بحث في الكيمياء الفيزيائية - بيوتات الكيمياء التعليمية






 
     
عودة   بيوتات الكيمياء التعليمية > ... > خدمات الطلاّب


اخر المواضيع : الموضوع : الطلاء بالنحاس   ( الكاتب : cad     الزيارات : 1102     الردود : 10 )         الموضوع : معا .. نحو تمهيد إبداعي للدروس..   ( الكاتب : jojo3     الزيارات : 202581     الردود : 581 )         الموضوع : المتصفح العملاق جوجل كروم Google Chrome 38.0.2125.111 Final باخر تحديثات   ( الكاتب : مروان ساهر     الزيارات : 13     الردود : 0 )         الموضوع : متصفح فايرفوكس العملاق Mozilla Firefox 33.0.2 Final   ( الكاتب : مروان ساهر     الزيارات : 7     الردود : 0 )         الموضوع : بحث.   ( الكاتب : يوسف الشب     الزيارات : 19     الردود : 0 )         الموضوع : تركيبة الفوتوبوليمر Photopolymer   ( الكاتب : محمود لطفى     الزيارات : 19     الردود : 0 )         الموضوع : برنامج BatteryCare 0.9.20 للحفاظ على بطارية اللاب توب وتحسين ادائها   ( الكاتب : مروان ساهر     الزيارات : 46     الردود : 0 )         الموضوع : سؤال حول تقسية معدن   ( الكاتب : cad     الزيارات : 251     الردود : 1 )         الموضوع : الغاز الحيوي والغاز البديل من خلال تفعلات حمضية وقلوية   ( الكاتب : cad     الزيارات : 35     الردود : 1 )         الموضوع : مسألة اتزان   ( الكاتب : العلوانى     الزيارات : 19     الردود : 0 )         
إعلانات الموقع
عدد الضغطات : 13,020عدد الضغطات : 2,840
إضافة رد
 
أدوات الموضوع
قديم 19-06-2006, 08:44 PM   #1
aisha88
كيميائي
 
الصورة الرمزية لـ aisha88
 





aisha88 على طريق التميز و النجاح
افتراضي بحث في الكيمياء الفيزيائية

السلام عليكم ورحمة الله وبركاته
أقدم لكم بحثي المتواضع هذا متمنية من الله الكريم أن يستفيد منه كل رواد هذا المنتدى وأرجو من الأساتذة الأفاضل أن يقيموا هذا البحث بأمانة
مع تحياتي : أختكم في الله عائشة السوري
*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° .
الشكل التالي يوضح العلاقة التي تربط ∆Hf° للميثان بالانثالبيات القياسية لعناصره الأصلية ( وقيمتها صفراً ) وكذلك الانثالبيات القياسية لتكون ثاني أكسيد الكربون والماء .
يتبع
التوقيع :
شكوت إلى وكيع سوء حفظي فأرشدني إلى ترك المعاصي وأخبرني بأن العلم نور ونور الله لا يؤتاه عاصي

قام بآخر تعديل aisha88 يوم 26-06-2006 في 12:49 PM السبب: إضافة الملف الخاص بالبحث
aisha88 غير متصل   رد مع اقتباس
قديم 26-06-2006, 12:56 PM   #2
aisha88
كيميائي
 
