موسوعة الكيمياء الفيزيائيه والفيزياء الكيميائيه

موسوعة الكيمياء الفيزيائيه والفيزياء الكيميائيه

او Encyclopedia of chemical physics and physical chemistry

وهي مفيده جدا لكل كيميائي وفيزيائي

وهي عباره عن ملف pdf مساحته 68,4 ميجابيت

وتم اصدارها 15 اكتوبر 2001

وهي تحتوي ايضا على

mechanics electricity and magnetism, differential equations, simple matrix algebra, chemical nomenclature and the basics of chemical spectroscopy

وهي تحتوي علي عدة تجارب حديثه جدا

ويمكن للطالب والمتخرج الاستفاده منها في نواحي نظريه وعمليه كثيره والموسوعه 3076 صفحه

بسم الله الرحمن الرحيم
ماذا نعني بالموادفائقة التوصيل؟وبماذا تختلف عن المواد العادية؟
السلوك الكهربائي للمواد فائقة التوصيل(عدم المقاومة للتيار) والمغناطيسي (رفض المجال المغناطيسي) -وهما السمتان البارزتان لها- جعلا منها مواد ذات تطبيقات غير محصورة .فمن المعلوم أن مقاومة التيار الكهربائي في جميع المواد العادية هي السبب في ضياع وفقد الكثير من الطاقة الكهربائية وهي السبب أيضا" في عطل كثير من الأجهزة الكهربائية,وارتفاع درجة حرارتها.
فمقاومة المواد الفئقة التوصيل للتيار الكهربائي تصل للصفر,ولا تستطيع المجالات المغناطيسية إلى جسم الموصل الفائق,مما يبشر بتطبيقات كثيرة في النواحي العسكرية والصحية والمواصلات.
تاريخ الموصلات الفائقة:
في عام 1908م نجح العالم الهولندي الشهير (هيك كامرلين أونيس)
في ضغط ثم إسالة غاز الهيليوم الذي يتحول من الحالة الغازية إلى السائلة عند درجة 4.2 كلفن ,وبعدها بثلاث سنوات وأثناء دراساته على المقاومة النوعية لبعض العناصر ,لاحظ إنعدام المقاومة للزئبق النقي عندما تقترب درجة حرارته من الصفر المطلق,وقد استحق جائزة نوبل في الفيزياء بسبب هذين الإكتشافين.وسميت الدرجة التي تفقد عندها المادة مقاومتها وتتحول إلى موصل فائق بدرجة الحرارة الحرجة.
وحصلت بعد ذلك قفزة متميزة عندما كل من (جورج بندورز)و(كارل ميولار)في عام 1986 بنشر تقرير حول نجاحمهما في تحضير مركب سيراميكي
هو(La-Ba-Cu-O) تبلغ درجة تحوله 30 كلفن. وتوالت الإكتشافات إلى أن جاء عام 1993م عندما أضيف مركب الزئبق(Hg-Ca-Cu-O)الذي يتحول عند 135درجة كلفن.
مزايا الموصلات الفائقة
*سهلة التحضير.
*رخيصة الثمن نسبيا"
*تتحول فوق درجةغليان النيتروجين وهو رخيص الثمن وسهل الحمل والنقل والحفظ.
*الفرق بين درجات تحولها ودرجة الوسيط المبرد(النيتروجين)كبير مما يجعلها أكثر إستقرارا".
*يسهل تشكيلها بأشكال مختلفة مثل الرقائق والأفلام أو المواد المكدسة.
نظرية الموصلات الفائقة
في عام 1957م ظهرت نظرية باردين- كوبر-شريفر وهم العلماء الذين قالو بهذه النظرية,فمن المعلوم أن نقل التيار الكهربائي في الموصلات يتم بواسطة الإلكتروناتالحرة.وأن سبب المقاومة الكهربائية ناجم عن تصادم تلك الإلكترونات مع إلكترونات أخرى ومع الأيونات والذرات التي عادة ما تخرج عن النظام الدوري الشبكي للمادة.وقد فسّرت النظرية إنعدام المقاومة الكهربائية في الموصلات الفائقة التوصيل كالتالي:
حيث أن الشبكية(Lattice)المشكلة للموصل تعتمد في إهتزازها الدائم على كتلة الذرات المكونة لها,فإن التغير في كتل الذرات (إختلاف النظير)يعني بالضرورة تغيرا" في إهتزازات الشبيكة ,أي أن اهتزازات الشبيكة يؤدي إلى إختلاف كتل الذرات , وبالتالي لايحدث تنافر بين الإلكترونات بل على العكس يحدث تجاذب للنظير المستخدم,ويرجع السبب في ذلك إلى مايعرف بأثر النظائر.
وقد قامت هذه النظرية على فكرة أزواج كوبر الإلكترونية,فعندما يمر الإلكترون الأول بين الأيونات الموجبة فإنه,ولزمن قصير جدا",يؤدي إلى زيادة تركيز الشحنة الموجبة لحظيا" في المنطقة التي بدورها تجذب إلكترونا" آخر إليها,وبهذه الطريقة يظل الإلكترون الثاني مرتبطا"
بصورة دائمة مع الأولبحيث يكونان زوجا".
ظاهرة جوزيف صن
كان جوزيف صن طالبا" في مرحلة الدراسات العليا عندما طلب الأستاذ من الطلاب القيام بمشارع بحثية صغيرة.فخرج هذا علينا هذا الطالب بظاهرة وصلات صارت تعرف بإسمه,لقد تنبأ أنه عندما يتم موصلين فائقين بجانب بعضهما بحيث لايفصل بينهما إلا شريحة رقيقة جدا" من مادة عازلة فإن بعض الأزواج الإلكترونية تستطيع التملص(Tunneling)
من خلال تلك الشريحة غير الموصلة,وقد تم تأكيد توقعاته بعد فترة وجيزة من خلال التجربة.(صار بعد ذلك من أشهر العلماء وفاز بالمشاركة بجائزة نوبل للفيزياء لعام 1973م).
وبالطبع يمكن الإستفادة من هذه الظاهرة الكمية في عمل كثير من الدوائر الإلكترونية السريعة جدا" كما في الحاسبات الآلية,وكذلك في صنع كواشف للمجالات المغناطيسيةالمتناهية الصغر.
تطبيقات المواد فائقة التوصيل
للمواد فائقة التوصيل العديد من التطبيقات من أهمها.....
**المواصلات:
تستخدم المواد فائقة التوصيل في القطارات الطافية وذلك بالإستفادة من ظاهرة الطفو المغناطيسي أو التعليق.فإذا توفرت قطارات معلقة في الهواء وبالتالي سيرها بدون إحتكاك يعطي توفيرا"هائلا" في الطاقة منجهة ويوفر سرعات كبيرة إلى جانب التخلص من الضوضاء.
**التطبيقات العسكرية:
تستخدم في صنع الرادارات , وكذلك استخدام كاشف السْكويد للكشف
عن أدق الأعطال المتمثلة في الشقوق والشروخ في داخل أجسام الطائرات العسكرية والمدنية ,ولو كانت متوغلة في عمق يزيد كثيرا" عن عشرة سنتيمترات,وذلك بواسطة الإختبارات غير المتلفة.
وهناك الكثير من التطبيقات الأخرى لا يتسع المجال هنا لذكرها
وبالنسبة للتطبيقات المواد فائقة التوصيل ...
فى مجال الالكترونيات لما تمتاز به من قدرة عالية فى فتح و إغلاق الدائرة الكهربية لتمرير التيار ومنعه، وهذا يشكل العنصر أساسى فى بنية الكمبيوتر والبحث جارى الأن لإدخال هذه المواد فى صناعة السوبركمبيوتر، وإذا ما توصل إلى ذلك فإن هذا سوف يؤدى إلى تطور كبير فى مجال الكمبيوتر.


وفى مجال الطب فقد تم صناعة أجهزة ذات حساسية عالية جدا للمجالات المغناطيسية المنخفضة الشدة، وتستخدم الأن كبديل للمواد المشعة المستخدمة فى تشخيص الأمراض التى قد تصيب الدماغ، حيث يتم الكشف عن التغير فى المجال المغناطيسى المنبعث من الدماغ والتى تبلغ شدته 10-13 تسلا، وهذا مقدار صغير جداً لكن تلك الأجهزة قادرة على قياسه، كذلك يمكن بدقة تحديد مصدر الأشارات العصبية الصادرة من الدماغ وأيضا يمكن أن تستخدم فى البحث عن المعادن الدفينة فى باطن الأرض وعن مصادر المياه والنفط لأنها تحدث تغيراً طفيفاً فى المجال المغناطيسى للأرض وهذا التغير يمكن التقاطه بواسطة هذه الأجهزة.

__________________[center]

*الديناميكا الحرارية الكيميائية
Chemical ThermoDynamics
من الطبيعي أن نتساءل خلال دراستنا للكيمياء عن سبب حدوث بعض التفاعلات وامتناع بعضها الآخر عن ذلك .
وبالتأكيد فإنه سيكون أمراً حسناً ، لو أننا نستطيع التنبؤ مسبقاً عما سيحدث عند خلط بعض المواد الكيميائية مع بعضها .
عندئذ نستطيع أن نجلس في المنزل ونعمل على حل المشكلات الكيميائية بدلاً من الذهاب إلى المختبر ولكن لسوء الحظ ( أو بالأحرى لحسن الحظ ، ويعتمد ذلك عند مدى حبك للعمل في المختبر ) فإن الكيمياء لم تتطور بعد إلى تلك الدرجة ، ولكننا نعلم الآن ما هي الأشياء التي تتحكم في نتيجة تفاعل ما .

هناك عاملان يحددان فيما إذا كنا سنشاهد تفاعلاً معيناً أم لا في المختبر أو في أي مكان آخر . والديناميكا الحرارية هي التي تحدد ما إذا كان التغير ممكناً ، وهل سيحدث التفاعل بنفسه ، بدون مساعدة خارجية ؟ كم أنها هي تحدد أيضاً موقع الاتزان عندما يتوقف تركيب خليط التفاعل عن التغير . ومن ناحية أخرى فإن علم الحركة الكيميائية ، يتعلق بالسرعة التي تحدث بها التغيرات الكيميائية .

فكلا هذين العاملين ، التلقائية والسرعة ، يجب أن يكونا في صالحنا إذا أردنا أن نرى تكون نواتج من تغير كيميائي . فعلى سبيل المثال ، تتنبأ الديناميكا الحرارية أن الأكسجين والهيدروجين يجب أن يتفاعلا في درجة حرارة الغرفة ليكونا الماء ولكن خليطاً من H2 و O2 يبقى مستقراً إلى أمد غير محدود عملياً ( بشرط أن لا يقوم أحدهم بشعل عود ثقاب ) وذلك لأن الأكسجين والهيدروجين يتفاعلان بمعدل بطيء جداً عند درجة حرارة الغرفة ، لدرجة أنه بالرغم من أن تفاعلهما لإنتاج الماء تلقائي ، إلا أن التفاعل قد يحتاج إلى الأبد حتى يكتمل .
تهتم الديناميكا الحرارية Thermodynamic أساساً بتغيرات الطاقة التي تصاحب العمليات الفيزيائية والكيميائية . ونشأ هذا العلم دون معرفة عميقة بتركيب المادة ،وفي الحقيقة فإن ذلك يعتبر من أقوى نقاطها .
كما يمكننا تعريف الديناميكا الحرارية الكيميائية بأنها فرع من علم الكيمياء يهتم بالعلاقة بين الحرارة والشغل وصور أخرى من الطاقة المتعلقة بحالة الاتزان في التفاعلات الكيميائية وكذلك في تغير الأطوار .
وتعتبر الكيمياء الحرارية أحد فروع الديناميكا الحرارية الكيميائية وينصب الاهتمام فيها على قياس وتفسير التغيرات الحرارية التي تصاحب التفاعلات الكيميائية وتغيرات الأطوار وتكون المحاليل .


