كيفية حساب أنتالبية تفاعل كيميائي

تنزيل المقال

تنزيل المقال

يقوم أي تفاعل كيميائي في الطبيعة إما بامتصاص أو بنشر حرارة. تبادل الحرارة هذا يدعى بأنتالبية التفاعل، أوH اختصارًا. الأنتالبية لا يمكن أن تقاس بشكل مباشر — لذلك يلجأ العلماء إلى حساب التغير في درجة حرارة التفاعل الكيميائي من وقت لآخر وذلك لمعرفة التغير في الأنتالبية خلال هذا الوقت (أو اختصارًا بـ$\Delta H$). باستخدام هذا التغير في الأنتالبية (أو $\Delta H$) يستطيع الأخصائي تحديد فيما إذا كان التفاعل مطلق للحرارة (ناشر) أو ممتص للحرارة (ماصّ). بشكل عام، يعطى تغير الأنتالبية بالعلاقة التاليّة

$\Delta H=m.s.\Delta T$

، حيث m هي كتلة المواد المتفاعلة، s هي الحرارة النوعية للمواد الناتجة و$\Delta T$ هو التغير في درجة الحرارة من التفاعل.

الخطوات

طريقة 1

طريقة 1 من 3:

حل مسائل الأنتالبية

تنزيل المقال

1. 
   1
   حدد المواد الداخلة في التفاعل والمواد الناتجة عنه. يتضمن كل تفاعل نوعين من المواد الكيميائية — متفاعلة وناتجة. المواد الناتجة هي التي المواد التي يكوّنها التفاعل، بينما المتفاعلة، هي المواد التي تتفاعل أو تتركب أو تهدم من أجل تكوين ناتج التفاعل. بعبارة أخرى، المواد المتفاعلة في تفاعل كيميائي ما، هي كالمكوّنات في وصفة طعام، بينما تمثل النواتج الطبق الذي نأكله. من أجل معرفة تغير أنتالبية ∆H تفاعل ما، يجب أولًا تحديد المواد المتفاعلة والمواد الناتجة. .

   • لنسحب أنتالبية تفاعل تكوين الماء على سبيل المثال، انطلاقًا من الهيدروجين و الأوكسجين: 2H₂ (هيدروجين) + O₂ (أوكسجين) → 2H₂O (ماء) في هذه المعادلة، المواد المتفاعلة هي الهيدروجين H₂ والأوكسجين O₂ بينما الناتجة هي الماء.
2. 
   2
   حدد الكتلة الكلية للمواد المتفاعلة. الآن أوجد كتل المواد المتفاعلة، إذا لم تكن تعرف كتلها أو لست قادرًا على وزن المواد المتفاعلة في التوازن العلمي، يمكنك استخدام كتلها الجزيئية لمعرفة كتلها الحقيقية. إن الكتل المولية هي ثوابت مذكورة في الجدول الدوري (للعناصر المفردة فقط) وفي المراجع الكيميائية الأخرى (للجزيئات والمركبات). ببساطة، اضرب الكتلة المولية لكل مادة متفاعلة بعدد مولاتها المستخدمة لإيجاد كتلة المواد المتفاعلة.

   • في مثال تكوين الماء السابق، المواد المتفاعلة هي الهيدروجين والأوكسجين، والتي تمتلك كتل مولية مقدارها 2g و 32g ي. وبما أننا استخدمنا مولين من الهيدروجين (موضحة بوجود العدد 2 في المعادلة بجانب رمز مركب H₂ الهيدروجين) و مول واحد من الأوكسجين (لا يوجد عدد بجانب مركب O₂ الأوكسجين)، يمكننا حساب الكتلة الكلية للمواد المتفاعلة كالتالي:
     2 × (2g) + 1 × (32g) = 4g + 32g = 36g
3. 
   3
   أوجد الحرارة النوعية للناتج. الآن أوجد الحرارة النوعية للمركب الناتج الذي تقوم بتحليله. كل جزيء وعنصر كيميائي له قيمة حرارية مرتبطة به: هذه القيم هي ثوابت غالبًا ما تواجد في مراجع الكيمياء (مثل الجداول الموجودة في الصفحات الأخيرة من كتب الكيمياء المدرسية أم الجامعية). هنالك العديد من الطرق لقياس الحرارة النوعية، لكن من أجل معادلتنا، سنستخدم فقط القيم المقاسة بواحدة الجول\غرام درجة سيلزيوس أو joule/gram °C.

