬ ‫للمحلول لا انتظام اكثر مما للمذيب النقي والمذاب النقي مع ًا‪ .‬وعند اذابة مادة‬ ‫صلبة ايونية مثل كلوريد الصوديوم ‪ ، NaCl‬فان الزيادة في الانتروبي تحصل‬ ‫نتيجة عاملين هما‪ :‬أ ‪ -‬عملية تكوين المحلول (خلط المذاب مع المذيب)‬ ‫ب‪ -‬تفكك المركب الصلب الى ايونات‪.‬‬ ‫يزيد التسخين ايض ًا من انتروبي النظام‪ ،‬فالتسخين اضافة لزيادته الحركات‬ ‫الانتقالية للجزيئات يقوم بزيادة الحركات الدورانية والاهتزازية‪ .‬اضافة‬ ‫لذلك‪ ،‬بزيادة درجة الحرارة‪ ،‬تزداد انواع الطاقات المرتبطة جميعها بالحركة‬ ‫الجزيئية‪ .‬وعليه ان التسخين يزيد من عشوائية النظام لذا تزداد انتروبي النظام‪.‬‬ ‫)‪∆S(g) > ∆S(l) > ∆S(s‬‬ ‫صلب‬ ‫سائل‬ ‫غاز‬ ‫الشكل ‪5-1‬‬ ‫زيادة في العشوائية‬‫انتروبي الغازات اكبر من‬ ‫زيادة في الانتروبي‬‫انتروبي السوائل وهذه بدورها‬‫اكبر من انتروبي المواد الصلبة‪.‬‬ ‫‪45‬‬

‫ويوضح الشكل (‪ )6-1‬بعض العمليات التي يصاحبها زيادة في‬ ‫الانتروبي‪.‬‬ ‫انصهار مادة صلبة‬ ‫سائل صلب‬ ‫تبخر مادة سائلة‬ ‫بخار‬‫سائل‬‫مذيب‬ ‫اذابة مذاب في مذيب‬‫محلول مذاب‬ ‫تسخين جسم من درجة حرارة منخفضة‬ ‫‪ T1‬الى درجة حرارة عالية ‪T2‬‬‫نظام عند ‪T1‬‬ ‫نظام عند ‪(T2 > T1) T2‬‬ ‫الشكل ‪6-1‬‬ ‫بعض العمليات التي‬ ‫يصاحبها زيادة في الانتروبي‪.‬‬ ‫‪46‬‬

‫مثال ‪9-1‬‬ ‫تنبأ فيما اذا كان التغير في الانتروبي ‪ ∆S‬اكبر او اقل من الصفر للعمليات‬ ‫الاتية ‪:‬‬ ‫أ) تجمد كحول الاثيل‬‫تمرين ‪10-1‬‬ ‫ب) تبخر سائل البروم‬‫كيف تتغير انتروبي النظام‬ ‫جـ) ذوبان الكلوكوز في الماء‬‫للعمليات الاتية‪:‬‬ ‫د) تبريد غاز النتروجين من ‪ 80̊C‬الى ‪.20̊C‬‬‫أ) تكثف بخار الماء‪.‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬‫ب) تكون بلورات السكر من محلوله‬ ‫أ) بما ان عملية الانجماد تحول كحول الاثيل السائل الى كحول الاثيل الصلب‬ ‫فوق المشبع‪.‬‬ ‫الذي تكون فيه جزيئات الكحول اكثر انتظام ًا لذا فالتغير في الانتروبي‬‫جـ) تسخين غاز ‪ H2‬من ‪ 20̊C‬الى‬ ‫اصغر من الصفر (‪.)∆S < 0‬‬‫ب) تحول البروم السائل الى بخار البروم يزيد من عشوائية الجزيئات وبالتالي ‪.80̊C‬‬‫د) تسامي اليود الصلب‪.