تعتبر الكيمياء الحرارية من الفروع الحيوية في علم الكيمياء، حيث تركز على دراسة الخصائص الحرارية المتعلقة بالتفاعلات الكيميائية. في هذا المقال، سنستعرض بحثًا حول المعادلات الكيميائية الحرارية.
مقدمة حول بحث المعادلات الكيميائية الحرارية
تعود أولى تجارب استخدام المسعرات الثلجية إلى عام 1782، حيث قام كل من أنطوان لافوازييه وسيمون لابلاس بإجراء تجارب تهدف إلى قياس الحرارة الناتجة عن مختلف التغيرات الكيميائية. واستندت حساباتهم إلى الاكتشافات السابقة لجوزيف بلاك فيما يتعلق بالحرارة الكامنة، مما شكل بداية علم الكيمياء الحرارية.
تعرف الكيمياء الحرارية بـ Thermochemistry، وهي دراسة التأثيرات الحرارية التي تصاحب التفاعلات الكيميائية. تنقسم هذه التفاعلات إلى فئات، منها ما يعمل على انبعاث الحرارة (Exothermic) مثل احتراق الفحم في الهواء، مما يؤدي إلى زيادة في درجة الحرارة. على النقيض، توجد تفاعلات تمتص الحرارة (Endothermic) مثل تفاعل الفحم المشتعل مع بخار الماء، وفي حالات نادرة، قد يكون التفاعل خاليًا من أي تأثير حراري كما هو الحال في تفاعل الكحوليات مع الخل، مما ينتج عنه ما يعرف بالستر.
يمكن قياس حرارة التفاعل عند درجة حرارة معينة T، وهي الكمية الحرارية المعبر عنها بالجول، والتي تنبعث أو تُمتص خلال التفاعل من المواد المتفاعلة إلى نواتجها وبالعكس، بعد إعادة هذه المواد إلى درجة الحرارة T حيث بدأ التفاعل.
يتم اعتبار كمية الحرارة تلك مقدارًا سالبًا لكل التفاعلات المنبعثة للحرارة وموجبًا لكل التفاعلات الماصة لها.
تعتبر الكيمياء الحرارية فرعًا لدراسة الديناميكا الحرارية والكيمياء الفيزيائية، حيث تركز على قياس الحرارة الداخل إلى التفاعل أو الخارج منه، وتهتم بشكل رئيسي بعمليات تبادل الحرارة المصاحبة للتحولات الكيميائية.
تتضمن الحسابات في هذا المجال تقدير السعة الحرارية وحرارة الاحتراق وحرارة التشكيل.
القوانين الأساسية في الكيمياء الحرارية
قانون لافوازييه ولابلاس
- تم وضع هذا القانون في عام 1782، وينص على أن التبادل الحراري الذي يصاحب تحول معين يساوي عكسه عند حدوث التحول في الاتجاه المعاكس.
قانون هس
- تم صياغة هذا القانون في عام 1840، ويشير إلى أن التبادل الحراري الناتج عن تحول معين يبقى ثابتًا سواء تم ذلك في خطوة واحدة أو عبر عدة خطوات.
حرارة التفاعلات
- يعكس مبدأ الديناميكا الحرارية الأول “R: الحركة الحرارية” أن الحرارة المصاحبة لأي تفاعل تتعلق بحالتين: حالة ابتدائية وحالة نهائية.
- كما أن قيمة الحرارة هذه مستقلة عن المسار المتبع، سواء كان أنواعها أو عدد مراحل حدوثها، بشرط أن يكون التفاعل تحت ضغط ثابت أو حجم ثابت.
- تتوافق التفاعلات عمليًا مع هذه الحالات، حيث تحدث تحت حجم ثابت في المفاعلات المغلقة مثل محركات الاحتراق الداخلي، أو عندما تكون كمية نواتج التفاعل متساوية في الحجم مع الكميات المتفاعلة (حيث تكون جميع المواد، سواء كانت صلبة أو سائلة، لها كتل متقاربة أو في حالة غازية).
- تحدث التفاعلات تحت الضغط الجوي كما هو الحال في الضغط الثابت.
- لتمييز بين الحالتين، يمكننا حساب التغيير في الطاقة الداخلية U▲ للمواد المتفاعلة باستخدام العلاقة U=W▲.
- حيث تمثل Q وW الحرارة والعمل المتبادلين مع الأوساط الخارجية، ويعزى العمل الناتج عن الضغط إلى W= -P.▲v، مما يتيح قياس حرارة التفاعل بطريقتين، هما:
الحجم الثابت
- وفي هذه الحالة، تكون قوة الضغط صفر، وتساوي الحرارة عند الحجم الثابت Qv تغير طاقة النظام الداخلية U▲Qv.
الضغط الثابت
- حيث يرتبط التغيير في الحرارة QP بالتغير في المحتوى الحراري “R”.
مصطلحات رئيسية عند تدوين حرارة التفاعلات
- يجب مراعاة توافق حرارة التفاعلات مع الكميات المعينة من المواد المتفاعلة أو الناتجة، ويظهر ذلك في المعادلات الكيميائية.
- في حالة تشكيل المركب من عناصره، يتم أخذ قياس التشكيل القياسي بناءً على مول واحد من المركب، ويُقصد بالقياسية أنها تتم عند درجة حرارة K298 K وضغط B1 Bar.
- في حالة التفاعل العكوسي، تكتب القيم المطابقة للاتجاه المباشر.
- يستحسن الإشارة إلى الحالة الفيزيائية للمواد المتفاعلة (صلبة، سائلة، غازية).
- إذا لم تُحدد درجات حرارة البداية، فيُفترض أن تساوي K298 K، مما يعني أن المواد المتفاعلة كانت في هذه الدرجة كما في النواتج النهائية.
المعادلة الكيميائية الحرارية
تُعرف المعادلة الكيميائية الحرارية بأنها المعادلة الكيميائية المتوازنة التي تحدد التغير في المحتوى الحراري، ويُقاس ذلك بالكيلو جول. يجب مراعاة ما يلي عند كتابة المعادلات الكيميائية الحرارية:
- أعداد مولات المعادلة، والتي تُشير إليها الأرقام في التوازن.
- الكتابة الدقيقة لحالة المادة في التفاعل، حيث يرتبط محتوى المادة الحرارية بحالتها.
- يجب تدوين درجة الحرارة في المعادلة إذا كانت مختلفة عن الدرجة المتفق عليها “25°م”، والتي تقدر بحوالي 298 كلفن.