الصورة الرمزية لـ aisha88
 





aisha88 على طريق التميز و النجاح
افتراضي باقي الملف الخاص بالبحث

هذا جزء من البحث :
أكمل
يتضح من الجدول المدرج في نهاية البحث ص .... أن انثالبية تكون المركبات من عناصرها يمكن أن تكون طاردة للحرارة أو ماصة لها . ويطلق هذا الاسم على المركبات نفسها فتسمى مركبات طاردة للحرارة حيث ∆Hr° سالبة أما الأخرى فماصة لها . وغالباً ما نجد أن المركبات الماصة للحرارة أقل ثباتاً من المركبات الطاردة للحرارة فنجد نتريد الهيدروجين HN3 مثالاً لعدم الثبات وذلك لقابليته للانفجار بعنف عند التسخين ليعطي نيتروجين وهيدروجين مع انطلاق كمية من الحرارة تبلغ 294KJ لكل معدل كما نجد أيضاً أن غاز الأستيلين C2H2 قابل للانفجار في درجات الحرارة العادية ويباع تجارياً في جرات كوقود غازي ذو كفاءة احتراق عالية لأنه يعطي كمية حرارة تزيد عما يعطيه مركب طارد للحرارة .
كما يلاحظ من الجدول أيضاً أن تكون المركبات الأيونية يصاحبه انطلاق كمية من الحرارة تزيد عما تطلقه المركبات التساهمية عند تكونها ( باستثناء HF ) . أما الملاحظة الثالثة فتخص حالة المركب الطبيعية لأنها تؤثر على الانثالبية المرافقة لتكونه . ويمكن النظر إلى حالة الماء كمثال 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 : ـ
يمكننا تعريف إنثالبية تكوين الميثان القياسية بالتعبير التالي :
∆Hr° = ∆Hf° = -74.81KJ
ومع ذلك لا يمكن أن يتم هذا التفاعل في الوقت الحاضر تحت أي أحوال مختبرية معلومة . وتم الحصول على القيمة –74.81KJ بإضافة معادلات كيميائية حرارية معلومة على ضوء قانون هيس وتكون المعادلة الآتية : ـ
(مواد متفاعلة ) ∑∆H°r – ( مواد ناتجة ) ∑∆H°f = ∆H°r
تعبير رياضي مناسب لقانون هيس وربما تستعمل لحساب ∆H°f لمركب من ∆H°r المعينة تجريبيا وحساب حرارات تكون كل المشاركات الأخرة في التفاعل . ولقد حددت حرارة تكون معظم الهيدروكربونات والمشتقات الأكسجينية للهيدروكربونات ( مثال ذلك كحولات وإيترات ) بهذه الطريقة .
مثال : ـ
يحترق الأوكتان C8H18(l) في جو من الأكسجين . وتبلغ انثالبية التفاعل ( حرارة التفاعل ) ∆H°r= -5470.68KJ . احسب حرارة التكون للمركب ∆H°f .
الحل : ـ

