ماذا تفعل هذه الحاسبة
تحسب هذه الأداة التغيّر القياسي في إنثالبي التفاعل الكيميائي (\(\Delta H_{rxn}\)) اعتمادًا على قانون هِس. كل ما عليك هو إدخال مجموع إنثالبيات التكوين القياسية (\(\Delta H_f^{\circ}\)) لجميع النواتج ثم لجميع المتفاعلات — على أن تكون كل قيمة مضروبة مسبقًا في معاملها العددي في المعادلة الموزونة — وتعطيك الحاسبة صافي حرارة التفاعل بوحدة كيلوجول لكل مول (kJ/mol).
شرح المعادلة
ينص قانون هِس على أن الإنثالبي دالة حالة، أي أن التغيّر الكلي في الإنثالبي يعتمد فقط على الحالتين الابتدائية والنهائية، ولا يتأثر بالمسار الذي يسلكه التفاعل. ومن هنا نحصل على العلاقة البسيطة التالية:
$$\Delta H_{rxn} = \sum \Delta H_f^{\circ}\text{ Products} - \sum \Delta H_f^{\circ}\text{ Reactants}$$
تجدر الإشارة إلى أن إنثالبي التكوين القياسي لأي عنصر نقي في صورته الأكثر استقرارًا (مثل O₂ أو N₂ أو الكربون الصلب على هيئة جرافيت) يساوي صفرًا، وهو ما يبسّط كثيرًا من الحسابات.
طريقة الاستخدام
1. ابحث عن قيمة \(\Delta H_f^{\circ}\) لكل ناتج ومتفاعل في جدول قياسي. 2. اضرب كل قيمة في عدد المولات (المعامل) الوارد في المعادلة الموزونة. 3. اجمع قيم النواتج في خانة واحدة وقيم المتفاعلات في الخانة الأخرى. 4. اقرأ النتيجة: إذا كانت \(\Delta H\) سالبة فالتفاعل طارد للحرارة (يحرّر حرارة)، وإذا كانت موجبة فهو ماص للحرارة (يمتص حرارة).
مثال محلول
احتراق الميثان: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O(l).
النواتج: \(\Delta H_f(\text{CO}_2) = -393.5\) و \(2 \times \Delta H_f(\text{H}_2\text{O}) = 2 \times (-285.8) = -571.6\)، فيكون المجموع \(-965.1\) kJ/mol. المتفاعلات: \(\Delta H_f(\text{CH}_4) = -74.8\) و \(2 \times \Delta H_f(\text{O}_2) = 0\)، فيكون المجموع \(-74.8\) kJ/mol.
$$\Delta H_{rxn} = -965.1 - (-74.8) = -890.3 \text{ kJ/mol}$$ — أي تفاعل طارد للحرارة بشدة.
الأسئلة الشائعة
هل يجب أن أُدخل المعاملات؟ نعم. اضرب كل قيمة \(\Delta H_f\) في عدد المولات المأخوذ من المعادلة الموزونة قبل أن تجمع القيم.
وماذا عن العناصر؟ العناصر في حالتها القياسية تكون \(\Delta H_f = 0\)، لذا لا تضيف شيئًا إلى الحساب.
ماذا تعني الإشارة؟ القيمة السالبة لـ \(\Delta H\) تعني تفاعلًا طاردًا للحرارة (تحرير حرارة)، والقيمة الموجبة تعني تفاعلًا ماصًا للحرارة (امتصاص حرارة).