   • انتبه أنه في حال تضمنت معادلة التفاعل أكثر من ناتج، يجب أن تحسب الأنتالبية الخاصة بكل ناتج على حدى، ثم تجمع هذه القيم ليصبح لديك الإنتالبية الكلية للتفاعل.
   • في مثالنا، المنتج النهائي للتفاعل هو الماء، والذي له حرارة نوعية تقدر بـ 4.2 joule/gram °C.
4. 
   4
   أوجد الفرق في الحرارة بعد التفاعل. الآن، سنوجد ∆T، وهو مقدار التغير الطارئ على درجة الحرارة ما بين بداية التفاعل ونهايته. اطرح درجة حرارة التفاعل الابتدائية (أو T1) من درجة حرارة التفاعل النهائية (أو T2) لحساب هذه القيمة. كما في أغلب الحسابات الكيميائية، يجب استخدام واحدة الكلفن (K) لقياس درجات الحرارة (مع العلم أن استخدام السيلزيوس (C) سيعطي النتائج نفسها).

   • في مثالنا، لنقل أن حرارة التفاعل كانت 185K في بداياته، إلا أنها انخفضت إلى الدرجة 95K وذلك عند نهاية التفاعل. في هذه الحالة، نحسب ∆T كالتالي:
     ∆T = T2 – T1 = 95K – 185K = -90K
5. 
   5
   استخدم العلاقة ∆H = m x s x ∆T في الحل. حالما تعلم ما هي m قيمة، كتلة المواد المتفاعلة، s، حرارة الناتج النوعية، و∆T، التغير في درجة حرارة التفاعل، ستصبح جاهزًا لإيجاد أنتالبية التفاعل. ببساطة، قم بتعويض القيم في المعادلة ∆H = m x s x ∆T وأجر عمليات الضرب اللازمة لحساب الناتج. ستكون واحدة الناتج هي الجول Joules (J) .

   • في مثالنا، سنحسب أنتالبية التفاعل كالتالي:
     ∆H = (36g) × (4.2 JK-1 g-1) × (-90K ) = -13,608 J
6. 
   6
   حدد فيما إذا كان تفاعلك ماصًا أو ناشرًا للحرارة. من أهم الأسباب وراء حساب التغير في الأنتالبية ∆H هو معرفة كون التفاعل مطلق للحرارة (ناشر) أو ممتص للحرارة (ماصّ). إذا كانت إشارة الناتج النهائي المعبر عن ∆H موجبة، التفاعل ماص للحرارة. أما إذا كانت إشارته سالبة، فالتفاعل ناشر للحرارة. كلما ازداد الرقم المعبر عن هذا الناتج، كلما ازداد امتصاص أو نشر التفاعل للحرارة. احذر من التفاعلات الناشرة للحرارة بشكل كبير — لأنها تشير في أغلب الأحيان لإطلاق مقدار كبير من الطاقة، وإذا كان سريعًا فمن المحتمل أن يتسبب في انفجار.

   • في مثالنا، الجواب النهائي هو-13608 J. بما أن إشارته سالبة، فالتفاعل بالتأكيد ناشر للحرارة. وهذا منطقي بالفعل — H₂ و O₂ هما من الغازات، بينما ، ناتج التفاعلH₂O، هو سائل.يجب أن تقوم الغازات الحارة (أي التي تكون على شكل بخار) بإطلاق طاقة إلى الوسط المحيط على شكل حرارة لتصل إلى درجة من البرودة تسمح لها بتشكيل الماء السائل، أي أن عملية تشكّل ناشرة H₂O للحرارة.

طريقة 2

طريقة 2 من 3:

تقدير الأنتالبية

تنزيل المقال

1. 
   1
   استخدم طاقة الرابطة لتقدير الأنتالبية. تقريبًا، تتضمن كل التفاعلات الكيميائية مرحلة يتم فيها إما تشكيل روابط بين الذرات أو تكسيرها. بما أنّ التفاعل الكيميائي يقوم إما باستهلاك حرارة أو بتكوينها، إذا علمنا مقدار الطاقة اللازمة لتشكيل أو كسر الروابط التي يتم أيضًا إما تشكيلها أو كسرها، يمكننا عندها تقدير تغير الأنتالبية – وبدقّة عالية - للتفاعل ككل، بجمع طاقات الروابط هذه.

