عرض مصدر كيمياء حرارية

[[ملف:Ice-calorimeter.jpg|250px|يسار|تصغير|أول مسعر ثلجي]]

'''الكيمياء الحرارية'''<ref>{{استشهاد بويكي بيانات |Q12244028|ص=823}}</ref> هي إحدى فروع [[كيمياء|الكيمياء]] والتي تهتم بدراسة الخصائص الحرارية [[تفاعل كيميائي|للتفاعلات الكميائية]]. وتهتم عامة بتبادل الحرارة المرافق للتحولات، مثل الاختلاط وتحول الحالة والتفاعلات الكيميائية وما إلى ذلك، وتشمل حسابات هذه الكميات من حيث سعة الحرارة وحرارة الاحتراق وحرارة التشكيل.

تعتمد قوانين الكيمياء الحرارية على قانونين:<ref>{{استشهاد بكتاب | مؤلف=Perrot, Pierre | عنوان=A to Z of Thermodynamics | ناشر=Oxford University Press | سنة=1998 | المعرف=ISBN 0-19-856552-6}}</ref>
# قانون لافوازييه ولابلاس (1782): تبادل الحرارة المصاحب للتحول يساوي عكس تبادل الحرارة المصاحب للتحول في الجهة المعاكسة.
# قانون هيس (1840): تبادل الحرارة المصاحب للتحول هو نفسه إذا ما حدث في عملية واحدة أو في عدة خطوات

يعد مؤسس الكمياء الحرارية العالم [[مارسلين برثلوت]] والذي قام سنة [[1881]] بتجربة قياس القيمة الحرارية للوقود، تطورت بعد ذلك بشكل كبير في القرن 20، ساعد تطبيق '''[[القانون الثاني للديناميكا الحرارية|المبدأ الثاني للديناميكا الحرارية]]''' على المجموعات الكميائية إلى توقع منحى التفاعل، وتحديد حالة التكافؤ الكميائي ومنه [[مردود التفاعل الكميائي|المردود]]، الأمر الذي ساهم في تهيئة المجموعة قبل شروعها في التفاعل.

== تعاريف ==
في المقال [[حرارة|الحرارة]] هي [[كمية الحرارة|كمية الطاقة الحرارية]]، أما [[درجة حرارة|درجة الحرارة]] هي مقدار تغير سخونة الجسم أو برودته، وكلا المصطلحان مختلفان يرجى مراجعتهما لمعرفة الفرق بينهما.
* نقول عن تفاعل ما يقوم بتوليد كمية من الحرارة على أنه ''[[تفاعل طارد للحرارة|التفاعلات الباعثة للحرارة]]''ويرمز له بالإشارة السالبة
* نقول عن تفاعل ما يقوم بامتصاص كمية من الحرارة على أنه ''ماص للحرارة'' ويرمز له بالإشارة الموجبة
* نقول عن تفاعل لا يمتص ولا يولد كمية حرارية على أنه ''محايد حراريا''
يتم قياس كمية الحرارة داخل '''[[مسعر|المسعر]]'''، سواء تحت ضغط تابث، أو حجم ثابت (في هذه الحالة [[القنبلة المسعرية]])

=== كمية حرارة تفاعل ===
أثناء تفاعل كميائي، تقوم المجموعة الكميائية بتبادل الطاقة مع الوسط الخارجي على شكل حرارة (كمية الحرارة).

يرمز لكمية الحرارة بالحرف '''''Q''''' ووحدتها في النظام العالمي للوحدات هي الجول '''J''' .

هذه الطاقة يتم تحديدها من خلال الظروف التجربية ونواتج التفاعل:
* عند حجم ثابت (تحول معزول عمليا) : تثبت الديناميك الحرارية على أن كمية الحرارة هي التغير الحاصل في الطاقة الداخلية حيث: '''''Q<sub>v</sub>'' = Δ''U''''' (حالة القنبلة المسعرية)
* عند ضغط ثابت (تحول معزول فعليا) : كمية الحرارة هي التغير الحاصل في الاحتواء الحراري للتفاعل '''''Q<sub>p</sub>'' = Δ''H '''''(حالات كثيرة، كالتفاعلات المطبقة على الهواء الحر)

=== الاحتواء الحر (الطاقة الحرة للتفاعل) ===
يرمز لها بالحرف '''''G'''''، بالأنجليزية <span lang="en" dir="ltr">Entropy</span> هي دالة الحالة الأساسية من أجل دراسة توازن التفاعل (التكافؤ الكميائي). هذه الدالة يمكنها التقليل فقط في تحول عند ضغط أو حجم ثابت على حسب المبدأ الثاني للديناميكا الحرارية. ومن ذلك فإنه في تفاعل مطبق عند ضغط و حجم ثابتين. إشارة الطاقة الحرة تتحدد على حسب منحى التوازن، لتصل إلى حد أدنى لها حيث لا تتغير، ومنه يتم التوازن الكميائي.

=== مقدار التفاعل ===
نقول مقدار التفاعل ('''<span lang="fr" dir="ltr">grandeur de réaction</span>''') ونرمز له بعامل لويس <math id="عامل لويس">\Delta_r</math>، هو ا<nowiki/>[[اشتقاق (توضيح)|لإشتقاق]] على المقدار '''''X''''' بالنسبة إلى حالة [[تقدم التفاعل]] <math id="تقدم التفاعل">\xi</math>،

نكتب: <math id="الكميااء الحرارية">\Delta_r X=\bigl ( \dfrac{\partial X}{\partial\xi} \bigr )_{(P,T)}</math>

=== حرارة التفاعل (الاحتواء الحراري للتفاعل) ===
نقول حرارة التفاعل (أو الاحتواء الحراري للتفاعل) بالإنجليزية ('''<span lang="en" dir="ltr">enthalpy</span>''') عند ضغط وحجم ثابتين المقدار:

<math id="الكميااء الحرارية">\Delta_rH_{P,T} = \bigl (\frac{\partial H}{\partial\xi}\bigr )_{(P,T)} = \sum_{i}{v_i \cdot h_{i(T,P)}}</math>

تغير طاقة التفاعل لمجموعة أثناء التفاعل وعند تقدم معين متوافقة مع كمية الحرارة وتساوي:

<math id="علاقة توافق حرارة التفاعل مع كمية الحرارة"> \Delta H_{T,p} = \int_0^\xi \Delta_r H_{T,p} \cdot \mathrm d\xi = Q_p~</math>

في حالة وجود النظام المثالي، تكون <math id="حرارة التفاعل"> \Delta_{r} H_{T,p}</math> مستقلة عن تقدم التفاعل <math id="الكميااء الحرارية">\xi</math> و بالتالي:

<math id="الكميااء الحرارية"> \Delta H_{T,p} = \Delta_{r} H_{T,p} \cdot \xi = Q_{p}~</math>

== مراجع ==

{{مراجع}}
{{روابط شقيقة}}
{{فروع الكيمياء}}
{{ضبط استنادي}}
{{شريط بوابات|الفيزياء|الكيمياء|علوم|كيمياء فيزيائية}}

[[تصنيف:كيمياء حرارية|*]]
[[تصنيف:كيمياء فيزيائية]]