سخانة

كمونات دينامية حرارية
طاقة داخلية	$U(S,V)$
طاقة هلمهولتز الحرة	$A(T,V)=U-TS$
إنتالبية	$H(S,P)=U+PV$
طاقة جيبس الحرة	$G(T,P)=U+PV-TS$

في الديناميكا الحرارية والكيمياء الجزيئية، المحتوى الحراري أو الإنتالبية أو السخانة (يرمز لها ب H ) هي تعبير عن الكمون الدينامي الحراري للنظام ‏‏. تسمى أحيانا "الحرارة الداخلية " لنظام ترموديناميكي ،وهي مقياس لطاقة نظام ترموديناميكي.

وحدة الإنثالبي H (وكانت H في الأصل مأخوذة من كلمة heat content بالإنجليزية) وحدتها هي جول . في الكيمياء وفي التقنية يلعب الإنثابي المولي دورا أساسيا ويرمز لها $H_m$ (الوحدة : جول/مول) ، كما توجد وحدة لها تستخدم نادرا وتسمى الإنثالبي النوعي die spezifische Enthalpie $h$ (الوحدة : جول/كيلوجرام) وهي تعطي الإنثالبية لكيلوجرام واحد من المادة .

في التقنية تفيدنا حسابات تغير إنثالبية نظام حركة حرارية لمعرفة الشغل الذي يمكن الاستفادة منه من النظام (عند الاحتفاظ بالضغط ثابتا).

مصطلح إنتالبية enthalpy مشتق من اللاتينية ويتألف من سابقة en-، تعني "يضع في" وكلمة إغريقية -thalpein تعني "يسخن" كما يقترح أيضا أنها مشتقة من كلمة "enthalpos" (ἐνθάλπος).

مقدمة

يتكون الإنثالبي لنظام من جزئين طاقة داخليةة$U$ و شغل ناشئ عن تغير الحجم $pV$ (الشغل هنا هو حاصل ضرب الضغط p في الحجم V ) :

$H=U+pV,$

وتتكون الطاقة الداخلية لنظام من طاقة حرارية - ناشئة عن حركة عشوائية للجزيئات من ضمنها طاقة حركة ، و طاقة حركة دورانية و طاقة اهتزاز - بالإضافة إلى طاقة الروابط الكيميائية و الكمون الكيميائي للذرات . كما تدخل فيها تآثر متبادل بين ثنائي أقطاب ناشئة عن المغناطيسية والشحنات الكهربية .

وتزداد الطاقة الداخلية لنظام بزيادة درجة الحرارة ، ونسميها عند درجة الصفر المطلق طاقة درجة الصفر.

والشغل الناتج هنا هو الشغل الذي يتم ضد الضغط $p$ ويعمل على إنتاج الحجم $V$ الذي يشغله النظام ($\mathrm{\Delta }V=V$).

بإجراء التفاضل على المعادلة أعلاه نحصل على :

$\mathrm{d}H=\mathrm{d}U+d(p\cdot V)$.

وبالتالي :

$\mathrm{d}U+d(p\cdot V)=T\cdot dS-p\cdot dV+p\cdot dV+V\cdot dp$.

وبالتالي:

$\mathrm{d}H=\mathrm{d}U+d(p\cdot V)=T\cdot dS-p\cdot dV+p\cdot dV+V\cdot dp=T\cdot dS+V\cdot dp$.

أو:

$\mathrm{d}H=T\cdot dS+V\cdot dp$.

ويجب التفرقة بين معاملات التفاضل $\mathrm{d}$ "القائمة" و $d$ "المائلة" : فالأولى تنتمي إلى دوال حالة النظام ، أما الثانية فهي مجرد تغير (قد يزيد أو يقل بسبب كونه لا ينتمي إلى دالة حالة).

S هي إنتروبية النظام الحركي الحراري.

