شارح الدرس: التغيُّرات في الإنثالبي القياسي الكيمياء • الصف الأول الثانوي

في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نَصِف أنواعًا مختلفة من التغيُّرات في الإنثالبي القياسي، ونعرِّفها.

تَحدُث التفاعلات الكيميائية عندما تنكسر الروابط في جزيئات المتفاعِلات وتتكوَّن روابط جديدة في جزيئات النواتج. ولا بدَّ أن تختلف الطاقة الكيميائية الكامِنة للمتفاعِلات عن الطاقة الكيميائية الكامِنة للنواتج؛ لأن كلًّا منهما يتضمَّن أنواعًا مختلفة من الروابط الكيميائية، وطاقة الوضْع تُختَزن في الروابط الكيميائية. يجب أن تتغيَّر الطاقة الكيميائية الكامِنة أثناء التفاعل الكيميائي. ويُمكن وصْف التغيُّر في طاقة النظام على أنه التغيُّر في الإنثالبي ()، أو التغيُّر في المحتوى الحراري.

وتعتمد عمليتا كسر الروابط وتكوُّنها على درجة الحرارة والضغط. فقد يختلف التغيُّر في الإنثالبي في حالة احتراق الميثان عند درجة حرارة الغرفة كليًّا عن التغيُّر في الإنثالبي في حالة احتراق الميثان عند . تغيُّرات الإنثالبي يُمكن أيضًا أن تُطبَّق على التغيُّرات الفيزيائية مثل الذوبان أو تغيُّر الحالة.

ولا يُمكن أن تكون المقارنة التي يُجريها الكيميائيون بين التغيُّرات في الإنثالبي ذات مغزًى إلَّا إذا أُجرِيَ جميع القياسات في الظروف نفسها من درجة الحرارة والضغط. بعبارة أخرى: يلزم توافر مجموعة من الظروف القياسية، يُمكن على أساسها قياس التغيُّرات في الإنثالبي. التغيُّر في الإنثالبي القياسي هو تغيُّر الإنثالبي في الظروف القياسية من الضغط ودرجة الحرارة.

وبالترميز الكيميائي؛ يُشار إلى التغيُّر في الإنثالبي برمز يُسمَّى علامة بليمسول () (يُستخدَم أيضًا رمز الدرجة ())، وتُكتَب في صورة رمز عُلوي بجانب رمز الإنثالبي، :

وقد حدَّد الكيميائيون أن الضغط القياسي للتفاعُلات الكيميائية يجب أن يساوي 1 atm. ويُستخدَم في بعض الأحيان ضغط مقداره 1 bar؛ لأن 1 bar يُكافئ في الأساس 1 atm ().

وقد حدَّد الكيميائيون أيضًا أن درجة الحرارة القياسية يجب أن تساوي 298.15 K ()، إلَّا أنه كان هناك بعض الخلاف حول هذه القيمة؛ حيث رأى بعض الكيميائيين أنه من الأنسب أن تساوي درجة الحرارة ، أو . وقد حُدِّد التركيز القياسي بأنه يساوي مولًا واحدًا لكل لتر (1 mol/L)، وهو ما يُمكن كتابته أيضًا في صورة 1 M.

واتَّفق الكيميائيون أيضًا على أن قِيَم التغيُّر في الإنثالبي القياسي لا يُمكن تحديدها إلَّا عند تَواجُد المتفاعِلات والنواتج في الحالة القياسية. تُعرَف الحالة القياسية بأنها الحالة الفيزيائية للمادة في الظروف القياسية من درجة الحرارة والضغط. الحالة القياسية للماء هي السائلة (l)، والحالة القياسية لثاني أكسيد الكربون هي الغازية (g).

يوضِّح الجدول الآتي الحالة القياسية لبعض العناصر المعروفة.

يُمكن أن تُوجَد بعض العناصر في صورة متآصلات مختلفة؛ ولذلك لجأ العلماء إلى استخدام شكل متآصل واحد باعتباره الحالة الفيزيائية القياسية للعنصر. يُوجَد للفسفور 10 أشكال متآصلة مختلفة على الأقلِّ. وقد حدَّد الكيميائيون أن الحالة القياسية للفسفور هي الفسفور الأبيض الصُّلب، وصيغته الكيميائية .