‬‬ ‫فالتغير في الانتروبي اكبر من الصفر (‪.)∆S > 0‬‬ ‫جـ) تنتشر جزيئات الكلوكوز الصلب في الماء ما يؤدي الى زيادة العشوائية‬ ‫اي التغير في الانتروبي اكبر من الصفر (‪.)∆S > 0‬‬ ‫د) يقلل تبريد غاز النتروجين من ‪ 80̊C‬الى ‪ 20̊C‬من عشوائية النظام‬ ‫ما يؤدي الى نقصان في الانتروبي (‪.)∆S < 0‬‬ ‫‪ 1-15-1‬ﺣﺴﺎﺏ ﺍﻻﻧﱰﻭﰊ ﺍﻟﻘﻴﺎﺳﻴﺔ ﻟﻠﺘﻔﺎﻋﻼﺕ ﺍﻟﻜﳰﻴﺎﺋﻴﺔ‬ ‫يـُ َمكننا علم الثرموداينمك من حساب قيمة الانتروبي المطلقة التي‬ ‫سنرمز لها بالرمز̊‪ S‬لجميع العناصر والمركبات الكيميائية والتي يمكن‬ ‫استخدامها لقياس التغير في انتروبي التفاعل القياسية ‪ ∆S̊r‬للتفاعل‬ ‫الكيميائي بأستخدام العلاقة الاتية‪:‬‬ ‫(‪∆S̊r = ∑ n S̊)Products( - ∑ n S̊)Reactants‬‬ ‫حيث ‪ n‬تمثل عدد المولات للمواد المتفاعلة (‪ )Reactants‬والناتجة‬ ‫(‪ )Products‬اما (∑) فتعني مجموع‪.‬‬‫‪47‬‬

‫فللتفاعل الكيميائي العام الاتي‪:‬‬ ‫الجدول ‪4-1‬‬‫‪aA + bB‬‬ ‫‪gG + hH‬‬ ‫قيم الانتروبي المطلقــــــــــة لبعض‬ ‫العناصر والمركبات الكيميائية‬ ‫(‪S̊)J /K.mol‬‬ ‫المواد‬‫‪ 70‬التغير في الانتروبي القياسية ‪ ∆S̊r‬لهذا التفاعل تساوي باستخدام العلاقة‬ ‫(‪H2O)l‬‬ ‫‪ 189‬اعلاه الى الاتي‪:‬‬ ‫(‪H2O)g‬‬ ‫(‪Br2)l‬‬‫](‪∆S̊r = [g S̊)G( + h S̊)H(] - [a S̊)A( + b S̊)B‬‬ ‫‪152‬‬ ‫(‪Fe)s‬‬ ‫‪27‬‬‫يوضح الجدول (‪ )4-1‬بعض قيم الانتروبي المطلقة القياسية لبعض العناصر‬ ‫‪2‬‬ ‫( ‪C)diamond‬‬ ‫‪6‬‬ ‫( ‪C)graphite‬‬‫والمركبات الكيميائية‪ .‬ولابد ان نشير هنا الى ان وحدة الانتروبي حسب‬ ‫‪186‬‬ ‫(‪CH4)g‬‬ ‫النظام الدولي للوحدات هي (‪.)J/K.mol‬‬ ‫‪230‬‬ ‫(‪C2H6)g‬‬ ‫‪ 43‬مثال ‪10-1‬‬ ‫(‪Ag)s‬‬‫احسب التغير في انتروبي التفاعل القياسية ‪ ∆S̊r‬للتفاعل التالي عند‬ ‫‪67‬‬ ‫(‪Ba)s‬‬ ‫الظروف القياسية ‪ 25̊C‬وضغط ‪.1 atm‬‬ ‫‪205‬‬ ‫(‪O2)g‬‬ ‫‪223‬‬ ‫(‪Cl2)g‬‬‫(‪2CO)g( + O2)g‬‬ ‫(‪2CO2)g‬‬ ‫اذا علمت ان‬ ‫‪214‬‬ ‫(‪CO2)g‬‬ ‫‪87‬‬ ‫(‪Fe2O3)s‬‬‫‪ S̊)CO2( = 214J/K.mol‬و ‪S̊)CO( = 198J/K.mol‬‬ ‫‪201‬‬ ‫(‪C2H2)g‬‬ ‫‪220‬‬ ‫(‪C2H4)g‬‬‫‪S̊)O2( = 205 J/K.mol‬‬ ‫(‪66 CuSO4)s‬‬ ‫تمرين ‪11-1‬‬ ‫الحـــل‪:‬‬ ‫احسب التغير في الانتروبي