*مفهوم دالة الحالة State Function : ـ
هي الدالة الثرموديناميكية التي لا تتعلق قيمتها بالطريق الذي يسلكه النظام عند الانتقال من حالة ابتدائية ( أولى ) إلى حالة نهائية ( ثنائية ) ونذكر منها : ـ
∆F , ∆G , ∆S , ∆E , ∆H
ولا تعد W , q دوال حالة لأن قيمتها تتعلق بالطرق الذي يسلكه النظام في تحول ما.
وبما أن الدوال السابقة تمثل تغيرات فإنه ليس من المهم قياس قيمتها المطلقة وزلا يهم معرفة قيمتها ولا يمكن قياسها ولكن قياس التغير يفي بالغرض .
وسنقوم في هذا البحث بدراسة كل من "∆G , ∆S , ∆H " بشيء من الإسهاب .
*دالة المحتوى الحراري ( دالة الأنثالبي ) : ـ
يعرف الفرق بين مستوى طاقة وضع المواد المتفاعلة وطاقة وضع المواد الناتجة بحرارة التفاعل الكيميائي ( التغير في الأنثالبي ) ويرمز له بالرمز ∆Hوقد تم الإتفاق على حساب حرارة التفاعل الكيميائي بطرح أنثالبي المواد المتفاعلة من أنثالبي المواد الناتجة وعلية فعندما تكون قيمة حرارة التفاعل موجبة يكون التفاعل ماص للحرارة أما القيمة السالبة فتعني أن التفاعل طارد للحرارة .
∆H = H ( products ) - H ( reactants )
سندرس من خلال بحثنا هذا حالتين هما : ـ
1 ـ في حالة حجم النظام ثابت .
2 ـ عندما يضل الضغط على النظام ثابتاً . أي الذي يحدث عندما تجرى التفاعلات أو العمليات الأخرى في أوعية مفتوحة أي معرضة للهواء الجوي .
أولاً : ـ في حالة عملية تحت حجم ثابت : ـ
عندما تتم العملية تحت حجم ثابت فإن التمثيل النموذجي للوسط الحراري والميكانيكي المحيط بالنظام يمكن استخدامه بدون أي تعقيدات . ويمكن كتابة :ـ
W ∆E = q +
من المعلوم أيضاً أن عندما تتم العملية تحت حجم ثابت فإنه لا يحدث شغـــــــــل ( ضغط – حجم ) ( PV ) لذلك فقط لا بد من وجود نوع آخر من الشغل ، كشغل كهربائي للتعبير عن حد الشغل الديناميكي الحراري في المعادلة . وكما هي العادة في كثير من الحالات إذا لم يبذل مثل هذا الشغل فإن : ـ
W = 0
ولمثل هذه العمليات التي تجرى تحت حجم ـ ثابت نحصل على هذه النتيجة والتي هي ملائمة بشكل خاص للدراسات الكالوريمترية أو السعرية .
[ الحجم ثابت ، الشغل ناشئ من ( PV ) فقط ]
q= ∆E
حيث q كمية الحرارة الممتصة بواسطة النظام .
أما العمليات التي تحدث تحت ضغط ثابت تختلف من هذه الناحية فهناك تغير في حجم النظام ، ولذلك يوجد شغل مبذول ، أما على أو بواسطة الوسط المحيط .
وبصفة خاصة إذا زاد حجم النظام بمقدار (∆V ) تحت ضغط خارجي ثابت مقداره ( P ) فإن قدراً من الطاقة ( P∆V ) هي الطاقة المكتسبة بواسطة الخزان الميكانيكي وهي كذلك الطاقة المفقودة بواسطة النظام . وهنا أيضاً في كثير من الشغل المبذول ولذلك فإنه في حالة العمليات تحت ضغط ثابت يكون لدينا :
∆E = q - P∆V
ويمكننا أن نواصل البحث باستخدام المعادلة السابقة ولكنه في الواقع غير مناسبة الاستخدام في حالة التفاعلات الحادثة في أوعية مفتوحة للهواء الجوي ، وأن تشمل هذا الحد ( PdV ) جنباً إلى جنب مع الحد الكالوريمتري (q) كما أنه من الملائم جدا أن نعلم أن كلا من (∆E ،∆V ) هي تغيرات حادثة في النظام وأن نعيد ترتيب حدود المعادلة لتقرأ : ـ
∆V = q ∆E + P
ويمكن اعتبار مثل هذا التجميع (∆E ) و (∆V ) الحادث هنا كجزء من المعالجة الديناميكية الحرارية وذلك بإدخال كمية جديدة وهي المحتوى الحراري أو الأنثالبـي enthalpy or heat content ) " H ") والذي يعرف بالعلاقة : ـ
H = E + PV
وفي أي عملية فإن التغير في (H) سوف يكون : ـ
V) H =∆ E + ∆(P ∆
وفي أي عملية تحت ضغط – ثابت فإن : ـ
∆E + P∆ V ∆H =
وباستخدام المعادلة q )= P∆V + ∆E ) فإن : ـ
[ الضغط الثابت ، الشغل الناشئ من ( PV ) فقط ]
= q ∆H
وهكذا ، في حالة العمليات تحت الضغط – الثابت تعطي القياسات الكالوريمترية التي تقيس التغير في طاقة الخزان الحراري ، مباشرة قيمة (∆H ) والتي تمثل التغير في قيمة ( ( H = E + PVللنظام .
ومن الملائم ، وبصفة عامة أن نتعامل مع ( E ) في حالة العمليات تحت الحجم – الثابت بينما نتعامل مع (H = E + PV ) في حالة العمليات تحت الضغط – الثابت ، وبالطبع لأي عملية من النوعين يمكن أن نحسب ونتعامل مع إحدى الكميتين أو كلتيهما (∆E and ∆H ) .
ويعتبر المحتوى الحراري ( الأنثالبي ) كالطاقة الداخلية ، دالة حالة ، أي أنه لأي حالة معلومة النظام يكون الأنثالبي قيمة محددة . يتبع هذا مباشرة من تعريف ( H ) حيث أنها حاصل جمع دالتي حالة ( PV ) and ( E ) .

إنثالبيات التكوين القياسية ∆Hf° : ـ

تعتبر إنثالبية المادة من الخواص الهامة لأنها دالة لحالة المركب الكيميائي وتعتمد قيمتها على شكل المادة قبل بدء التفاعل وعند انتهائه ولكنها لا تعتمد على الطريق الذي تسلكه المادة للوصول إلى نواتج التفاعل النهائية . وبالنظر إلى تفاعل تكوين ثالث أكسيد الكبريت نجد أن المحتوى الحراري لمول في الحالة القياسية يقل عن المحتوى الحراري للكبريت والأكسجين بقدر يبلغ 395.7 KJ .
S (s) + O2(g) SO2(g) ∆Hr°= - 296.83 KJ
O2(g) SO3(g) ∆Hr° = - 98.9 KJ SO2(g) +
وحينما يراد تحضير ثالث أكسيد الكبريت في خطوة واحدة فإن الحرارة المنطلقة تكون مجموع كميتي الحرارة في المعادلتين السابقتين : ـ
O2(g) SO3(g) ∆Hr° = -395.73 KJ S(s) + 1
ويعتبر التغير الإنثالبي (الحراري ) ثابتاً رغم تعدد طرق تحضير ثالث أكسيد الكبريت .
أما الإنثالبية المطلقة للمواد فهي غير معروفة ولكن يمكن تقدير الانثالبيات النسبية باختيار حالة يرجع إليها لمقارنة الانثالبية ومن ثم قياس التغير الانثالبي للتفاعلات المختلفة . وتستخدم حالة العنصر القياسية عند درجة حرارة 25C° أساساً عاماً لهذه المقارنة إذ تعتبر قيمة إنثالبية تكون العنصر في هذه الحالة صفراً (1) .
إن قياس التغير في الأنثالية عندما تتحول المواد المتفاعلة إلى مواد ناتجة هو الهدف من دراسة الكيمياء الحرارية . وإذا كانت المواد المتفاعلة عناصر كما هو الحال في التفاعل السابق فإن الحرارة المنطلقة من التفاعل وحرارة تكون المركب الناتج يمثلان شيئاً واحداً ∆Hr° = ∆Hf° .
العلاقة التي تربط ∆Hf° للميثان بالانثالبيات القياسية لعناصره الأصلية ( وقيمتها صفراً ) وكذلك الانثالبيات القياسية لتكون ثاني أكسيد الكربون والماء .