الإنثالبي القياسي لتكوين مركب

الإنثالبي القياسي لتكوين مركب كيميائي هو الطاقة اللازمة لتكوين 1 مول من مركب كيميائي من عناصره الأولية تحت الظروف القياسية (أي تحت الضغط العادي 101,3 كيلو بسكال و درجة حرارة 25 °C (درجة مئوية ) ) ، وقد تتحرر تلك الطاقة وتظهر في هيئة حرارة في حالة تفاعل ناشر للحرارة وتكون إشارتها سالبة ، أما إذا كان تفاعل يمتص الحرارة فتكون إشارة تغير الإنثالبي موجبة ، وهذا معناه أننا لا بد وأن نمد النظام المتفاعل بحرارة من الخارج لكي يتم التفاعل فنحصل على الناتج الذي نريدة .

وتقاس الإنثالبي القياسي لتكوين مركب بوحدة كيلو جول/مول ويرمز له $\mathrm{\Delta }{H}_f^0$ (وتأتي f من كلمة formation الإنجليزية ، كما تعني الدائرة فوقها ان ظروف التكون تحت الظروف القياسية ) .

فإذا كانت سالبة الإشارة فهذا معناه أن حرارة تتولد عن تكون المركب ، أما إذا كانت إشارة تغير الإنثالبي موجبة فهوي يعني أنه لا بد من امداد النظام المتفاعل من الخارج بحرارة من أجل تكوين المركب المطلوب . وتعني إشارة سالبة كبيرة للإنثالبي القياسي للتكوين أن المركب الناشئ يكون مستقرا لا يتغير (حيث أن تكوين المركب كان مصحوبا بنشر حرارة كبيرة فيكون لا بد لتسليط عليه حرارة كبيرة من الخارج لإعادة تفكيكه).

وقد اتفق على اعتبار الإنثالبي القياسي للعناصر الكيميائية في حالتها المستقرة مثل الهيدروجين H₂ و الهيليوم He والليثيوم Li ، و....وهكذا طبقا للتعريف بأنه 0 كيلو جول/مول.

من اهم تطبيقات الإنثالبي القياسي للتكوين هو أنه وسيلة لحساب إنثالبي التفاعل طبقا قانون هس الذي يقول أن " إنثالبي التفاعل لتفاعل كيميائي تحت الظروف القياسية هو حاصل طرح الإنثالبي القياسي لتكون النواتج من الإنثالبي القياسي للعناصر الداخلة في التفاعل .

ويصاغ ذلك القانون رياضيا كالآتي:

$\mathrm{\Delta }{H}_{\mathrm{R}\mathrm{e}\mathrm{a}\mathrm{c}\mathrm{t}\mathrm{i}\mathrm{o}\mathrm{n}}^0=\sum \mathrm{\Delta }{H}_{f,\mathrm{P}\mathrm{r}\mathrm{o}\mathrm{d}\mathrm{u}\mathrm{k}\mathrm{t}\mathrm{s}}^0-\sum \mathrm{\Delta }{H}_{f,\mathrm{r}\mathrm{e}\mathrm{a}\mathrm{c}\mathrm{t}\mathrm{a}\mathrm{n}\mathrm{t}\mathrm{s}}^0$

نستنتج من ذلك أن إنثالبي التكوين لمركب معين تحت الظروف القياسية يعتمد فقط على المركب نفسه وليس على الطريق الذي سلكه لتحضيره . وبذلك يعتبر إنثالبي التكوين دالة حالة لنظام ترموديناميكي. وتنتسب جميع القيم في المعادلة إلى حالة توازن ترموديناميكي لكي يتم بذلك ضمان ثبات درجة الحرارة.

يمكن تعيين الغنثالبي القياسي للتكوين بطريقة غير مباشرة عن طريق استخدام قانون هيس من إنثالبي التفاعل للنواتج والمواد الداخلة في التفاعل (المعادلة أعلاه) . وإذا لم تكن هناك نتائج عملية للتحضير فيمكن الاعتماد على حساب تقريبي للمواد ، ونعرف في الكيمياء طريقة لذلك تسمى طريقة بنسون .