ومن الضروري في بعض الأحيان تحديد الشكل المتآصل القياسي للعنصر عند كتابة معادلات التغيُّر في الإنثالبي القياسي. يُوجَد للكربون عدَّة أشكال متآصلة مختلفة، وعادةً ما يُحدَّد الشكل المتآصل القياسي للكربون في معادلات التغيُّر في الإنثالبي القياسي. قد يذكر الكيميائيون المصطلح الآتي في المعادلة التي تَصِف التغيُّر في الإنثالبي القياسي للتفاعُل الذي يتضمَّن الكربون النقي:

تُوجَد عدَّة أنواع مختلفة لعمليات التغيُّر في الإنثالبي. أحد أبسط هذه العمليات هو انصهار المادة الصُّلبة وتحوُّلها إلى السائلة. الإنثالبي القياسي للانصهار ()، ويُعرَف أيضًا باسم الحرارة القياسية للانصهار، هو التغيُّر في الإنثالبي عند تحوُّل مول واحد من المادة من الحالة الصُّلبة إلى الحالة السائلة.

يُعَدُّ ذوبان الجليد أحد الأمثلة الأكثر شيوعًا لنظام يتحوَّل من الحالة الصُّلبة إلى الحالة السائلة. الإنثالبي القياسي لانصهار الماء يساوي kJ/mol عند ضغط 1 atm، ودرجة حرارة . ولا يُمكن قياس التغيُّر في الإنثالبي عند ؛ لأن الماء يتحوَّل إلى الحالة السائلة عند . يُمكننا كتابة ذلك كما يأتي:

كما أن التغيُّر في الإنثالبي القياسي يتغيَّر بتغيُّر عدد مولات المادة. على سبيل المثال، الإنثالبي القياسي لانصهار مولين من الماء يُمكن كتابته كما يأتي:

يُمكننا القول إن انصهار الجليد عملية ماصَّة للحرارة؛ لأن التغيُّر في الإنثالبي موجب. جزيئات الماء تَمتصُّ الطاقة أثناء انصهارها وتحوُّلها من الحالة الصُّلبة إلى الحالة السائلة.

ويَصِف الإنثالبي القياسي للتصلُّب () عملية التحوُّل الفيزيائي المُعاكِسة. فالإنثالبي القياسي للتصلُّب هو التغيُّر في الإنثالبي عند تحوُّل السائل إلى صُلب.

الإنثالبي القياسي للتصلُّب بالنسبة إلى الماء هو التغيُّر في الإنثالبي عند تجمُّد الماء وتكوُّن الجليد. الإنثالبي القياسي لتصلُّب الماء يساوي سالب الإنثالبي القياسي لانصهار الماء. ومن ثَمَّ، فالإنثالبي القياسي لتصلُّب الماء يساوي kJ/mol عند ضغط 1 atm، ودرجة حرارة :

الإنثالبي القياسي للتبخُّر هو التغيُّر في الإنثالبي عندما يتبخَّر نظام من الذرات ويتحوَّل من الحالة السائلة إلى الحالة الغازية. الإنثالبي القياسي لتبخُّر الماء هو التغيُّر في الإنثالبي عند تحوُّل مول واحد من جزيئات الماء من الحالة السائلة إلى الحالة الغازية.

الإنثالي القياسي لتبخُّر الماء هو التغيُّر في الإنثالبي عند تحوُّل مول واحد من جزيئات الماء من الحالة السائلة إلى الحالة الغازية في الظروف القياسية.

الإنثالبي القياسي للتكثيف هو التغيُّر في الإنثالبي عند تحوُّل نظام من الذرات من الحالة الغازية إلى الحالة السائلة.

وكما هو الحال في الإنثالبي القياسي للانصهار وللتصلُّب، فالإنثالبي القياسي لتكثيف الماء يساوي سالب الإنثالبي القياسي لتبخُّر الماء:

وقد حُدِّدت القِيَم عند درجة حرارة ؛ لأن الماء تتغيَّر حالته من السائلة إلى الغازية عند .

يُفضَّل في بعض الأحيان وصْف عمليات التغيُّر في الإنثالبي باستخدام بعض المخطَّطات التوضيحية البسيطة. يوضِّح المخطَّط الآتي كيف تتغيَّر درجة حرارة النظام عند تعرُّضه لمصدر حراري مثل لهب مفتوح.

تمثِّل الخطوط الأفقية الزمن الذي تتغيَّر عنده الحالة الفيزيائية للنظام، وتمثِّل الخطوط المائلة الزمن الذي تزيد عنده درجة حرارة النظام. الانصهار يمثِّله الخط الأفقي الذي يمتدُّ من النقطة (A) إلى النقطة (B)، أمَّا التبخُّر فيمثِّله الخط الأفقي الذي يمتدُّ من النقطة (C) إلى النقطة (D).