الحرارية . وإذا آانت المواد المتفاعلة عناصر آما هو الحال في التفاعل السابق فإن الحرارة المنطلقة من
ΔHr° = ΔHf° . التفاعل وحرارة تكون المرآب الناتج يمثلان شيئاً واحداً
للميثان بالانثالبيات القياسية لعناصره الأصلية ) وقيمتها صفراً ΔHf° الشكل التالي يوضح العلاقة التي تربط
) وآذلك الانثالبيات القياسية لتكون ثاني أآسيد الكربون والماء.
يتضح من الجدول المدرج في نهاية البحث ص .... أن انثالبية تكون المرآبات من عناصرها يمكن أن تكون
طاردة للحرارة أو ماصة لها . ويطلق هذا الاسم على المرآبات نفسها فتسمى مرآبات طاردة للحرارة حيث
سالبة أما الأخرى فماصة لها . وغالباً ما نجد أن المرآبات الماصة للحرارة أقل ثباتاً من المرآبات ΔHr°
مثالاً لعدم الثبات وذلك لقابليته للانفجار بعنف عند التسخين HN الطاردة للحرارة فنجد نتريد الهيدروجين 3
لكل معدل آما نجد أيضاً أن غاز KJ ليعطي نيتروجين وهيدروجين مع انطلاق آمية من الحرارة تبلغ 294
قابل للانفجار في درجات الحرارة العادية ويباع تجارياً في جرات آوقود غازي ذو آفاءة C2H الأستيلين 2
احتراق عالية لأنه يعطي آمية حرارة تزيد عما يعطيه مرآب طارد للحرارة.
آما يلاحظ من الجدول أيضاً أن تكون المرآبات الأيونية يصاحبه انطلاق آمية من الحرارة تزيد عما تطلقه
أما الملاحظة الثالثة فتخص حالة المرآب الطبيعية لأنها HF ) . المرآبات التساهمية عند تكونها ( باستثناء
تؤثر على الانثالبية المرافقة لتكونه . ويمكن النظر إلى حالة الماء آمثال حيث وجدنا الفرق في انثالبية تكونه
بين حالتي البخار ةالسائل بلغ 44.10 لكل مول . وعموماً نجد أن تحول غاز إلى سائل يصاحبه فقدان انثالبية
أو انطلاق حرارة تتكافئ مع حرارة التبخر وهذا يعني أن الانثالبية المطلقة لسائل أقل دائماً من الانثالبية
المطلقة لغاز.
حساب انثالبية التكون القياسية من انثالبيات التفاعل القياسية :
يمكننا تعريف إنثالبية تكوين الميثان القياسية بالتعبير التالي :
ΔHr° = ΔHf° = -74.81KJ
ومع ذلك لا يمكن أن يتم هذا التفاعل في الوقت الحاضر تحت أي أحوال مختبرية معلومة . وتم الحصول على
بإضافة معادلات آيميائية حرارية معلومة على ضوء قانون هيس وتكون المعادلة الآتية KJ القيمة – 74.81
:
) ΣΔH°f = ΔH°r مواد ناتجة ) ΣΔH°r – ( )مواد متفاعلة
المعينة تجريبيا وحساب ΔH°r لمرآب من ΔH°f تعبير رياضي مناسب لقانون هيس وربما تستعمل لحساب
حرارات تكون آل المشارآات الأخرة في التفاعل . ولقد حددت حرارة تكون معظم الهيدروآربونات والمشتقات
الأآسجينية للهيدروآربونات ) مثال ذلك آحولات وإيترات ) بهذه الطريقة.
مثال :
) ΔH°r= - في جو من الأآسجين . وتبلغ انثالبية التفاعل ( حرارة التفاعل C8H18(l) يحترق الأوآتان
ΔH°f . 5470.68 احسب حرارة التكون للمرآب KJ .
الحل :
X 0 8(-393.52) 9(-285.83)
-547.68 = ΔH°r
-547.68 = (-3148.16) + (-2572.47)-( X + 0)
X = (-3148.16)+(-2572.47)+ 5470.68
X = -249.95KJ = ΔH°f , C8H18(l)
تشير إلى تحول المواد المتفاعلة إلى ماد ناتجة وجميعها في ΔH°r من الملاحظ من المثال السابق أن قيم
تحرق ΔH°r الحالة القياسية . إلا أن ما يحدث خلال التجربة قد يكون مختلفاً تماماً . فأثناء تجربة لقياس
المرآبات العضوية في مسعر حيث يكون الحجم ثابتاً ولكن الضغط آبيراً نتيجة تصاعد غازات من التفاعل مما
يجعل المواد بعيدة عن الحالة القياسية.
عند حجم ثابت فإنه من الممكن حساب هذه ΔH°r ) وبالرغم من أن قياس التغير في آمية الحرارة ( أي
25 وهما الشرطان الأساسيان لهذه الحالة القياسية . ويكون C° الكمية تحت ضغط ثابت وعند درجة حرارة
ذلك ممكناً إذا أخذنا في الاعتبار آمية الحرارة اللازمة لتمدد أو لضغط الغاز ، واللازمة أيضاً لتبريد أو
لتسخين المواد ، وآذلك آميات الحرارة المصاحبة لتغير أطوار المادة بصورها المختلفة
)جامد سائل غاز ) . وهناك جداول نرجع إليها آالمدرج في نهاية البحث لإجراء هذه الحسابات وبها قيم
لكثير من المواد وفي ΔHvap والتبخر ΔHfus السعة الحرارية ) أو الحرارة النوعية ) وحرارة الانصهار
ظروف متباينة . ولقد ساعدت تلك الجداول على إعادة حساب التغيرات الحرارية إلى الحالة القياسية ومن ثم
ومن الممكن استخدام نفس الجداول لحساب C° . عند ضغط جوي واحد ودرجة حرارة 25 ΔH°r تعيين
تحت ظروف غير قياسية إذا آانت قيمتها تحت ظروف قياسية معلومة. ΔH°r
*لو تتبعنا ما ذآر بعين دارس متفحص فإننا سنجد أنه من الضروري توضيح قانون هيس ولو بقليل من
الإسهاب وذلك لغرض إيضاحه فلقد ذآر على غرار العناوين الأخرى في عدة مواضع لذا سنقف وقفة يصحبها
نوع من التفصيل لدراسة هذا القانون....
قانون هيس :
يمكن قياس حرارة التفاعل مباشرة باستعمال مسعرات وهي أجهزة يستعان بها في قياس إنثالبيا بعض
التفاعلات الكيميائية داخل المعمل.
لكن العديد من التفاعلات الكيميائية يتعذر قياس حرارتها مرد هذا آون هذا النوع من التفاعلات إما بطيئاً جداً
أو ينتج خليطاً من المواد منها غير المطلوب نتيجة لتفاعلات جانبية ( تفاعلات الكربون مع الهيدروجين مثلاً
) . أو ينتج مواد سامة . قانون هيس يسمح بتعيين حرارة التفاعل بطريقة غير مباشرة ( حسابياً ) . ويمكن
تلخيص القانون على النحو التالي :
عند تحويل المواد المتفاعلة إلى مواد ناتجة يكون التغير في الانثالبيا المصاحب للتفاعل هو نفسه سواء تم
هذا التحول في مرحلة واحدة أو في مراحل متعددة . وهذا يعني أن التغير في أنثالبيا التفاعل لا يعتمد على
الكيفية التي يتم بها التفاعل ولكن على بداية التفاعل ونهايته.
أحد التفاعلات التي لا يمكن القيام بها داخل المعمل تفاعل الكربون مع الأآسجين لإنتاج أول أآسيد الكربون
ويعز ذلك لسببين :
يتفاعل الأآسجين مع الكربون لإنتاج مخلوط من أول أآسيد الكربون وثاني أآسيد الكربون.
سمية أول أآسيد الكربون.
لإيجاد قيمة التغير في الأنثالبيا المصاحب للتفاعل.
) C جرافيت ΔH=? CO(g) + (
يستعان بقانون هيس ومجموعة من التفاعلات المعروفة والتفاعلات هي :
CO2(g) ΔH = -282.0KJ CO (g) + (1)
) C ( جرافيت( 2 + O2(g) CO2(g) ΔH = -393.5KJ(
يجب البحث على طريقة تعالج بها المعطيات للحصول على التفاعل : ΔH لحساب
) C جرافيت CO(g) + (
آمحصلة نهائية الأمر هنا بسيط جداً ، بعكس المعادلة الأولى وجمعها مع المعادلة الثانية نحصل على
المطلوب.
CO2(g) ΔH = -282.0KJ CO (g) + (1)
) C ( جرافيت( 2 + O2(g) CO2(g) ΔH = -393.5KJ(
) C = جرافيت ) C = CO2 (g) + CO (g) + ( جرافيت +CO2(g) CO(g) + +(
ΔH = +282.0 KJ -393.0KJ = - 110.5 KJ
وبالتالي المعادلة الكيموحرارية لتفاعل الكربون مع الأآسجين لإنتاج أول أآسيد الكربون هي :
) C جرافيت CO (g) ΔH= -110.5KJ + (
نلاحظ أن قانون هيس يسمح لنا بمعالجة المعادلات الكيموحرارية آمعادلات جبرية بسيطة يمكن جمعها
وطرحها أو ضربها وتقسيمها بأي عدد.
*الأنتروبي :
من قوانيين الله عز وجل الثابتة في هذا الكون ميل الأنظمة إلى أن تصبح عديمة الانتظام ( في حالة عشوائية
والسبب في هذا الميل هو وجود سبل آثيرة لإحداث ترتيبات غير " disordered " أو في حالة فوضى
منتظمة عشوائية أو فوضوية ) أآثر من ترتيبات منتظمة . وتقدر هذه العش آميا بخاصية تعرف بالأنتروبي
فالحالة الأآثر عشوائية يكون لها إنتروبي أعلى من حالة منتظمة. " enthropy "
بالضبط مثلما تكون التغيرات التي تؤدي إلى نقص في طاقة الوضع مفضلة فإن تلك التي تؤدي إلى زيادة في
الأنتروبي مفضلة أيضاً . فإذا آان التغير يصاحبه خفض في طاقة الوضع وزيادة في العشوائية فهذا ولا شك
يكون في صالح حدوث التغير بشكل تلقائي ، ولكن في حالات معينة فإن العاملين قد يضادان بعضهما بحيث
نتساءل أي العاملين سيكون المؤثر ؟ والجواب على ذلك أن درجة الحرارة تعتبر هي التي تحكم مدى أهمية
العاملين ، فعند الصفر المطلق فإن عامل الأنتروبي لا يؤثر في تحديد اتجاه التغير التلقائي ويكون المؤثر
الأقوى هنا هو التغير في طاقة الوضع ، وآلما ارتفعت درجة الحرارة فإن أثر وأهمية عامل الأنتروبي تزداد.
الفوضى والديناميكا الحرارية :