المطلقة‬‫(‪∆S̊r = ∑ n S̊)Products( - ∑ n S̊)Reactants‬‬‫](‪∆S̊r = [2 S̊)CO2( ] - [2S̊)CO( + S̊)O2‬‬ ‫‪ ∆S̊r‬للتفاعل التالي عند الظروف‬ ‫القياسية ‪ 25̊C‬وضغط ‪.1 atm‬‬‫‪∆S̊r =[2×214]J/K.mol-[2×198+205]J/K.mol‬‬ ‫(‪4Fe)s(+3O2)g‬‬ ‫(‪2Fe2O3)s‬‬‫‪∆S̊r = -173 J/K.mol‬‬ ‫اذا علمت ان‬ ‫‪S̊)Fe2O3(=87J/K.mol‬‬ ‫‪S̊)O2( = 205 J/K.mol‬‬ ‫‪S̊)Fe( = 27 J/K.mol‬‬ ‫ج‪-549 J/K.mol :‬‬ ‫‪48‬‬

‫‪ 16-1‬طاقة كبس الحرة ‪Gibbs Free Energy‬‬ ‫في العام ‪1800‬وجد العالم كبس (‪ )Gibbs‬علاقة تربط بين الانثالبي‬ ‫(‪ )H‬والانتروبي (‪ ،)S‬تتيح لنا التنبوء بتلقائية التفاعل بشكل ابسط من‬ ‫الاعتماد على أستخدام قيم الانثالبي والانتروبي ُكل ًا على انفراد‪ .‬لذا ادخل‬ ‫العالم كبس دالة ثرموداينمكية جديدة سميت باسمه طاقة كبس الحرة ويرمز‬ ‫لها بالرمز ‪ G‬والتي تصف الطاقة العظمى التي يمكن الحصول عليها من قياس‬ ‫‪ ∆H‬و ‪ ∆S‬بثبوت درجة الحرارة والضغط‪ .‬ويعرف التغير في طاقة كبس‬ ‫الحرة ‪ ∆G‬بعلاقة كبس الاتية‪:‬‬ ‫(بثبوت درجة الحرارة والضغط) ‪∆G = ∆H - T ∆S‬‬ ‫وطاقة كبس الحرة (بعض الاحيان تسمى بالطاقة الحرة للسهولة) هي دالة‬ ‫حالة شأنها شأن الانثالبي والانتروبي‪.‬وتع ُّد طاقة كبس الحرة ‪ ∆G‬مؤشرا‬ ‫حقيقيا لتلقائية التغيرات الفيزيائية والتفاعلات الكيميائية من عدمها‪.‬‬ ‫وتدل اشارة طاقة كبس الحرة على الاتي‪:‬‬ ‫‪ ∆G‬قيمة سالبة (‪ )∆G > 0‬يعني ان التفاعل او التغير الفيزيائي يجري‬ ‫تلقائي ًا‪.‬‬ ‫‪ ∆G‬قيمة موجبة (‪ )∆G < 0‬يعني ان التفاعل او التغير الفيزيائي غير‬ ‫تلقائي (يحدث بشكل تلقائي بالاتجاه المعاكس)‪.‬‬ ‫‪ ∆G‬صفرا (‪ )∆G = 0‬يعني ان التفاعل او التغير الفيزيائي في حالة‬ ‫اتزان‪.‬‬ ‫‪1-16-1‬طاقة كبس الحرة القياسية للتفاعل‬ ‫‪Standard Gibbs Free Energy of Reaction‬‬ ‫تعرفطاقةكبسالحرةالقياسيةللتفاعلوالتييرمزلهابالرمز ‪(∆G̊r‬حيث‬ ‫‪ r‬من ‪ reaction‬وتعني تفاعل) بانها التغير في قيمة الطاقة الحرة للتفاعل‬ ‫عندما يجري تحت الظروف القياسية للتفاعل (‪ 25̊C‬وضغط ‪.)1 atm‬‬ ‫ولحساب ‪∆G̊r‬لأيتفاعليمكناستخدامقيمطاقةكبسالحرةللتكوينالقياسية‬ ‫(‪ )Standard Gibbs free energy of formation‬التي يرمز‬ ‫لها بالرمز ‪( ∆G̊f‬حيث ‪ f‬من ‪ formation‬وتعني تكوين)‪ .