   • على سبيل المثال، دعنا نفكر قليلًا بالتفاعل التالي H₂ + F₂ → 2HF. في هذه الحالة، الطاقة اللازمة لكسر الرابطة بين ذرتي الهيدروجين في الجزيء H₂ هي 436 kJ/mol، بينما الطاقة اللازمة لكسر الرابطة بين ذرتي الفلور في الجزيء F₂ هي 158 kJ/mol. أخيرًا، الطاقة اللازمة لتشكيل HF مركب من H و Fهي -568 kJ/mol. نقوم بضربها بالعدد 2 لأن الناتج في المعادلة مضروب بالعدد 2 أي 2HF، معطيًا إيانا 2 × -568 = -1136 kJ/mol. إن جمع كل هذه القيم يعطينا:
     436 + 158 + -1136 = -542 kJ/mol.
2. 
   2
   استخدم أنتالبيات التشكل لتقدير أنتالبية التفاعل. أنتالبيات التشكّل (أو التكوّن) هي قيم ∆H محددة تمثل تغير الأنتالبية في تفاعلات مستخدمة لتكوين مواد كيميائية ما. في حال علمت ما هي أنتالبية التشكل اللازمة لتكوين نواتج ومواد متفاعلة في معادلة ما، يمكنك عندها أن تجمعهم لتقدير الأنتالبية كما كنت لتفعل مع طاقات الروابط بالطريقة المذكورة أعلاه.

   • على سبيل المثال، لدينا التفاعل التالي C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O. في هذه الحالة، نعلم أن أنتالبيات التكوّن للتفاعلات التالية هي:
     C₂H₅OH → 2C + 3H₂ + 0.5O₂ = 228 kJ/mol
     2C + 2O₂ → 2CO₂ = -394 × 2 = -788 kJ/mol
     3H₂ + 1.5 O₂ → 3H₂O = -286 × 3 = -858 kJ/mol
     نستطيع أن نجمع هذه المعادلات إلى بعضها البعض ونحصل على ما يلي C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O، التفاعلات التي نحاول إيجاد أنتالبياتها، يمكننا ببساطة أن نجمع أنتالبيات التشكّل هذه لإيجاد أنتالبية التفاعل هذا كالتالي:
     228 + -788 + -858 = -1418 kJ/mol.
3. 
   3
   لا تنس أن تعكس الإشارات عند قلب المعادلة. إنه لمن المهم الانتباه إلى الحاجة لعكس إشارة أنتالبية التشكل عند عكس جهة التفاعل وذلك أثناء استخدام أنتالبية التشكل لحساب أنتالبية تفاعل كيميائي. بعبارة أخرى، إذا أردت أن تقلب واحدة أو أكثر من معادلات تفاعل التشكل التي لديك لإبطال مفعول كل من المواد المتفاعلة والناتجة، اعكس إشارة أنتالبيات تفاعلات التشكل التي وجب عليك أن تقلب جهاتها.

   • في المثال أعلاه، انتبه إلى أن تفاعل التشكل الذي نستخدمه من أجل C₂H₅OH هو مقلوب. C₂H₅OH → 2C + 3H₂ + 0.5O₂ يظهر C₂H₅OH وهو لا يتشكل بل يتفكك. لأننا قمنا بقلب المعادلة لجعل النواتج والمواد المتفاعلة تتصرف بشكل معكوس كليًا، وذلك بعكس إشارة أنتالبية لتشكل لنحصل على228 kJ/mol. في الواقع، أنتالبية التكون لـC₂H₅OH هي -228 kJ/mol.

طريقة 3

طريقة 3 من 3:

ملاحظة التغيرات في الأنتالبية تجريبيًا

تنزيل المقال

1. 
   1
   اجلب إناءً نظيفًا واملأه بالماء. إنه لمن السهل رؤية مبادئ الأنتالبية في تجربة بسيطة. لتتأكد بأن التفاعل في تجربتك سيحدث بدون أي تلوث من مصدر خارجي، نظّف وعقم الإناء الذي تنوي استخدامه. يستخدم العلماء علب خاصة لحساب الأنتالبية تدعى بالمسعرات الحرارية لقياس الأنتالبية، لكن يمكنك الوصول إلى نتائج معقولة باستخدام أي إبريق زجاجي صغير أو قارورة. بغض النظر عن العلبة التي تستخدمها، املأها بماء الصنبور النظيف، بحيث تكون درجة حرارته من درجة حرارة الغرفة. يتوجب عليك أيضًا أن تجري التفاعل في مكان معتدل داخل المنزل.