تمثل درجة الفوضى لنظام ما بكمية ديناميكية حرارية تسمى الأنتروبيا ويرمز لها بالرمز
سابقاً.
وآما فهمنا من الحديث السابق فإن آمية الأنتروبيا تزداد آلما ازدادت الفوضى.
يعتمد فقط على أنتروبي النظام في حالتيه الأولية ΔS أي أن مقدار ،E ، H والأنتروبيا دالة حالة مثلها مثل
يمكن أن يحدث عن طريق إضافة حرارة للنظام . فانظر مثلاً إلى بلورة ΔS والنهائية . والتغير في الأنتروبيا
مصفوفة بنفس C O مكتملة تامة لأول أآسيد الكربون عند درجة الصفر حيث تكون آافة ثنائيات القطب
الاتجاه وبسبب الترتيب التام لثنائيات القطب ، فهناك نظام تام في البلورة وتكون قيمة أنتروبيا النظام عند
K نهايته الصغرى . وعند إضافة حرارة إلى هذه البلورة ترتفع درجة الحرارة فوق درجة الصفر آيلفن 0
وتسبب قيم حرآة حرارية " اهتزازات " ضمن الشبكية تؤدي إلى جعل بعض ثنائيات القطب معكوسة الاتجاه
ونتيجة لذلك يصبح النظام أقل " أو الفوضى أآثر " ، وبالطبع تزداد أنتروبيا البلورة ، وبالاتجاه نحو ما
يقوله المنطق نلاحظ أنه آلما ازدادت آمية الحرارة المضافة للنظام ، ازدادت آمية الفوضى تبعاً لذلك. لذا
يتناسب طردياً مع مقدار الحرارة المضافة للنظام ΔS ليس من المستغرب أن نجد أن التغيير في الأنتروبيا
وهي الحرارة التي يجب إضافتها إلى النظام إذا آان التغير يتبع طريقاً قابلاً " qrev - " ويرمز للحرارة
للانعكاس.
qrev α ΔS
K . ثنائيات القطب جميعها موجهة في نفس الاتجاه عند 0 CO "أ " بلورة تامة من
تسبب التذبذبات الشبكية دوران بعض ثنائيات القطب 180 ويحدث عدم انتظام K بعد 0 CO "ب " بلورة
في الشبكية.
الأنتروبيا ودرجات الحرارة :
التغير في الأنتروبيا يتناسب عكسياً مع درجة الحرارة التي يتم عندها إضافة الحرارة.
فعند درجات الحرارة المنخفضة ، تؤدي آمية ما من الحرارة إلى تغير آبير نسبياً في درجة النظام ،فبالقرب
من درجة الصفر المطلق تؤدي إضافة آمية ضئيلة من الحرارة إلى جعل النظام يبتعد عن حالة النظام المكتمل
آبيرة . ولكن لو ΔS التام تقريباً إلى حالة من الفوضى النسبية وهو تغيير آبير وهام للغاية وبالتالي فإن
أضيفت نفس آمية الحرارة للنظام عند درجة حرارة أعلى فإن النظام ينتقل من حالة عشوائية إلى حالة أآثر
عشوائية بقليل ويمثل ذلك تغييراً طفيفاً في درجة الفوضى النسبية ، أي تغييراً طفيفاً في الأنتروبيا يمكن
حسابه في النهاية بالمعادلة التالية :
ΔS = qrev / T
إلى النظام – لا حظ أن للأنتروبيا " qrev " تساوي درجة الحرارة المطلقة التي يتم عندها نقل T حيث
( JK- وحدات من الطاقة / درجة الحرارة على سبيل المثال جول / آيلفن. ( 1
من الممكن استخدام دورة آارنوت لإثبات Entropy Is astate function الأنتروبي دالة حالة :
الفرض السابق وهو أن أنتروبي تالنظام دالة حالة للنظام ، وبذلك فإن فرق الأنتروبي بين حالتين للنظام لأي
عملية لا يعتمد على المسار بين الحالتين.
(b) إلى حالة (a) مخطط لطريقين انعكاسيين من حالة
الشكل السابق يوضح مسارين انعكاسيين طريق ( 1) وطريق ( 2) فإذا فرضنا أن التغير الحادث في أنتروبي
وأن التغير ΔSa-(1)>b◊b عن طريق المسار ( 1) هو (b) إلى الحالة (a) النظام في الانتقال من حالة
ويصبح التغير الحادث في أنتروبي النظام ΔSa( الحادث في أنتروبي النظام عن طريق المسار ( 2) هو ( 2
إذا أعيد المسار رقم ( 1) ، أو بمقدار- ◊b إذا أعيد مسار (a) b إلى الحالة (b) عند الانتقال من الحالة
) . الطريق رقم ( 2 -ΔSa( مساوياً ( 1 ΔSa(2)◊
يشكلان عملية دورة آاملة . ولنعتبر إجراء (b) و (a) ويمكن أن نفكر في أن الطريقتين المختلفتين بين
عن طريق المسار رقم ( 1) ثم العودة إلى الحالة الأصلية (b) وتذهب إلى الحالة (a) دورة تبدأ من الحالة
عن طريق المسار رقم ( 2) وبذلك يصبح التغير في أنتروبي النظام الناتج عن عملية الدورة هذه. (a)
ΔScycle= b◊b- ΔSa(2)◊ΔSa(1)
أو
b + ΔScycle◊b = ΔSa(2)◊1* ΔSa(1)
ومن ذلك يتضح أننا نستطيع أن نكتشف معلومات عن الفرق بين التغيرات في الأنتروبي عندما تسلك طريقين
( ΔScycl). انعكاسيين مختلفين بواسطة استنباط قيمة
ويمكن أن نفكر في دورة انعكاسية آاملة تتضمن غازاً مثالياً على أنها تتكون من عدد آبير من دويرات
آارنوت آما في الشكل التالي . وذلك برسم شبكة من مجموعة آبيرة من منحنيات أيسوثرمية وأديباتيكية
داخل محيط الدورة الرئيسية الممثلة لدورة انعكاسية آاملة . ويمكن استخدام هذه الشبكة من الخطوط لتكوين
مجموعة من دويرات آارنوتية بحيث أن الأجزاء الخارجية للمجموعة ترسم منحنياً مساوياً لمنحنى العملية
الرئيسية الكاملة . وبذلك إذا أجريت جميع عمليات الدويرات
مخطط عملية دورة آاملة آتقريب لمجموعة تخطيطية من دويرات آارنوت
الكارنوتية في هذه المجموعة ، تكون النتيجة المحصلة مساوية لإجراء عملية الدورة الواحدة الكاملة .
ويتأتى هذا من واقع أن جميع خطوات دويرات آارنوت الداخلية تلغي نفسها لأن آلا منها تمثل في اتجاهين
متضادين متساويين ولا يتبقى إلا الخطوات الخارجية فقط المتضمنة في المحيط العام للدورة الكاملة.
وفي النهاية عندما يزداد عدد الدويرات المتعاقبة وتصغر الخطوات إلى قيمة في منتهى الصغر فإن الإطار
الخارجي لمجموعة دويرات خارجية والممثل بسلسلة من الخطوات في منتهى الصغر ينطبق على الخط
المحيطي للدورة الكاملة يكون مساوياً لعمل الدويرات المتلاحقة.
أم الآن فإننا سنقوم بتحليل التغيرات في الأنتروبي التي تحدث في الوسط الحراري المحيط آنتيجة لكل دورة
لآلة آارنوت.
-W/q = Th-Ti /Th *2
وبالتعويض منها في المعادلة 2* نحصل ( -w = qh-qi ) وحسب القانون الأول في حالة عملية دورة يكون
على :
qh+ qi)/ qh = Th-Ti / Th )
أو بإعادة الترتيب تصبح :
+ q i / T i T h q h /
فيصبح ( qi = - ( ΔE thermers )I وأن ( qh = - ( ΔE thermres)h وإذا ما تذآرنا أن العلاقة
لدينا العلاقة :
/ Ti = 0 ( ΔE thermers) h / Th + ( ΔE thermres) I
وبالتالي يكون التغير في الأنتروبي للوسط الحراري المحيط لكل دورة آارنوت صفراً . آما يتبع أيضاً ، من
المناقشة المبينة على أساس الشكل السابق أن التغير في الوسط الحراري المحيط لأي دورة انعكاسية يكون
صفراً . ويمكن التعبير عن هذه القاعدة رياضياً بكتابة :
على أن التكامل يؤخذ على الدورة الكاملة وأن الرمز السفلي يذآرنا أن ( Ø ) حيث تدل العلامة
هذه النتيجة محددة فقط للعمليات الانعكاسية.
وبالتالي ، فإنه في حالة أي عملية دورة انعكاسية ، لا يكون فقط التغير في أنتروبي الكون هو الذي يساوي
صفراً ، بل أيضاً التغير في أنتروبي الوسط الحراري المحيط يساوي صفراً . ويتطلب ذلك أن يكون التغير في
أنتروبي النظام في الدورة الكاملة مساوياً للصفر . وبالتعويض في معادلة * 1 نحصل على :
b = ΔS◊ΔS a(1) b◊a(2)
يصحبها نفس التغير في الأنتروبي. ( b ) إلى حالة ( a ) ولذلك فإن جميع المسارات من حالة
وبالتالي فإن ذلك يبرهن قيمة الصفر للتكامل ، وهذا يكافئ إثبات أن الفرق في الأنتروبي بين الحاليتين دالة
للحالتين فقط ولا يعتمد على المسار المستخدم في الانتقال من حالة إلى أخرى.
وهكذا يمكن حساب التغير في أنتروبي النظام لأي عملية انعكاسية . وتعتبر هذه النتيجة مقياساً صحيحاً لفرق
أنتروبي النظام بين حالته الابتدائية وحالته النهائية . ولا يعتمد هذا الفرق على آيفية إجراء عملية الانتقال
ولا على نوع العملية سواء أآانت انعكاسية أو غير انعكاسية . لذلك يعتبر الأنتروبي خاصية للمجموعة
آالطاقة الداخلية والأنثالبي والحجم ...
وهكذا أي " دالة حالة. "
*طاقة جبس الحرة :
من خلال دراستنا لمادة الكيمياء الفيزيائية نعلم جيداً بأن معادلة جبس تحمل الشكل التالي :
DG = dH - TdS
dH = TdS . وبالتالي فإن dG = ونعلم أيضاً أنه عند التوازن 0
يجب أن يزداد الأنتروبي أو dH أي عند ثبات dG < وحتى يكون التفاعل تلقائي الحدوث يجب أن يكون 0
بحيث يبقى فرقهما سالباً... TdS أصغر في قيمته المطلقة من dH أن يكون
وإذا افترضنا ثبات الأنتروبية مع درجة الحرارة فإن تلقائية التفاعل تحصل عندما يكون تغير الأنثالبي سالباً
سالبة عند dG أآبر من الصفر) تكون dS ، ( dH أي التفاعل ناشر للحرارة " طارد " في الحالة الأولى
ونتيجة لذلك يكون التفاعل تلقائياً عند درجان dH أآبر من TdS درجات الحرارة المرتفعة فقط حيث تكون
الحرارة العليا فقط.
سالبة عند درجات الحرارة المنخفضة فقط وتجمد الماء مثال dG سالبتين تكون dS و dH وعندما تكون
على ذلك فنحن نعرف أنه يجب إزالة الحرارة من السائل لإنتاج الثلج ومن هنا فالعملية طاردة للحرارة ولها
سالبة ويصاحب التجمد أيضاً ترتيب لجزيئات الماء عند مغادرتها الحالة السائلة العشوائية لتصبح جزءاً dH
سالبة إذا آانت درجة dG سالبة أيضاً وبالتالي تكون قيمة dS من البلورات الثلجية ونتيجة لذلك فإن
الحرارة منخفضة ومن هنا نرى أن الماء يتجمد تلقائياً عند درجة الصفر تحت ضغط 1 ضغط جوي . ويمكن
وتأثير الحرارة على التلقائية آما يلي : dS و dH أن نلخص تأثيرات إشارات
التفاعل تلقائي عند آافة درجات الحرارة. dS (+) و dH (-) 1
التفاعل غير تلقائي بغض النظر عن درجات الحرارة. dS (-) و dH (+) 2
التفاعل تلقائي عند درجات الحرارة المرتفعة. dS (+) و dH (+) 3
التفاعل تلقائي عند درجات الحررة المنخفضة. dS (-) و dH (-) 4
يمكن أن نعتبر الملخص السابق حوار حول الموضوع الرئيسي لذا سندخل بعد هذه المقدمة البسيطة في خضم
الموضوع وسنقول :
في التفاعل الكيميائي يكون تحول مادة إلى مادة أخرى مصحوباً بتغير في طاقة وضع المواد ويلاحظ هذا
التغير على شكل إطلاق أو امتصاص طاقة ( حرارة ) فإذا انطلقت حرارة من التفاعل الكيميائي يقال أن
التفاعل طارد للحرارة ، وإذا امتصت حرارة يكون التفاعل ماصاً للحرارة.
تفاعل طارد للحرارة
تفاعل ماص للحرارة
استطاع العالم ويلاد جيبس إيجاد علاقة بين عاملي التغير في الطاقة والأنتروبي باستعمال مبدأ يعرف بالطاقة
آما يتضح من العلاقة التالية : G ويرمز له بالحرف ( free energy ) الحرة
G = H - TS
هو S درجة الحرارة المطلقة و T ، المحتوى الحراري ( الأنثالبي ) للمادة H ، الطاقة الحرة G حيث
الأنتروبي الخاص بها.
من الصورة السابقة لمعادلة جبس يمكن الوصول إلى الصورة التالية عند درجة حرارة ثابتة :
ΔG = ΔH - TΔS
ولكي يكون التفاعل الكيميائي تلقائياً يجب أن يصاحبه نقص في الطاقة الحرة وبمعنى آخر فإن التفاعلات
سالبة ، بمعنى يجب أن تكون الطاقة الحرة للمواد الناتجة أقل من الطاقة الحرة ΔG التلقائية تكون قيمة
سالبة إما من نقص المحتوى الحراري أو زيادة في الأنتروبي. ΔG للمواد المتفاعلة وتكون قيمة
الطاقة الحرة وسرعة التفاعل :
من المهم عدم الخلط بين تلقائية تفاعل آيميائي والسرعة التي يحدث بها . فعندما يكون التفاعل تلقائياً فإن
يكون سالباً وقيمته مقياساً لهذه التلقائية . وقد يحدث هذا التفاعل ( طاقته الحرة ΔG التغير في الطاقة الحرة
سالبة ) بسرعة فائقة عند درجات الحرارة العادية وقد يكون بطيئاً إلى الدرجة التي يصعب معها ملاحظة
حدوثه . ويدلنا ذلك على أن مفاهيم الديناميكا الحرارية تستطيع أن تبين مدى تلقائية التفاعل ولكنها تعجز عن
التنبؤ بالسرعة التي يحدث فيها.
أثر الحرارة على تغيرات الطاقة الحرة :
إذا سخن الزئبق مع الأآسجين ( أو الهواء ) وعند درجة حرارة تقترب من درجة غليانه نتج أآسيد الزئبق
2)الأحمر (ثنائي التكافؤ) . وإذا حدث التسخين عند درجات أعلى بكثير من درجة غليان الزئبق فإن الناتج )
من الأآسيد يكون قليلاً . ولقد وجد بالتجربة أن تسخين أآسيد الزئبق ( 2) الأحمر عند درجات عالية يؤدي
إلى تفككه وإعطاء زئبق وأآسجين . ويطرأ الآن سؤال هام وهو لماذا يتحد الأآسجين مع الزئبق عند درجات
حرارة معينة بينما لا يتحد عند درجات حرارة أخرى ؟ ولكي نجيب على هذا التساؤل لا بد لنا من الربط بين