‬تعرف طاقة‬ ‫كبس الحرة للتكوين القياسية بأنها مقدار التغيير في الطاقة الحرة عند تكوين‬ ‫مول واحد من اي مركب من عناصره الاساسية باثبت صورها عند الظروف‬‫القياسية ‪ 25̊C‬وضغط ‪49 .1 atm‬‬

‫ويمكن ايجاد قيم طاقة كبس الحرة للتفاعل القياسية ‪ ∆G̊r‬بمعادلة‬ ‫الجدول ‪5-1‬‬‫تشبه معادلة ايجاد انثالبي التفاعل القياسية للتفاعل من قيم انثالبي التكوين‬ ‫قيم طاقة كبس الحرة للتكوين‬ ‫القياسية وعلى الصورة الآتية ‪:‬‬ ‫القياسية لبعض المركبات‬‫(‪∆G̊r = ∑ n ∆G̊f )Products( - ∑ n ∆G̊f )Reactants‬‬ ‫‪∆G̊f‬‬ ‫المادة‬ ‫(‪)kJ/mol‬‬‫حيث ‪ n‬تمثل عدد المولات للمواد المتفاعلة (‪ )Reactants‬والناتجة‬ ‫(‪C6H6)l‬‬ ‫‪173‬‬ ‫(‪SO2)g‬‬ ‫(‪ )Products‬اما (∑) فتعني مجموع‪.‬‬ ‫‪-300‬‬ ‫(‪CO)g‬‬ ‫‪-137‬‬ ‫(‪CO2)g‬‬ ‫فللتفاعل العام الاتي‪:‬‬ ‫‪-394‬‬ ‫(‪NO)g‬‬ ‫(‪NO2)g‬‬‫‪aA + bB‬‬ ‫‪gG + hH‬‬ ‫‪87‬‬ ‫‪NaCl‬‬ ‫يكون التغير في طاقة كبس الحرة القياسية لهذا التفاعل كالاتي‪:‬‬ ‫‪52‬‬ ‫(‪HCl)g‬‬ ‫‪-348‬‬ ‫(‪HBr)g‬‬‫](‪∆G̊r =[g∆G̊f )G(+h∆G̊f )H(]-[a∆G̊f )A(+b∆G̊f )B‬‬ ‫‪-95‬‬ ‫(‪CH4)g‬‬ ‫‪-53‬‬ ‫‪C2H6‬‬‫ويبين الجدول (‪ )5-1‬قيم طاقة كبس الحرة القياسية للتكوين لبعض‬ ‫‪-51‬‬ ‫‪C2H4‬‬ ‫‪-33‬‬ ‫(‪Al2O3)S‬‬‫تساوي‬ ‫صورها‬ ‫باثبت‬ ‫للعناصر‬ ‫قيمة ‪∆G̊f‬‬ ‫ان‬ ‫هنا‬ ‫نذكر‬ ‫ان‬ ‫بد‬ ‫ولا‬ ‫المركبات‪.‬‬ ‫‪Fe2O3‬‬ ‫صفر ًا‪.‬‬ ‫‪68‬‬ ‫‪AgCl‬‬‫‪∆G̊f )Element( = 0 kJ/mol‬‬ ‫‪-1576‬‬ ‫‪-741‬‬ ‫‪ZnO‬‬‫حيث (‪ )Element‬تعني عنصر‪ ،‬وان وحدة الطاقة الحرة القياسية حسب‬ ‫‪-110‬‬ ‫الوحدات الدولية هـــــي (‪.)J/mol‬‬ ‫‪-318‬‬ ‫(‪H2O)g‬‬ ‫‪-229‬‬ ‫(‪H2O)l‬‬ ‫مثال‪11-1‬‬ ‫‪-237‬‬ ‫(‪HF)g‬‬ ‫‪-273‬‬ ‫(‪HI)g‬‬‫احسب طاقة كبس الحرة القياسية للتفاعل التالي عند الظروف القياسية‬ ‫(‪H2S)g‬‬ ‫‪2‬‬ ‫(‪NH3)g‬‬‫‪ 25̊C‬وضغط ‪ .1 atm‬وبين هل التفاعل يجري تلقائيا ام لا يجري عند‬ ‫‪-33‬‬ ‫(‪CaO)s‬‬ ‫هذه الظروف؟‬ ‫‪-17‬‬ ‫‪-604‬‬‫(‪2C6H6)l( +15O2)g‬‬ ‫(‪12CO2)g( + 6H2O)l‬‬ ‫اذا علمت ان‬ ‫‪50‬‬