إنثالبي التفاعل

إنثالبي التفاعل هو الطاقة التي تتحرر من التفاعل أو الطاقة التي تمتصها المواد المتفاعلة لكي تتفاعل , حيث تتكون من جزيئات مادتين مركبات جديدة ( نشأة روابط جديدة بين الذرات أو الجزيئات) . وهي تعتمد على المواد الداخلة في التفاعل وطريقة الروابط الكيميائية في المركب الناتج . ولحساب إنثالبي التفاعل نقوم بحساب مجموع إنثالبي التكوين للمادة الناتجة و مجموع حساب إنثالبي التكوين للمواد الداخلة في التفاعل وطرحها من بعضها.

الفرق بينهما هو "إنثالبي التفاعل": 2

. 2Na (s)      +      Cl₂ (gas)    $⟶$    2 NaCl (s)

وطبقا لتعريف الإنثالبي القياسي للتكون للعناصر الأولية بانها تساوي صفر ، فهي تساوي صفر لذرتي الصوديوم (الصلب) و تساوي صفرا لغاز الكلور . أما الإنتالبي القياسي للناتج كلوريد الصوديوم فهو -411 كيلو جول/مول، ونظرا لأننا نحصل في المعادلة على 2 مول من كلوريد الصوديوم عند درجة حرارة 25 درجة مئوية ، فيكون إنثالبي التفاعل:

Reaction enthalpy = 2*(-411) kJ/mol - 0 kJ/mol = - 822 kJ/mol NaCl

أي أن هذا التفاعل هو تفاعل ناشر للحرارة عند درجة 25 درجة مئوية. ومقدار الحرارة المتولدة من التفاعل التي تنتشر من تكون 2 مول من كلوريد الصوديوم هي 822 كيلو جول ، أي أن 1 مول من كلوريد الصوديوم له إنثالبي قياسي للتكوين هو -411 كيلو جول / مول (الإشارة السالبة تعني أن تفاعل التكوين هو تفاعل ناشر للحرارة).

في معادلة التفاعل تعني (s) اختصارا لكلمة solid حيث أن كلا من الصوديوم و كلوريد الصوديوم صلب ، أما الكلور في التفاعل فهو في حالة غازية.

المراجع

1. Haase, R. In Physical Chemistry: An Advanced Treatise; Jost, W., Ed.; Academic: New York, 1971; p 29.
2. Gibbs, J. W. In The Collected Works of J. Willard Gibbs, Vol. I; Yale University Press: New Haven, CT, reprinted 1948; p 88.
3. Laidler, K. The World of Physical Chemistry; Oxford University Press: Oxford, 1995; p 110.

ملاحظات:

انظر أيضا

• نظرية بنسون
• إنتروبيا
• تبلور
• قياس الحرارة Calorimetry
• مسعر
• قانون هس
• عملية ثابتة الحرارة Isenthalpic process
• قواعد بيانات ترموديناميكية للمواد النقية Thermodynamic databases for pure substances

وصلات خارجية

• Enthalpy - Eric Weisstein's World of Physics
• Enthalpy - Georgia State University
• Enthalpy - KnowAllAbout.com
• Enthalpy (example calculations) - Texas A&M University (Chemistry Department)

af:Entalpie ast:Entalpía bg:Енталпия bs:Entalpija ca:Entalpia cs:Entalpie da:Entalpi de:Enthalpie el:Ενθαλπία Enthalpy]] eo:Entalpio es:Entalpía et:Entalpia fa:آنتالپی fi:Entalpia fr:Enthalpie gl:Entalpía he:אנתלפיה hr:Entalpija ht:Antalfi hu:Entalpia id:Entalpi it:Entalpia ja:エンタルピー kk:Энтальпия ko:엔탈피 mk:Енталпија ml:എൻതാൽപ്പി ms:Entalpi nl:Enthalpie nn:Entalpi no:Entalpi pl:Entalpia pt:Entalpia ro:Entalpie ru:Энтальпия simple:Enthalpy sk:Entalpia sl:Entalpija sr:Топлота реакције sv:Entalpi th:เอนทาลปี tr:Entalpi uk:Ентальпія vec:Entalpìa vi:Enthalpy zh:焓