تغير درجات الحرارة وأثرها على تغير طاقة التفاعل الحرة.
ويمكننا الاستعانة بالقيم الواردة في الجدول المدرج في نهاية البحث ص .... لحساب تغير الطاقة الحرة
ΔG للتفاعل
وسنحسب القيم عند ΔS) و (ΔH للتفاعل من قيم ( ΔG ) تحت ظروف مختلفة والهدف هو إيجاد قيمة
(ΔG°) . لإيجاد C° درجة حرارة 25
) ΣΔH°f = ΔH°r مواد ناتجة ) ΣΔH°f - ( )مواد متفاعلة
-90.83 KJ = 0+0)) – -90.83=
) T( ΣS° = TΔS° مواد ناتجة ) ΣS° - ( )مواد متفاعلة
0.2050)] }) = 298 {0.07029-[0.07602+
= 298 ( 0.07029 - 0.1785) = 298 (-0.1082)
= -32.2 KJ
ΔG° = ΔH° - TΔS°
= -90.83 KJ-(-32.2KJ)
= -58.6KJ
الميل الأآبر لدى الزئبق للاتحاد بالأآسجين عند درجة ΔG° وتوضح هذه النتيجة للقيمة المتوسطة السالبة ل
ولكن التجربة دلت على أن ترك الزئبق في الهواء في الدرجة العادية لا يصاحبه تفاعل يذآر C° . حرارة 25
مؤآداً بذلك بطء التفاعل عند هذه الدرجة على الرغم من تلقائية التفاعل
(ΔG°r = -58.6KJ) .
على درجة الحرارة يعتبر من الحقائق العلمية الثابتة . S ) و ΔG و ( ΔH إن اعتماد الثوابت المختلفة
ويمكننا الاستفادة من القيم الواردة بالجدول المدرج في ص ... لحساب هذه الثوابت عند درجات حرارة
ثابتة عند درجات حرارة مختلفة . لكنها متقاربة وذلك ، S و ، ΔH مختلفة وبطريقة تقريبية وبفرض أن قيم
HgO لتكون (ΔG) عند درجات مختلفة . وتبين الأمثلة التالية تطبيق هذه الطريقة لحساب (ΔG) لحساب
عند درجة (ΔGr ) ونبدأ الآن بحساب °K)500°C . و ( 773 °K)300°C عند درجتي حرارة ( 573
°C .300
≈ - 90.83 ≈ -91 KJ
TΔS ≈ 573(-0.1082) KJ
≈ -62.0 KJ
ΔG ≈ ΔH-TΔS
≈ -91-(-62) = -29 KJ
يحدث تلقائياً عند درجة حرارة HgO وتدل هذه النتيجة ذات القيمة السالبة لتغير الطاقة الحرة على أن تكون
أدى إلى ظهور الأآسيد مما يشير إلى °C وقد لوحظ أن تسخين الزئبق لفترة طويلة عند 300 °C . 300
أما تلقائية التفاعل فقد انخفضت عند ارتفاع °C . ازدياد سرعة التفاعل عند هذه الدرجة عنه في درجة 25
درجة الحرارة.
يعامل الزئبق آأنه غاز وتحسب ،°C وهي أعلى من درجة غليان الزئبق بحوالي 143 ،°C وفي درجة 500
للتفاعل بالمعادلة الغازية التالية : (ΔGr)
HgO (s) O2 (g) Hg (g)+
نجد أن : °C ففي درجة 25
) ΣΔH°r = ΔH°r المواد الناتجة ) ΣΔH°f - ( )المواد المتفاعلة
= -90.83-(61.32 +0) = - 152.15 KJ
نجد أن : °C وعند درجة حرارة 500
ΔH ≈ -152.15 ≈ -152KJ
) TΣS° = TΔS° المواد الناتجة ) ΣS° - ( )المواد المتفاعلة
( 0.2050)]} ≈ 773 {0.07029 - [ 0.1748 +
≈ 773 ( 0.07029-0.2773)
≈ -160 KJ/mol
ΔG = ΔH-TΔS
ΔG ≈ -152-(-160) = + 8KJ/mol
تغيرت (TΔS) أآثر سلبية إلا أن قيمة ΔH)) ورغم تحول الزئبق إلى غاز وما صاحب ذلك من جعل قيمة
موجبة . وتدل هذه النتيجة علة أن التفاعل : ΔG تماماً بتغير درجة الحرارة ولتجعل
HgO (s) O2 (g) Hg (g)+
ويمكن بذلك الحصول على الزئبق نقياً عند تسخين أآسيد الزئبق في إناء مفتوح ( يسمح بهروب الأآسجين
°C . إلى الجو ) عند درجة حرارة 500
تتأثر بالحرارة خاصة إذا S و ΔH في النهاية يجب التأآيد على أن جميع الحسابات السابقة تقريبية وأن قيم
آان مدى تغيرها آبيراً.
Free Energy and Equilibrium الطاقة الحرة والاتزان :
تحدد الكمية القصوى من الطاقة المتوافرة للقيام بشغل مفيد عند انتقال نظام ما من حالة ΔG نعلم جيداً أن
إلى ، G إلى أخرى . ومع استمرار تفاعل ما بالحدوث ، يفقد تدريجيا قدرته على أداء شغل ، مقاساً بقيمة
يصل في النهاية ، عند حصول الاتزان ، إلى حالة لا يكون عندها قادراً على أداء أي شغل إضافي . وهذا يعني
ومن هنا فإننا ΔG= أن آلا من المواد المتفاعلة والمواد الناتجة تملك نفس مقدار الطاقة الحرة لذلك فإن 0
لتغيير ما معين ، هي التي تحدد أين يقع النظام بالنسبة لوضع الاتزان. ΔG نلاحظ أن قيمة
C° جدول الخواص الديناميكية الحرارية ( 1)عند 25
ΔS°
KJ / (mol * K ) ΔG°
K J / mol ΔH°
العنصر أو المرآب KJ / mol
0.1522 0 0 Br2 (l)
0.2454 3.14 30.91 Br2 (g)
0.2400 -0.96 14.6 BrCl (g)
0.005694 0 0 C (s)
0.1863 -50.84 -74.81 CH4 (g)
0.2008 209.2 226.7 C2H2 (g)
0.2192 68.24 52.26 C2H4 (g)
0.2295 -32.9 -84.68 C2H6 (g)
0.1733 124.3 48.99 C6H6 (l)
0.2426 32.3 -23.0 CH3NH2 (g)
0.1272 -166.8 -239.0 CH3OH (l)
0.2317 -162.4 -201.1 g) ) CH3OH
0.1679 -137.3 -110.52 CO (g)
0.2137 -394.40 -393.52 CO2 (g)
0.2378 66.90 117.1 CS2 (g)
0.2230 0 0 Cl2 (g)
0.2178 -55.94 -54.48 ClF (g)
0.2027 0 0 F2 (g)
0.1306 0 0 H2 (g)
0.1986 -53.51 -36.4 HBr (g)
0.1868 -95.30 -92.31 HCl (g)
0.1737 -273.2 -271.1 HF (g)
0.2065 1.7 26.5 HI (g)
0.2017 125 135 HCN (g)
0.2389 328 294 HN3 (g)
0.06991 -237.18 -285.83 H2O (l)
0.1887 -228.59 -241.82 H2O (g)
0.2058 -33.1 -20.2 H2S (g)
0.07602 0 0 Hg (l)
0.1748 31.85 61.32 Hg (g)
0.07029 -58.57 -90.83 HgO (s)
0.1161 0 0 I2 (s)
0.2606 19.36 62.44 I2 (g)
0.2474 -5.44 17.8 ICl (g)
0.1915 0 0 N2 (g)
0.1923 -16.49 -46.11 NH3 (g)
0.2107 86.57 90.25 NO (g)
0.2400 51.30 33.2 NO2 (g)
0.3042 97.82 9.61 N2O4 (g)
0.07238 -384.0 -411.0 NaCl (s)
0.115 -393.0 -407.1 NaCl (aq)a
0.2050 0 0 O2 (g)
0.2388 163 143 O3 (g)
0.0319 0 0 S (s)
0.1677 236.9 277.4 S (g)
0.2481 -300.19 -296.83 SO2(g)
0.2566 -371.1 -395.7 SO3 (g)
تعريفات خاصة بالبحث :
حرارة التكوين :
مقدار التغير في الأنثالبي أو المحتوى الحراري عند تكوين مول واحد من المرآب من العناصر المكونة له في
حالتها الأآثر ثباتاً في الظروف الاعتيادية.
إنثالبية التكون القياسية :
هي التغير في الانثالبية الذي يصاحب تكون مول واحد من المادة عندما تتفاعل عناصرها في الحالة القياسية
.
العملية الايزوثرمية :
وتسمى أيضاً بالعملية ثابتة درجة الحرارة. (T = const) هي العملية التي تجرى عند درجة حرارة ثابتة
العملية الايزوبارية :
أو تسمى بالعملية ثابتة الضغط. (P = const) هي العملية الجارية في ظروف ثبات الضغط
العملية الايزوآورية :
أو تسمى بالعملية ثابتة الحجم. (V = const) هي العملية التي تجرى عند حجم ثابت
العملية الأديباتية :
وهي العملية التي يمتص النظام فيها حرارة من الوسط المحيط ولا يبعث آمية من الحرارة على هذا الأخير
أو لأنه لا يتم أي تبادل حراري بين النظام قيد الدراسة والوسط المحيط ، علماً بأن هذا Q = const أي أن
النظام ممكن أن يكون مرتبطاً مع الوسط المحيط بشغل يقوم به ، أو ينجز عليه ويتم ذلك نتيجة لتغير الضغط
ودرجة الحرارة في نفس الوقت . إذن العملية الأديباتية مشروطة بثبات آمية الحرارة وبتغير الضغط ودرجة
الحرارة في آن واحد.
قانون هيس :
إن التغير الانثالبي المصاحب لأحد التفاعلات له قيمة ثابتة سواء حدث هذا التفاعل في خطوة واحدة أو في
عدة خطوات وبطريقة مباشرة أو غير مباشرة.
ملخص لما ورد ذآره وأيضا لأشياء لا يتسع المجال لذآرها :
يمكننا تعريف الديناميكا الحرارية بأنها دراسة علاقات الطاقة في صورها المختلفة آما أنها أساسية لجميع
العلوم . وتختص الديناميكا الحرارية الكيميائية بدراسة علاقات الطاقة في النظم الكيميائية المختلفة . وترآز
الكيمياء الحرارية الاهتمام على التغيرات الحرارية بواسطة مسعر يقيس آمية الحرارة الممتصة أو المنطلقة
خلال تفاعل آيميائي وبدقة متناهية . وبمعرفة آميات المواد المشترآة نحسب أنثالبية تفاعل مول من المادة
وهو أمر هام لكتابة معادلات الكيمياء الحرارية.
وتتميز آل مادة آيميائية بمحتوى حراري ( أو أنثالبية ) تحددها ظروف المادة المتفاعلة أما تغير الأنثالبية )
لتفاعل ما فيمثل التغير الحراري المصاحب لحدوث تفاعل أثناء ثبات الضغط . ولتغير الانثالبية علامة ΔH )
موجبة أو سالبة . فإذا آانت سالبة دلت على أن التفاعل في الوصول إلى تلك الحالة.
وتعتمد الحسابات الحرارية على قانون هيس حيث تضاف أو تخصم فيه المعادلات الحرارية بصورة جيرية
الواردة بالجدول فتشير إلى العناصر ومرآباتها في حالتها القياسية الاختبارية ( ΔH ) بسيطة . أما قيم
وتحت ضغط واحد جوي . ويطلق على هذه الظروف بأنثالبية التكون C° الثابتة عند درجة حرارة 25
القياسية وتشير إلى ما يطلقه تكون مول من مرآز ما من حرارة تحت هذه الظروف عندما تتفاعل عناصره
الأصلية مع بعضها.
وتعتبر طاقة تفكك الرابطة الكيميائية من الكميات الحرارية الهامة إلى جانب الانثالبية وآذلك متوسط طاقة
الرابطة حينما يحتوي المرآب على عدد من تلك الروابط . ونضيف إلى ذلك حرارة تكون ذرة أو أيون ،
والألفة الألكترونية ، وطاقة التبلور لجامد أيوني ، وجميعها آميات حرارية شائعة الاستخدام في الكيمياء
الحرارية مثل ما نجده في دورة بورن هابر التي تبين أن إضافة الكميات السابقة إلى بعضها عند دراسة
دورة آاملة من التغيرات تعطي محصلة تبلغ صفراً . وقد استخدمت دورة بورن هابر لحساب آميات حرارية
يصعب قياسها عملياً بصورة مباشرة.
آل ما يحتويه ( E) ويعتبر القانون الأول للديناميكا الحرارية وصفاً لقانون بقاء الطاقة وتمثل الطاقة الداخلية
فيصاحب انتقال حرارة (ΔE) نظام آيميائي من طاقة وهي دالة لحالة المادة . أما التغير في الطاقة الداخلية
إلى النظام وقيامها بأداء عمل مفيد.
وتحدث تفاعلات آثيرة بشكل تلقائي . وتختلف التفاعلات الكيميائية عن بعضها في مدى التلقائية التي تحدث
وآذلك على التغير في الحرارة وما ((ΔH بها . وتعتمد قدرة التفاعل لكي يحدث تلقائياً على التغير الانثالبي
وهي مقياس لدرجة تشتت جزيئات النظام المتفاعلة . وتميل (ΔS) يصاحبها من تغير في أنتروبية النظام
الأنتروبية في اتجاه حدها الأعظم آما يسمح به محتوى ذلك النظام من الطاقة ) الحرارية ( وذلك ما يذآره
القانون الثاني للديناميكا الحرارية . أما القانون الثالث للديناميكا الحرارية فيوضح أن الأنتروبية المطلقة
لجميع المواد لها قيمة موجبة أما تغير الأنتروبية فيكون بازديادها أو بنقصها.
وتنقسم الطاقة الأنثالبية المصاحبة لتغير ما إلى قسمين : الأول يمثل طاقة تقوم بعمل مفيد ويطلق عليها طاقة
أما القسم الآخر من الطاقة فيقتصر دوره على ازدياد حالة تشتت جسيمات النظام وهو ما (ΔG) جيبز الحرة
يعرف بانتروبية النظام . ويمكن حساب التغير في طاقة جيبز لتفاعل آيميائي من طاقة التكون الحرة القياسية
السالبة أم الموجبة مؤشراً لتلقائية التفاعل ΔG للمواد المتفاعلة والمواد الناتجة منه . وتعتبر علامة
الكيميائي ولكنه ليس مؤشراً للسرعة التي يحدث بها هذا التفاعل.
الجزء العملي
Visual Basic لغة بيسك المرئي
من اللغات ذوات الاستخدام الواسع في مجال برمجة الحاسوب نظراً لأنها من أقدم Basic تعتبر لغة بيسك
لغات البرمجة وأبسطها.
ولكن بساطتها وقدمها لا يعني عدم فاعليتها في التطبيقات العملية ، فقد اهتم الباحثون بصورة مستمرة
بتطوير هذه اللغة بما يتلاءم مع التطور الجاري في مجال الحاسوب سواء في الكيان المعنوي أو المادي .
هي إحدى أآثر لغات البرمجة استخداماً في VISUAL BASIC ويكفي أن نشير إلى أن لغة بيسك المرئي
وقتنا الحاضر.
في آلية Kurtz و Kenney وترجع بداية لغة بيسك إلى سنة 1960 ف تم تجهيزها على يد الأستاذين
اشتقاقاً من BISIC دارثموت ، وقد راعيا أن تكون هذه اللغة بسيطة التعلم ومتعددة الأغراض ، وقد سميت
الكلمات :
Beginners All - PurPose Symbolic Instruction Code
أي لغة متعددة الأغراض للمبتدئين .
ومن المهم أن نشير هنا إلى وجود أآثر من نظام للغة بيسك . على سبيل المثال نجد الأنظمة التالية ذوات
استخدام واسع في برمجة الحاسوب :
IBM BISIC
QUICK BASIC