إنثالبي الانصهار هو التغيُّر في الإنثالبي بين الزمنين ، . إنثالبي التبخُّر هو التغيُّر في الإنثالبي الذي يَحدُث بين الزمنين ، . لا تزداد الحرارة بين الأزمنة ، ، والأزمنة ، ؛ لأن كلَّ الطاقة الحرارية المُضافة تُستهلَك في التغلُّب على التداخلات بين الجزيئية المسئولة عن تماسُك الحالة الصُّلبة أو السائلة للمادة.

وبالمثل يَحدُث إنثالبي التكثيف بين ، وإنثالبي التصلُّب بين ، .

ثَمَّة تغيُّر فيزيائي آخَر يُمكن تحديد التغيُّر في الإنثالبي له، وهو الإنثالبي القياسي للذوبان، .

الإنثالبي القياسي للذوبان هو التغيُّر في الإنثالبي عند ذوبان مول واحد من المادة لتكوين محلول لا نهائي التخفيف. المحلول اللانهائي التخفيف تركيبٌ نظريٌّ لا يُمكن وجوده، ويُضطَرُّ العلماء إلى استخدام حجمٍ هائل من الماء باعتباره بديلًا مقبولًا لحجم لا نهائي من الماء.

تَصِف المعادلة الآتية إنثالبي ذوبان كلوريد الصوديوم في الماء عند درجة حرارة :

ومن الواضح أن الإنثالبي القياسي للذوبان تفاعُل ماصٌّ للحرارة؛ لأن له قيمة موجبة ( kJ/mol). وتحتاج الذرات امتصاص طاقة لحدوث التفاعُل؛ لأن إنثالبي النواتج أكبر من إنثالبي المتفاعِلات.

ومع ذلك، فالإنثالبي القياسي لذوبان هيدروكسيد الصوديوم في الماء عند درجة حرارة يساوي:

القيمة السالبة للإنثالبي القياسي لذوبان هيدروكسيد الصوديوم تُشير بوضوح إلى أن هذه العملية طاردة للحرارة.

ويُمكن أن تكون قيمة الإنثالبي القياسي للذوبان سالبة أو موجبة؛ لذا فذوبان المادة عملية طاردة للحرارة بالنسبة إلى بعض المواد وماصَّة للحرارة بالنسبة إلى موادَّ أخرى.

ويُمكن تقسيم العملية الكلية للذوبان إلى ثلاث مراحل منفصلة، يختلف التغيُّر في الإنثالبي في كلٍّ منها عن الأخرى. ويُمكن تحديد التغيُّر في إنثالبي الذوبان عن طريق جمع التغيُّرات في الإنثالبي لهذه المراحل الثلاث:

تتضمَّن المرحلة الأولى () فصْل جزيئات المُذيب بعضها عن بعض، كما هو موضَّح في الشكل الآتي. ولأن هذا الفصْل يتطلَّب طاقة، فهذا يعني أن عملية ماصَّة للحرارة؛ ومن ثَمَّ، فلها إنثالبي موجب.

تتضمَّن المرحلة الثانية () فصْل جزيئات المُذاب بعضها عن بعض، كما هو موضَّح في الشكل الآتي. في هذا المثال، يجب تقسيم الشبكة البلورية إلى أيونات. ولأن هذا الفصْل يتطلَّب طاقة، فهذا يعني أن عملية ماصَّة للحرارة؛ ومن ثَمَّ، فلها إنثالبي موجب.

في المرحلة الثالثة والأخيرة ()، تتجمَّع أيونات المُذاب وجزيئات المُذيب معًا لتكوِّن روابط فيما بينها. تُعرَف هذه العملية أيضًا باسم عملية الإماهة، إذا كان المُذيب ماءً. هذه العملية الموضَّحة في الشكل الآتي طاردةٌ للحرارة، وهو ما يعني أن له قيمة سالبة.