   • من أجل إنجاز هذه التجربة، ستحتاج إلى إناء صغير نوعًا ما. سنقوم باختبار آثار تغيير أنتالبية الألكا-سيلتزير (علميًا بيكربونات الصوديوم) على الماء، لذلك كلما قللت من كمية الماء المستخدم، كلما كانت التغيرات في درجة الحرارة أوضح.
2. 
   2
   أدخل ميزان حرارة إلى الإناء. اجلب ميزان حرارة ثم ضعه في إناء التفاعل بحيث تتوضع نهايته المدببة والمخصصة لقياس الحرارة تحت مستوى الماء. اقرأ درجة حرارة الماء — سنعتبر درجة حرارة الماء هي درجة التفاعل الابتدائية، أي T1.

   • فلنقل أننا قسنا درجة حرارة الماء وكانت تمامًا 10 درجات C. بعد عدة خطوات، سنستخدم درجة الحرارة هذه لتوضيح مبادئ الأنتالبية.
3. 
   3
   أضف قرصًا دوائيًا واحدًا من الألكا-سيلتزير إلى الناء. عندما تكون جاهزًا لبدء التجربة، أسقط قرص مفرد من الألكا-سيلتزير في الماء.يجب أن تلاحظ حالًا ظهور الفقاعات والفوران. بما أن القرص ينحل في الماء، فإنه يتفكك إلى البيكربونات (HCO₃^-) و ستريك-أسيد (والذي يحذو حذو شوارد الهيدروجين، H⁺). هذه المواد الكيميائية تتفاعل لتشكّل الماء وغاز ثنائي أوكسيد الكربون في التفاعل 3HCO₃⁻ + 3H⁺ → 3H₂O + 3CO₂.
4. 
   4
   قس الحرارة عندما ينتهي التفاعل. لاحظ التفاعل وهو يحدث — قرص الألكا-سيلتزير سيتحلل تدريجيًا. حالما ينهي القرص تفاعله (أو عندما يصبح بطيئًا جدًا)، قس الحرارة مرة ثانية. يجب أن تكون حرارة الماء أقل قليلًا من السابق. في حال كانت أدفأ من السابق، لا بد للتجربة أن تكون قد تأثرت بقوة خارجية ما (إذا كانت الغرفة التي تجلس فيها دافئة بشكل استثنائي.

   • من أجل تجربتنا، لنقل بأن درجة حرارة الماء هي 8 درجة C بعد انتهاء القرص من الفوران.
5. 
   5
   قدّر أنتالبية التفاعل. في تجربة مثالية، وعندما تضيف قرص الألكا-سيلتزير إلى الماء، يتشكّل لديك الماء وغاز ثنائي أوكسيد الكربون (الأخير الذي يمكن ملاحظته على شكل فوران وفقاعات) ويتسبب في هبوط درجة حرارة الماء. انطلاقًا من هذه المعلومة، يمكننا التوقع بأن التفاعل ماص للحرارة — أي يمتص الطاقة من البيئة المحيطة. المواد السائلة المنحلة تحتاج إلى طاقة إضافية لتتحول إلى الناتج الغازي، لذا فهي تمتص الطاقة على شكل حرارة من المحيط بها (ألا وهو الماء في هذه الحالة).هذا ما يجعل درجة حرارة الماء تنخفض.

   • في تجربتنا السابقة، انخفضت درجة حرارة الماء درجتين بعد إضافة الألكا-سيلتزير.هذا هو أقل ما يمكننا توقّعه عن اتّساق التفاعل الماص للحرارة.

أفكار مفيدة

• أجريت كل هذه الحسابات باستخدام الكلفن (K) - وهي واحدة لقياس درجة الحرارة مماثلة للسنتيغراد. للتحويل بين السنتيغراد والكلفن، يمكنك ببساطة أن تضيف أو تطرح 273 درجات: K = °C + 273.