GW BASIC
TURBO BASIC
VISUAL BASIC
ولكن الاختلافات بين هذه الأنظمة ليست جوهرية ، ويستطيع من يتعلم إحداها أن يتعلم باقي الأنظمة بدون
صعوبة.
ومن خلال الجانب العملي لبحثي المتواضع هذا سأقوم باستخدام برمجة بيسك المرئي لإعداد برنامج يمكن من
خلاله التنبؤ بحدوث التفاعل أم لا..
*مثال-:
للتفاعل الكيميائي حسب حرارة التكوين القياسية والانتروبى للمواد G احسب التغير فى طاقة جيبس الحرة
المشارآة فى التفاعل التالي عند درجة حرارة 298 آلفن-:
المادة -:
:--315.39 -92.3 -46.19
:- 94.56 186.7 192.5
الحل__ ______________________________________________
بما ان طاقة جيبس تساوى-:
إذا ينبغي علينا حساب آل من
ΔS = 94.56- [(192.5)+(186.7)]
بما أن
إذا التفاعل يجرى تلقائيا.البرنامج بلغة بيسك المرئي :
Private Sub Form_Load( )
عدد المواد المتفاعلة("( " A = InputBox
عدد المواد الناتجة(”( " B = InputBox
درجة الحرارة بالكلفن(”(" T = InputBox
Sum1 = 0
Sum2 = 0
For I = 1 To A
قيمة الانثالبي(”(" X = InputBox
معامل المادة(”(" Y = InputBox
قيمة الانتروبي(” (" C = InputBox
Z! = X * Y
Sum1 = Sum1 + Z!
V! = C * Y
Sum2 = Sum2 + V!
Next I
Sum3 = 0
Sum4 = 0
For J = 1 To B
قيمة الانثالبي( “ E = InputBox (“
معامل المادة( “ (" F = InputBox
قيمة الانتروبي(”(" G = InputBox
H = E * F
Sum3 = Sum3 + H
I = G * F
Sum4 = Sum4 + I
Next J
M = Sum3 - Sum1
N = Sum4 - Sum2
Q = M - T * N / 1000
S = Sum1 - Sum3
طاقة جبس“ " Print Q,
التغير في الأنتروبي" Print N, "
التغير في الأنثالبي" Print M, "
قانون هيس"" Print S,
End Sub

لقد وجد العالم روبرت بويل (1660 م) عند دراسته لكمية معينة من الغاز عند درجة ثابتة ان هناك علاقة عكسية بين حجم الغاز وضغطه. وبناء عليه يمكن تلخيص ملاحظات بويل التجريبية بما يعرف بقانون بويل:

"عند درجة حرارة معينة, فإن ضغط كمية معينة من غاز ما يتناسب عكسيا مع حجم تلك الكمية".

ونعبر عن ذلك رياضيا على النحو التالي:
V&1/P
حيث يمثل V حجم الغاز, ويمثل P ضغطه...

وعليه يمكن كتابة هذه العلاقة على النحو التالي:

PV = const.

تسمى الغازات التي يتغير حجمها وضغطها وفقا لقانون بويل بالغازات المثالية (الكاملة)... حيث اننا نجد في الواقع ان الغازات تتبع مسارا مختلفا خاصة عند الضغوط المرتفعة... بحيث يكون حجمها أقل مما هو متوقع ويعزى ذلك الى قوى التجاذب بين الجزيئات, لذا فهي تسمى بالغازات الحقيقية...
قانون شارل وجي لوساك:
لقد درس العالم جاك شارل عام 1787 العلاقة بين الحجم ودرجة الحرارة لكمية معينة من الغاز عند ضغط ثابت... فوجد ان هناك علاقة طردية بين الحجم ودرجة الحرارة... ولقد تم اثبات ذلك من قبل العالم جي لوساك عام 1802 والتي تتلخص بما يلي:

"ان حجم كمية معينة من الغاز تحت ضغط ثابت تتغير طرديا مع درجة الحرارة"
V&T

ويمكن كتابتها على النحو التالي:

V/T = const.

حيث ان V تمثل حجم الغاز , و T تمثل درجة الحرارة...
قانون جي لوساك:
درس العالم جي لوساك العلاقة بين الضغط لكمية معينة من الغاز في حجم ثابت, مع درجة حرارة هذا الغاز... حيث وجد انه كلما زادت درجة حرارة الغاز فإن ضغطه يزداد... وبناء على ذلك فقد توصل الى القانون التالي:

"اذا وضعت كمية من الغاز في وعاء مغلق ذي حجم ثابت فإن ضغط الغاز يتناسب طرديا مع درجة الحرارة".

ونعبر عن ذلك رياضيا على النحو التالي:
او&T

P/T = const.

حيث ترمز P الى ضغط الغاز, و T الى درجة حرارته...


قانون افوجادرو:
لقد عمل العالم اميدو افوجادرو على ايجاد العلاقة بين حجم وكمية معينة من الغاز تحت ضغط ودرجة حرارة ثابتين... ومن خلال ابحاثه استنتج ما يلي:

"تحتوي احجام متساوية من غازات مختلفة عند نفس درجة الحرارة والضغط على عدد متساو من الجزيئات".

وهو ما يعرف بقانون افوجادرو:
او:

N/V = const.

حيث ترمز N الى عدد جزيئات او ذرات الغاز, و V الى حجم الغاز...

ولقد تبين بعد ذلك ان مولا واحدا من الغاز يحتوي على عدد ثابت من الجزيئات هو عدد افوجادرو
ويساوي 23^10 * 6.023 ... لذلك يمكن التعبير عن كمية الغاز بعدد المولات n .
قانون الغازات المثالية:

اذا اخذنا تغير حجم الغاز بالنسبة للضغط ودرجة الحرارة وكمية الغاز نجد ما يلي:قانون بويل:V&1/P
قانون شارل وجي لوساك:
V&T
قانون افوجادرو:
N&V
من هنا يمكن ايجاد علاقة عامة بين الحجم وهذه المتغيرات:
V&nT/P
V=RnT/P
حيث ترمز R الى ثابت الغاز العام وتساوي R = 0.082... ومنه يمكن كتابة قانون الغازات المثالية على النحو التالي:
PV=nRT
وسمي هذا القانون بقانون الغازات المثالية لأن الغازات لا تتبع في مسارها قانون الغازات المثالية عند كل الشروط.
..

المادة في الحالة الغازية تكون على ما يلي :


أ‌- عنصراً منفرداً مثل معظم اللا فلزات كالنيتروجين والأكسجين والهيدروجين وبعض الهالوجينات مثل

ب‌- الكلور والفلور وكبعض الغازات النبيلة مثل الهيليوم ..

ب – مركباً من عنصرين أو أكثر مثل معظم مركبات اللا فلزات مع بعضها كثاني أكسيد الكربون وثاني أكسيد

أو ثالث أكسيد الكبريت وثاني أكسيد النيتروجين وغيرها بالإضافة إلى بعض المركبات الهيدروكربونية الغازية

مثل غاز الميثان والإيثان ...


"*" ~ "*"... خـــواص الغــــازات ... "*" ~ "*"


تتصف جزيئات العناصر الغازية والمركبات الغازية بالصفات التالية :-

1 – تتحرك جزيئات العناصر والمركبات الغازية حركة عشوائية ، وتصطدم مع بعضها ، وقد تتبادل الطاقة فيها

بينها ..





2- تتواجد في مسافات كبيرة من بعضها البعض ..





3 – طاقتها الحركية كبيرة وكثافتها قليلة والتي تتناسب تناسب طردي مع ازدياد درجات الحرارة ..

4 – عامل انضغاطها كبير بالمقارنة بالحالتين السائلة والصلبة ..

وهذه الخاصية لها فوائد عديدة ومنها عند استعمال إطارات العربات التي تنتفخ بضغط الهواء من داخلها .. ويكون الهواء خليطاً

من غازات تسلك فيزيائيًا بنفس طريقة الأكسجين النقي أو النيتروجين النقي أو أي مادة غازية أخرى .. ويمكن

لحجم هواء مقداره مرتين أو ثلاثة مرات من حجم الإطار أن يدفع إلى داخله تحت ضغط .. وإذا ثقب الإطار فإن

الهواء الفائض سيدفع للخارج ويميز هذا السلوك جميع الغازات ..

5 – تتمتع بصفة التميع عند ارتفاع الضغط إلى مستويات عالية جداً وإن كان متفاوتاً تبعاً لنوع العنصر أو

المركب الغازي ..



ويمكن تقسيم العناصر الغازية والمركبات الغازية على أساس قوى التجاذب بين الجزيئات والحجم الذي يشغله

الغاز إلى نوعين :-


أ- الغازات المثالية ولها قوانين خاصة بها ..

ب - الغازات الحقيقية والتي لا تنطبق عليها قوانين الغازات المثالية ..