ومن ثَمَّ، فالإنثالبي القياسي للذوبان يعتمد على قيمة الإنثالبي لكلِّ مرحلة من هذه المراحل. وبما أن ، عمليتان ماصَّتان للحرارة، و عملية طاردةٌ للحرارة، إذن:

قد تبدو عمليتا ذوبان ملحين متشابهتين، لكنهما قد تختلفان إلى حدٍّ كبير من حيث عمليات كسر الروابط والتداخلات بين الجزيئية بين المُذيب والمُذاب. ونتيجة لذلك، قد تبدو عمليتا ذوبان متشابهتين، لكنهما قد يختلفان من حيث قيمتا الإنثالبي القياسي للذوبان لكلٍّ منهما. فيما يأتي التغيُّرات في الطاقة لعمليتَيْ ذوبان إحداهما ماصَّة للحرارة، والأخرى طاردةٌ للحرارة.

وعادةً لا يُوجَد اختلاف ملحوظ بين نظام المُذيب اللانهائي الحجم وذي الحجم الهائل. وقِيَم إنثالبي الذوبان التي عُيِّنتْ معمليًّا تُحاكِي عادةً قيمة إنثالبي الذوبان التي يُمكن أن تُحسَب لمحلول لا نهائي التخفيف.

في بعض الأحيان، يُوجَد اختلاف كبير بين التغيُّر في الإنثالبي المُصاحِب للذوبان في حالة التخفيف اللانهائي وتجارب الذوبان الفعلية التي تُجرَى معمليًّا. ويُمكن استخدام الإنثالبي القياسي للتخفيف لفهْم الفرق بين تجارب الذوبان العملية التي تُجرَى في المعامل، وعمليات الذوبان التي تَحدُث في الأنظمة التي بها حجم لا نهائي من المُذيب.

هيَّا نفكِّر في ذوبان جزيئات كلوريد الهيدروجين في الماء. قد يحدث تغيُّر في الإنثالبي مقداره kJ، إذا أُذِيب مول من جزيئات كلوريد الهيدروجين لتكوين محلول لا نهائي التخفيف. لكن بعض العلماء حدَّدوا أن التغيُّر في الإنثالبي لمول واحد من جزيئات كلوريد الهيدروجين يساوي kJ فقط في الظروف القياسية من درجة الحرارة والضغط.

ومن الواضح أن طاقة الذوبان تختلف كثيرًا في الحالات التي تُجرَى فيها عملية ذوبان جزيئات كلوريد الهيدروجين معمليًّا عنها في الحالات التي تتضمَّن ذوبان جزيئات كلوريد الهيدروجين لتكوين محلول لا نهائي التخفيف. وهذه الطاقة الكيميائية التي تبدو أنها غير محسوبة تنبعِث حال تخفيف المحلول المائي الفعلي لكلوريد الهيدروجين مرَّة أخرى لتكوين محلول لا نهائي التخفيف.

ويُمكننا القول إن زيادة درجة تخفيف المحلول تؤدِّي إلى زيادة انفصال أيونات المُذاب بعضها عن بعض. وبما أن فصْل أيونات المُذاب عملية ماصَّة للحرارة، فإنه يلزمها مزيد من الطاقة. ولكن كلما زادت درجة تخفيف المحلول، استطاعت أيونات المُذاب تكوين روابط مع عدد أكبر من جزيئات المُذيب. وهذه العملية طاردةٌ للحرارة، وهو ما يعني أنه كلما زادت درجة تخفيف المحلول، زادت كمية الطاقة المنبعثة. ومن ثَمَّ، فإن إنثالبي التخفيف هو التوازن بين مجموع الطاقة اللازمة لفصْل أيونات المُذاب والطاقة المنبعِثة نتيجة لتكوُّن روابط بين جزيئات المُذاب والمُذيب.

يُمكن توضيح ذلك أيضًا بتخفيف هيدروكسيد الصوديوم في الماء:

بعد ذلك، يُمكننا التفكير في التغيُّرات في الإنثالبي المُصاحِبة للتفاعُلات الكيميائية. وتحديدًا، سنتناول الإنثالبي القياسي للاحتراق والإنثالبي القياسي للتكوين.

الإنثالبي القياسي للاحتراق هو التغيُّر في الإنثالبي عندما يحترق نظام مُكوَّن من ذرات احتراقًا كاملًا في وجود الأكسجين لتكوين نواتج كيميائية.