سلوك الغاز الحقيقي قد يقترب من سلوك الغاز المثالي عندما ينخفض الضغط إلى مقدار صغير جداً أو عندما

ترتفع درجة الحرارة بمقدار كبير أو بكليهما معاً ..

وبالتالي يمكن دراسة سلوك أي غاز ووصفه عن طريق ثلاث متغيرات وهي الحجم ، درجة الحرارة ، الضغط ..

1 - الحجم ..

حجم أي مادة هو عبارة عن الحيز الذي تشغله تلك المادة ... فبالنسبة للغازات يكون حجم الغاز هو نفسه مثل

حجم الوعاء الموجود فيه ..


2- درجة الحرارة ..
rl=https://servimg.com/view/12707926/55][im




التدريج العالمي لقياس درجة الحرارة هو تدريج مطلق بمعنى أنه يبدأ من الصفر المطلق ..

أن الصفر المطلق هو أدنى مدى لدرجة الحرارة ويُسمى هذا التدريج بتدريج كالفن وتستعمل تدريجات أخرى

لدرجات الحرارة مثل التدريج السيليزيوس أو السنتيجرادي وكذلك التدريج الفهرنهيتي ..
التدريج العالمي لقياس درجة الحرارة هو تدريج مطلق بمعنى أنه يبدأ من الصفر المطلق ..

أن الصفر المطلق هو أدنى مدى لدرجة الحرارة ويُسمى هذا التدريج بتدريج كالفن وتستعمل تدريجات أخرى

لدرجات الحرارة مثل التدريج السيليزيوس أو السنتيجرادي وكذلك التدريج الفهرنهيتي ..




3- الضغط ..

يتغير الضغط الجوي تبعًا للارتفاع عن مستوى سطح البحر .. ويُعرّف الضغط الجوي القياسي بأنه الضغط الذي

يحمل عموداً من زئبق ارتفاعه 760 ملم عند صفر درجة مئوية عند مستوى سطح البحر .




:: كيفية قياس ضغط الغاز ::

يمكن استخدام جهاز المانومتر لقياس ضغوط الغازات شرط أن لا يتعدى واحداً من الضغط الجوي ..



.. جهاز المانومتر ..


يتكون المانومتر من أنبوب على شكل حرف U يتصل أحد طرفيه بالإناء المراد قياس ضغط الغاز به بينما يتصل

الطرف الأخر بالجو .. ويوضع زئبق داخل الأنبوب لكي يملأ نصف ارتفاع كل من الطرفين ويقاس ضغط الغاز

داخل الإناء بالفرق بين ارتفاع الزئبق في طرفي الأنبوب مضافاً إليه الضغط الجوي ..

واستعمال المانومتر يكون للضغوط الصغيرة نسبيًا أما في الضغوط العالية فيمكن قياسها بصفيحة رقيقة من معدن

يتمدد تحت ضغط الغاز وهذا التمدد يحرك مؤشر يتحرك على لوحة ذات تدريج تمت معايرته لقياس الضغوط العالية ..

[center]

..قـــــــانون بــــويل(Boyle’sLaw).
إن اكتشاف ضغط الجو الذي يمكن قياسه بمصطلحات ارتفاع عمود من سائل أدى مباشرة للدراسة الدقيقة

للتغيرات في حجم عينة من غاز نتيجة لتغيرات في الضغط .. فعند درجة حرارة ثابتة كلما زاد الضغط على عينة

من غاز كلما قل الحجم .. ولأن كل الغازات تتبع هذا الطريق سُمي هذا السلوك بقانون الطبيعة ..

وقد عُرض أولاً في عام 1660 م بواسطة روبرت بويل Robert Boyle

وقد عُرف بقانون بويل " Boyle’s Law "

ينص قانون بويل على :

أن حجم كمية معينة من غاز يتناسب عكسيًا مع الضغط ، إذا بقيت درجة الحرارة ثابتة ..











...قانون شارل(CharlesLaw)...


إذا وضعنا كمية من غاز في إناء وجعلنا ضغط الغاز ثابتاً فإننا نجد أن حجم الغاز يتغير بتغير درجة حرارته ..

قانون شارل " Charles Law "

عند ضغط ثابت فإن الحجم المشغول بواسطة كتلة ثابتة من غاز يتناسب طرديًا مع درجة الحرارة المطلقة ..




::علاقةالضغــط بدرجة الحرارة::
..قانون جاي لوساك..
عند ثبات كمية من غاز فإن ضغطه يتناسب طردياً مع درجة حرارته المطلقة ..
ونلمس هذه العلاقة في الحياة اليومية فإطار السيارة يزداد ضغط الهواء فيه بعد رحلة طويلة وفي يوم حار لأن

حركة الإطار من شأنها أن تزيد من حرارة الهواء داخله وهذا يزيد من ضغطه ...

إن العلاقة بين الضغط ودرجة الحرارة عند حجم ثابت لم ترجع بطريقة شائعة لأسم مكتشفها لأنها عرفت

تدريجيًا بعدة مكتشفين .. وقد اكتشف هذه العلاقة كثير من العلماء من أهمهم جاي لوساك " Gay Lussac "
وجويلوم امونتون " Guilaume Amonton " اللذان صمما مقياس الحرارة الغازي على هذا الأساس عام

1703 م .. لذلك فإن ضغط كتلة معينة من غاز تتناسب طرديًا مع درجة الحرارة المطلقة إذا لم يتغير الحجم ..

[center]

.فرض أفوجادرو..

في عام 1811 م وضع أميدو أفوجادرو " Amedeo Avogadro " قانونًا جديداً للغازات وينص على أن :
الحجوم المتساوية من الغازات المختلفة عند نفس درجة الحرارة والضغط تحتوي على نفس العدد من الجزيئات


..









علينا أن نعرّف عدد أفوجادور ... وما هو المول ..

عدد أفوجــادو = 6,02×10 أس 23


المول ...

هو كمية عدد أفوجادور من الوحدات سواءً كانت ذرات أيونات ...إلخ ..

ويمكن التعبير عن المول .. أو عدد أفوجادرو ..

بعدة صور حتى يرسخ في أذهان الطلاّب ضخامة هذا العدد .. وحتى يتخيلوا ماذا تعني كلمة مول ..

عندما نقول مول من الأقلام أو مول من الريالات .. أو مول من الكولا ..إلخ ..فالمول عدد كبير جداً ..

فإذا تم توزيع مول من الريالات على عدد سكان العالم ( 6×10 أس 9إنسان) ، فإن نصيب كل فرد منهم يبلغ تقريباً 20 ألف بليون ريال تقريباً ..


وإذافرشنا ملعب كرة قدم بمول من بلورات السكر فإن ارتفاع السكر سيصل إلى 118 كلم ...


إذا قمنا برص مول واحد من شراب الكولا على سطح الكرة الأرضية فسيصل ارتفاعه إلى 200 ميل من الأرض تقريباً ..



إذا فرشنا مول واحد من حبات الذرة " البُشار "ونثرناها على الولايات المتحدة الأمريكية ستغطي كل الولايات
بارتفاع 9 أميال ..





... الظروف القياسية ...


إن دراسة الغازات تستلزم فرض لظروف قياسية معينة وهي درجة حرارة الصفر " صفر س " " 273 كالفن

" وضغط جوي واحد " 760 ملمتر زئبق " ويطلق على هذه الظروف القياسية لدرجة الحرارة والضغط STP

وتقاس كمية الغاز بعدد المولات " n " وفي درجة الحرارة ضغط ثابتين يمكن التعبير عن فرض أفوجادرو

بالعلاقة التالية ..

وتحت ظروف قياسية فإن حجم جزيء جرامي من أي غاز هو 4‚22 لتر ..


!!*!!...القانون العام للغازات...!!*!!


من خلال الجمع بين قانوني بويل وشارل ومبدأ أفوجادرو تعطى لنا علاقة عامة بين الحجم والضغط ودرجة

الحرارة وعدد مولات عينة من غاز وتعرف هذه المعادلة بمعادلة الحالة " معادلة الحالة الغازية " المعادلة

المثالية " ..

فيمكن وصف الحالة الغازية بأربعة معطيات وهي كمية الغاز m وحجمه V ودرجة حرارته T وضغطه P

ونعبر عن كمية الغاز بدقة وذلك باستخدام عدد المولات " n " بدلاً من m ..

وبالتالي تعتمد المعطيات الأربعة على بعضها البعض أي أن تغير أي منها يؤثر في الثلاثة الأخرى .. فمثلاً نجد

أن حجم الغاز يتناسب طرديًا مع عدد المولات ومع درجة الحرارة كما أنه يتناسب عكسيًا مع ضغط الغاز ...

ويطلق على هذه المعادلة بالمعادلة المثالية أو العامة للغازات ..

مسائل قانون الغازات وطريقة حلها :-

كما علمنا مما سبق تتميز الحالة الغازية بأنها من الممكن وصفها بدقة إذا علمنا أربع حقائق أو معطيات وهي

كمية الغاز ( الكتلة أو عدد المولات ) وحجمها وضغطها وأخيراً درجة حرارتها ..

وفي جميع المسائل الخاصة بالغازات يحدث تغير بين حالة الغاز الأصلية والحالة النهائية وفي كلتا الحالتين تبقى

بعض المعطيات الخاصة بالغاز ثابتة بينما يتغير الباقي ..

علاقات المول في التفاعلات الغازية وحساباتها ..

إذا اشترك غاز في تفاعل ما وأردنا حساب الكميات المتفاعلة وجدنا أنه يعتمد على أساسين :


الأول : يعتمد على علاقات حجوم الغازات بأوزان المواد المتفاعلة معها ..

الثاني : يعتمد على حساب حجوم الغازات من حجوم غازات متفاعلة معها ...
:الحساباتالحجميةللغازاتالمتفاعلة::
قانون جاي لوساك للحجوم المتحدة ..
قام جاي لوساك في عام 1805 م بدراسة تفاعلات الغازات وأثبت من هذه الدراسة أنه عندما تساهم غازات في
تفاعلات كيميائية ، فإن حجوم الغازات المتفاعلة وتلك الناتجة عن التفاعل " إذا كانت غازية " تكون فيما بينها

بنسبة عددية بسيطة ، شريطة أن تجري كافة القياسات في ظروف درجة الحرارة والضغط نفسها ..




وأطلق على

هذا القانون اسم قانون جاي لوساك للحجوم المتحدة
ولقد ساعد ذلك القانون أفوجادرو في عام 1811م على
وضع فرضيته ..
...قانون دالتون للضغوطالجزئية..
لنفرض أن عينة من الغاز التي ندرسها ليست غازاً نقيًا ، وإنما مخلوطًا من غازات مختلفة كما هو الحال في الجو

مثلاً ، أو في تفاعل كيميائي تشترك فيه غازات مختلفة بعضها من المواد المتفاعلة وبعضها من نواتج التفاعل ..

فكيف نجري حساباتنا عن الضغط مثلاً ..؟؟؟

ذلك من خلال قانون دالتون للضغوط الجزئية ...

وينص على أن :

الضغط الكلي لمزيج غازي يساوي مجموع الضغوط الجزئية المستقلة التي يحدثها كل غاز وحسب العلاقة التالية ..



ففي عام 1803 م درس جون دالتون ضغط خليط من الغازات التي لا تتفاعل كيميائيًا فيما بينها ...وقد وجد من

دراسته لأن الضغط الكلي في خليط من الغازات يساوي مجموع الضغوط الجزيئية لكل غاز...
.قانون جراهام لنفاذ الغازات و انتشارهــا
اكتشف توماس جراهام في عام 1930 م قانون جديد يربط بين كثافة الغاز ونفاذه .. وقال جراهام ..
تتناسب سرعة نفاذ غازين تناسباً عكسيًا والجذر التربيعي لكثافة كل منهما ويعبر عن هذا القانون كما يلي :

الغازات الحقيقية والمثالية ...
لوحظ عند تطبيق قوانين الغازات أن عدداً قليلاً فقط منها تنطبق عليه القوانين فهناك عدد محدود من الغازات

يطلق عليه الغازات المثالية مثل الهيدروجين والهيليوم اللذين تنطبق عليهما قوانين الغازات دون انحراف ..

الغازات المثالية ..

وهي أن جزيئاتها لا تنجذب إلى بعضها البعض كما يفترض عدم شغلها لأي جزء من الإناء المحتوي على الغاز
..الغازات الحقيقية ...

أما القسم الغالب من الغازات فإنها تنحرف عن قوانين الغازات بدرجات متفاوتة لأن جزيئاتها تنجذب إلى بعضها

البعض وأن حجمها يحتل جزءاً من الإناء المحتوي على الغاز " وتُسمى بالغازات الحقيقية "...
وقد لوحظ أنه كلما ازداد الضغط وانخفضت درجة الحرارة فإن مدى انحراف الغاز عن قوانين الغازات يزداد

لسببين :
1 – كلما ازداد الضغط اقتربت جزيئات الغاز من بعضها بعضاً وبذلك تتزايد قوى التجاذب بينها .. ونظراً إلى

صغر الحجم الكلي عند الضغوط العالية فإن جزيئات الغاز تحتل نسبة أكبر من الفراغ حولها 2- كلما انخفضت درجة الحرارة قلت طاقة الجزيئات الحركية وكبرت قوى التجاذب بينها ...ويعتمد مدى انحراف الغاز عن قوانين الغازات على طبيعة الغاز فنجد أن غازات الهيدروجين والهيليوم

والنيتروجين والأكسجين لها انحراف قليل نظراً إلى ضعف قوى التجاذب بين جزيئاتها عند الضغط العالي

ودرجة الحرارة العادية .. ولكن غازات مثل الكلور والنشادر تجذب بعضها البعض بدرجة كبيرة وبذلك يكون

انحرافها كبيراً .
..نظريةالحركةلجزيئيةللغاز

جزيئات المادة في حركة والحرارة عبارة عن إظهار لهذه الحركة ..

افتراضات نظرية الحركة:-
1 – تتكون الغازات من جزيئات صغيرة وبعيدة عن بعضها لدرجة أن الحجم الفعلي للجزيئات يكون مهملاً عند

مقارنته بالحيز الموجود بينها ..

2- لا يوجد في الغاز التام قوى تجاذب بين الجزيئات حيث تكون الجزيئات مستقلة تمامًا كل عن الأخرى ..
3 – جزيئات الغاز في حركة سريعة عشوائية وفي خطوط مستقيمة وهي تتصادم مع بعضها البعض وكذلك مع

جدران الإناء الذي يحتويها وفي كل تصادم لا يحدث فقد لطاقة الحركة ..
4– متوسط كل من طاقة الحركة وسرعة الجزيئات يتناسب طرديًا مع درجة الحرارة المطلقة ..

5- عند درجة حرارة معينة وعندما تكون جزيئات الغازات لها نفس متوسط طاقة الحركة فإن الزيادة في الكتلة

يتبعها نقص في متوسط السرعة ..
--=-=-=--=-=-=-=-==-------------------=-==--=-=-=-
:: أهم المصــادر والمــراجع ::

أساسيات الكيمياء " للدكتور/ عماد ذياب "

الكيمياء العامة " تشارلز كينان ، دونالد كلينفلتر ، جيسي وود"

أهم الكواشف اللازمة لمناهج الكيمياء.. كيفية تحضيرها

 ماء الجير : يشبع الماء بهيدروكسيد الكالسيوم ثم يرشح ويحفظ في زجاجات محكمة الغطاء

 ماء البروم ضع( 11 مل) من البروم مع لتر من الماء المقطر

 محلول اليود : يذاب( 20 جم) من يوديد البوتاسيوم في( 30 مل) ماء مقطر ثم يضاف( 7و12 )من اليود النقي ويكمل بالماء المقطر الى لتر مع التحريك

 محلول اليود الكحولي :
1) يذاب (6جم) يود في (500 مل ) كحول ايثيلي تركيزة 95%
2) يذاب (30 جم ) كلوريد الزئبقيك في (500مل) كحول ايثيلي تركيزة 95%
3) يضاف 1 الى 2 ويخلط جيدا ويوضع في عبوة محكمة الاغلاق

 محلول فهلنج أ : يذاب 6و34جم من كبريتات النحاس في 500 مل ماء مقطر

 محلول فهلنج ب : يذاب 173 جم من ملح روشيل "طرطرات صوديوم بوتاسيوم" مع 52 جم هيدروكسيد صوديوم في 500 مل ماء مقطر

ملاحظة / في غياب ملح روشيل فإن محلول الطرطرات يستبدل بالاتي :_ 121 جم من هيدروكسيد الصوديوم و 39.1 جم حمض طرطريك مذاب في 400مل ماء مقطر ثم يستكمل المحلول الى 500مل
 محلول النشاء : يخلط 2جم من النشاء مع قليل من الماء البارد ونحركة حتى نحصل على عجينة رخوة , نضيف 150 مل ماء مغلي ونستمر في الغليان لمدة (5_10) يترك المحلول ليبرد ثم نفصل المحلول الرائق

 دليل الفينولفثالين phph : يضاف 2 جم من الفينولفثالين الى 600مل كحول ايثيلى ويكمل بالماء المقطر الى لتر

 دليل الميثيل البرتقالي : يذاب 1 جم من الميثيل البرتقالي في قليل من الكحول الايثيلي ثم يكمل الى لتر بالكحول المخفف بالماء المقطر ( بنسبة 1:1)

 دليل الميثيل الاحمر : يذاب 1جم من الميثيل الاحمر في لتر من الماء الساخن أو يذاب 1جم منه في 600 كحول ايثيلي ويكمل الى لتر بالماء المقطر

 البوراكس : اضف( 5 جم) من تترا بورات الصوديوم"البوراكس" الى لتر من الماء المقطر

 كربونات الصوديوم : يذاب ( 106 جم ) منه في لتر ماء مقطر

 بيكربونات الصوديوم : يذاب ( 286 جم ) منه في لتر ماء مقطر

 محلول نسلر :
1) يذاب 50 جم من يوديد البوتاسيوم في 50 مل ماء مقطر
2) يضاف بالتدريج محلول مشبع من كلوريد الزئبقيك ( 60 جم/ لتر ماء مقطر)مع الاستمرار في التقليب حتى بتكون راسب واضح
3) يضاف 400مل فقط من محلول هيدروكسيد كالسيوم المحضر باضا فة( 248 جم) من هبدروكسيد الكالسيوم الى 500مل ماء مقطر
4) يكمل المحلول الى لتر بالماء المقطر ويوضع في زجاجة قاتمة اللون ويترك لمدة يوم قبل الاستخدام

 الفا نافثول: يضاف ( 20 جم ) من الفا نافثول الى لتر من الكحول الايثيلي 90%

 بيتا نافثول : يضاف( 10 جم) بيتا نافثول الى لتر من محلول هيدروكسيد الصوديوم 20%

 كاشف دينجز 1 : يضاف (20 مل) من حمض الكبريتيك بحرص الى (100 مل )ماء ثم يذاب فيه(5 جم )من أكسيد الزئبقيك الاحمر

 كاشف دينجز 2 : يذاب ( 20 جم) من برمنجنات البوتاسيوم في لتر ماء مقطر

 كاشف ثنائي ميثيل جليكوزيم : يضاف ( 12جم) منه الى لتر كحول ايثيلي 95%

 كاشف ثنائي فينيل امين : يضاف 1 جم من داي فينيل امين الى 100 مل حمض كبريتيك مركز

 كاشف بارا فويد : يذاب 33 جم من خلات النحاس في 500مل من حمض الخليك 1%

 كاشف بندكت :
1) يذاب 10 جم من سترات الصوديوم مع( 8 جم) كربونات صوديوم في 50 مل ماء مقطر ساخن
2) يذاب ( 1 جم) من كبريتات النحاس في( 10 مل) ماء مقطر
3) يضاق ب الى أ بالتدريج مع التحريك واذا لم يكن المحلول رائقا يرشح

 كاشف برمنجنات البوتاسيوم: يذاب 9.6 منه في لتر من الماء المقطر ويرشح

 يوديد البوتاسيوم : يذاب (166جم ) منه في لتر ماء مقطر
 كاشف الريزور سينول : يذاب 8 جم منه في 400 جم من حمض الكبريتيك المخفف 10%

 كاشف السلوانوف : يضاف (100 مل) من حمض الهيدروكلوريك المخفف 10% الى ) 900مل ) ماء مقطر ثم يضاف( 0.5 جم) من الريزور سينول

 نترات الفضة : يذاب( 107 جم) من نترات الفضة في لتر ماء مقطر

 نترات الفضة النشادرية : يذاب 50 جم من نترات الفضة في 500 مل ماء مقطر ثم يضاف هيروكسيد الامونبوم المركز نقطة نقطة حتى يصبح المحلول رائقا

 نيترو بروسيد الصوديوم : يذاب 107 جم منه في لتر من الماء المقطر

 حديدي سيانيد البوتاسيوم : يضاف( 52جم) منه الى ( 500 مل ) ماء مقطر

 حديدو سيانيد البوتاسيوم : يضاف (550 جم ) منه الى (500 مل ) ماء مقطر

 كربونات الامونيوم : يذاب ( 80 جم ) منه في ( 150 مل ) من هيدروكسيد الامونيوم المركز ثم يضاف ( 860 مل ) ماء مقطر ويحكم اغلاق العبوة

 كبريتات الامونيوم : يذاب ( 132 جم ) منه في لتر ماء مقطر

 اكسالات الامونيوم : يذاب ( 35 جم ) منه في لتر ماء مقطر


 ثيو سيانات الامونيوم : يذاب ( 76 جم ) منه في لتر ماء مقطر

 موليبيدات الامونيوم :
1) يضاف 40 مل من هيدروكسيد الامونيوم الى 60 مل ماءمقطر
2) يضاف (45 جم )من موليبيدات الامونيوم
3) يضاف ( 250مل ) من حمض النيتريك المركز
4) يضاف ( 500 مل ) ماء مع الاستمرار في التقليب
5) يكمل المحلول الى لتر بالماء المقطر
6) يترك لمدة يوم ثم يستخدم المحلول الرائق

 كلوريد الباريوم : يذاب ( 132 جم ) منه في لتر ماء مقطر

 كلوريد الحديديك : يذاب ( 135 جم ) منه في [لتر ماء مقطر يحوي 30 مل حمض الهيدروكلوريك]

 كوبلتي نتريت الصوديوم : يذاب ( 17 جم ) منه في ( 250 مل ) من الماء المقطر ثم يضاف ( 15 مل ) من حمض الخليك الثلجي ثم يرج
المحلول ويخفف بالماء الى ( 250 مل ) ويترك ساعة ثم يرشح ـ ثابت لعدة اسابيع ـ

 خلات الصوديوم : يذاب ( 408 جم ) منه في لتر ماء مقطر

 خلات الرصاص : يذاب ( 95 جم ) منه في لتر ماء مقطر

 كلوريد الزئبقيك : يذاب ( 27 جم ) منه في لتر من الماء المقطر

 المغنيسيا " أكسيد الماغنيسيوم " :
أ / اذب ( 50 جم ) من كبريتات او كلوريد الماغنيسيوم في قليل من الماء
ب / اذب ( 70 جم )من كلوريد الامونيوم في قليل من الماء
ج / اضف أ و ب الى (300 مل ) من هيدروكسيد الامونيوم
د / اكمل الى لتر بالماء المقطر ويترك عدة ساعات ويستخدم

 كبريتات المغنيسيوم : يذاب ( 623 جم ) منه في لتر ماء مقطر

 كرومات البوتاسيوم : يذاب ( 196 جم ) منه في لتر ماء مقطر

 ثاني كرومات البوتاسيوم : يذاب ( 49 جم ) منه في لتر ماء مقطر

 كلوريد الكالسيوم : يذاب ( 55 جم ) منه في لتر ماء مقطر

 كبريتات الكالسيوم : يذاب ( 3 جم ) منه في لتر ماء مقطر ويترك ساعة ويرشح.