تُستخدَم قِيَم الإنثالبي القياسي للاحتراق للمقارنة بين كمية الطاقة التي يُمكن الحصول عليها من الأنواع المختلفة من الوقود القابل للاحتراق. توضِّح المعادلة الآتية الإنثالبي القياسي لاحتراق الإيثان:

تتضمَّن أمثلة أخرى الإنثالبي القياسي لاحتراق البروبان، المُستخدَم وقودًا عادة:

والإنثالبي القياسي لاحتراق الجلوكوز توضِّحه المعادلة الآتية:

يجب أن يُقاس التغيُّر في إنثالبي الاحتراق عندما تكون جميع المتفاعِلات في حالاتها القياسية. وهذا من الصعب للغاية تحقيقه في بعض الأحيان، ومن الأسهل تسجيل التغيُّر في الإنثالبي عندما تُوجَد بعض المتفاعِلات في الحالة الغازية، على الرغم من أنها يجب أن تُوجَد في الحالة السائلة. ويُعايَر الإنثالبي القياسي للاحتراق بحيث يُنتبَه إلى الجزيئات المتفاعِلة التي لا تُوجَد في حالتها القياسية. ويتحقَّق ذلك عن طريق حساب أيِّ كمية من الطاقة كانت مطلوبة لتحويل المتفاعِلات إلى حالتها القياسية.

الإنثالبي القياسي الأخير الذي سنَصِفه هو الإنثالبي القياسي للتكوين، ، ويُشار إليه في بعض الأحيان اختصارًا بالرمز .

يَصِف الإنثالبي القياسي للتكوين التغيُّر في الإنثالبي عند تكوُّن مول واحد من المادة من عناصرها في الظروف القياسية.

يجب أن يساوي الإنثالبي القياسي للتكوين صفرًا لأيِّ عنصر في حالته القياسية؛ لأنه لا تلزم أيُّ طاقة لتحويل العنصر إلى نفسه. وتلزم طاقة لتحوُّل العناصر إلى مركَّبات كيميائية، وهذا يفسِّر لماذا لا يساوي الإنثالبي القياسي للتكوين صفرًا لجميع المركَّبات الكيميائية تقريبًا.

وكلما زادت سالبية الإنثالبي القياسي للتكوين لمادة ما، زاد استقرار هذه المادة. وتَصِف المعادلة الآتية الإنثالبي القياسي لتكوين كلوريد الباريوم:

يُوجَد عنصر الباريوم وعنصر الكلور في حالتهما القياسية، وكلوريد الباريوم الناتج أيضًا في حالته القياسية. التفاعُل طاردٌ للحرارة؛ لأن الطاقة تنبعث من النظام إلى الوَسَط المحيط. يُمكن إعادة صياغة هذه العبارة للقول: إن إنثالبي النواتج أقلُّ من إنثالبي المتفاعِلات.

ولا بدَّ أن يكون كلوريد الباريوم الناتج أكثر استقرارًا من المتفاعِلَيْن الباريوم والكلور؛ لأن قيمة الإنثالبي له أقلُّ. ويجب عدم الوقوع في الخطأ الجسيم الذي يفترض أن جميع قِيَم الإنثالبي القياسي للتكوين طاردة للحرارة؛ لأننا ناقشنا بالفعل كيف تختلف قِيَم التغيُّر في الإنثالبي من نظام إلى آخَر.

يُمكن استخدام قِيَم الإنثالبي القياسي للتكوين لتحديد التغيُّر في الإنثالبي لتفاعُل كيميائي.

أثناء التفاعُل الكيميائي، تتحوَّل المتفاعِلات إلى نواتج، وهذا ما توضِّحه المعادلة المبسَّطة الآتية:

يُمكن حساب التغيُّر في الإنثالبي لهذا التفاعُل باعتباره الفرق بين الإنثالبي القياسي لتكوين المتفاعِلات والإنثالبي القياسي لتكوين النواتج. والمعادلة الآتية تَصِف هذه العبارة:

يُمكن استخدام هذه المعادلة لتحديد إنثالبي التفاعُل لعملية كيميائية. والجدول الآتي يوضِّح إنثالبي التكوين لبعض جزيئات المتفاعِلات والنواتج.

يُمكن استخدام القِيَم الموضَّحة في الجدول لتحديد إنثالبي التفاعُل لاحتراق البروبان:

سنحدِّد إنثالبي التفاعُل عن طريق كتابة الإنثالبي القياسي لمعادلة التفاعل أولًا:

بعد ذلك، سنعوِّض بالأعداد المذكورة في الجدول في هذه المعادلة الرياضية:

التغيُّر في الإنثالبي لتفاعُل البروبان يساوي kJ/mol.

هيَّا نلخِّص كيف نَصِف الأنواع المختلفة من التغيُّر في الإنثالبي القياسي ونعرِّفها.