X 0 8(-393.52) 9(-285.83)
-547.68 = ∆H°r
-547.68 = (-3148.16) + (-2572.47)-( X + 0)
X = (-3148.16)+(-2572.47)+ 5470.68
X = -249.95KJ = ∆H°f , C8H18(l)
من الملاحظ من المثال السابق أن قيم ∆H°r تشير إلى تحول المواد المتفاعلة إلى ماد ناتجة وجميعها في الحالة القياسية . إلا أن ما يحدث خلال التجربة قد يكون مختلفاً تماماً . فأثناء تجربة لقياس ∆H°r تحرق المركبات العضوية في مسعر حيث يكون الحجم ثابتاً ولكن الضغط كبيراً نتيجة تصاعد غازات من التفاعل مما يجعل المواد بعيدة عن الحالة القياسية .
وبالرغم من أن قياس التغير في كمية الحرارة ( أي ∆H°r ) عند حجم ثابت فإنه من الممكن حساب هذه الكمية تحت ضغط ثابت وعند درجة حرارة 25C° وهما الشرطان الأساسيان لهذه الحالة القياسية . ويكون ذلك ممكناً إذا أخذنا في الاعتبار كمية الحرارة اللازمة لتمدد أو لضغط الغاز ، واللازمة أيضاً لتبريد أو لتسخين المواد ، وكذلك كمـيات الحـرارة المصـاحبة لتغـير أطـوار المـادة بـصورها المخـتلفة
( جامد ـ سائل ـ غاز ) . وهناك جداول نرجع إليها كالمدرج في نهاية البحث لإجراء هذه الحسابات وبها قيم السعة الحرارية ( أو الحرارة النوعية ) وحرارة الانصهار ∆Hfus والتبخر ∆Hvap لكثير من المواد وفي ظروف متباينة . ولقد ساعدت تلك الجداول على إعادة حساب التغيرات الحرارية إلى الحالة القياسية ومن ثم تعيين ∆H°r عند ضغط جوي واحد ودرجة حرارة 25C° . ومن الممكن استخدام نفس الجداول لحساب ∆H°r تحت ظروف غير قياسية إذا كانت قيمتها تحت ظروف قياسية معلومة .
*لو تتبعنا ما ذكر بعين دارس متفحص فإننا سنجد أنه من الضروري توضيح قانون هيس ولو بقليل من الإسهاب وذلك لغرض إيضاحه فلقد ذكر على غرار العناوين الأخرى في عدة مواضع لذا سنقف وقفة يصحبها نوع من التفصيل لدراسة هذا القانون ....
قانون هيس : ـ
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 كون 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 : ـ
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 الأكسجين لإنتاج أول أكسيد الكربون ويعز ذلك لسببين : ـ
ـ يتفاعل الأكسجين مع الكربون لإنتاج مخلوط من أول أكسيد الكربون وثاني أكسيد الكربون .
ـ سمية أول أكسيد الكربون .
لإيجاد قيمة التغير في الأنثالبيا المصاحب للتفاعل .
∆H=? CO(g) + (جرافيت ) C
يستعان بقانون هيس ومجموعة من التفاعلات المعروفة والتفاعلات هي : ـ
CO2(g) ∆H = -282.0KJ CO (g) + (1)
+ O2(g) CO2(g) ∆H = -393.5KJ(جرافيت ) C (2)
لحساب ∆H يجب البحث على طريقة تعالج بها المعطيات للحصول على التفاعل : ـ
CO(g) + (جرافيت ) C
كمحصلة نهائية الأمر هنا بسيط جداً ، بعكس المعادلة الأولى وجمعها مع المعادلة الثانية نحصل على المطلوب .
CO2(g) ∆H = -282.0KJ CO (g) + (1)
+ O2(g) CO2(g) ∆H = -393.5KJ(جرافيت ) C (2)
+CO2(g) CO(g) + +(جرافيت ) C = CO2 (g) + CO (g) + (جرافيت ) C =
∆H = +282.0 KJ -393.0KJ = - 110.5 KJ
وبالتالي المعادلة الكيموحرارية لتفاعل الكربون مع الأكسجين لإنتاج أول أكسيد الكربون هي : ـ
CO (g) ∆H= -110.5KJ + (جرافيت ) C
نلاحظ أن قانون هيس يسمح لنا بمعالجة المعادلات الكيموحرارية كمعادلات جبرية بسيطة يمكن جمعها وطرحها أو ضربها وتقسيمها بأي عدد .
* الأنتروبي : ـ
من قوانيين الله عز وجل الثابتة في هذا الكون ميل الأنظمة إلى أن تصبح عديمة الانتظام ( في حالة عشوائية أو في حالة فوضى" disordered " والسبب في هذا الميل هو وجود سبل كثيرة لإحداث ترتيبات غير منتظمة عشوائية أو فوضوية ) أكثر من ترتيبات منتظمة . وتقدر هذه العش كميا بخاصية تعرف بالأنتروبي " enthropy " فالحالة الأكثر عشوائية يكون لها إنتروبي أعلى من حالة منتظمة .
بالضبط مثلما تكون التغيرات التي تؤدي إلى نقص في طاقة الوضع مفضلة فإن تلك التي تؤدي إلى زيادة في الأنتروبي مفضلة أيضاً . فإذا كان 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 ، وكلما ارتفعت درجة الحرارة فإن أثر وأهمية عامل الأنتروبي تزداد .
الفوضى والديناميكا الحرارية : ـ
تمثل درجة الفوضى لنظام ما بكمية ديناميكية حرارية تسمى الأنتروبيا ويرمز لها بالرمز S كما أوضحنا سابقاً .
وكما فهمنا من الحديث السابق فإن كمية الأنتروبيا تزداد كلما ازدادت الفوضى .
والأنتروبيا دالة حالة مثلها مثل H ، E ، أي أن مقدار ∆S يعتمد فقط على أنتروبي النظام في حالتيه الأولية والنهائية . والتغير في الأنتروبيا ∆S يمكن أن يحدث عن طريق إضافة حرارة للنظام . فانظر مثلاً إلى بلورة مكتملة تامة لأول أكسيد الكربون عند درجة الصفر حيث تكون كافة ثنائيات القطب O ـ C مصفوفة بنفس الاتجاه وبسبب الترتيب التام لثنائيات القطب ، فهناك نظام تام في البلورة وتكون قيمة أنتروبيا النظام عند نهايته الصغرى . وعند إضافة حرارة إلى هذه البلورة ترتفع درجة الحرارة فوق درجة الصفر كيلفن 0K وتسبب قيم حركة حرارية " اهتزازات " ضمن الشبكية تؤدي إلى جعل بعض ثنائيات القطب معكوسة الاتجاه ونتيجة لذلك يصبح النظام أقل " أو الفوضى أكثر " ، وبالطبع تزداد أنتروبيا البلورة ، وبالاتجاه نحو ما يقوله المنطق نلاحظ أنه كلما ازدادت كمية الحرارة المضافة للنظام ، ازدادت كمية الفوضى تبعاً لذلك. لذا ليس من المستغرب أن نجد أن التغيير في الأنتروبيا ∆S يتناسب طردياً مع مقدار الحرارة المضافة للنظام ويرمز للحرارة " qrev - " وهي الحرارة التي يجب إضافتها إلى النظام إذا كان التغير يتبع طريقاً قابلاً للانعكاس .
qrev α ∆S


" أ " بلورة تامة من CO ثنائيات القطب جميعها موجهة في نفس الاتجاه عند 0K .


" ب " بلورة CO بعد 0K تسبب التذبذبات الشبكية دوران بعض ثنائيات القطب 180 ويحدث عدم انتظام في الشبكية .
الأنتروبيا ودرجات الحرارة : ـ
التغير في الأنتروبيا يتناسب عكسياً مع درجة الحرارة التي يتم عندها إضافة الحرارة .
فعند درجات الحرارة المنخفضة ، تؤدي كمية ما من الحرارة إلى تغير كبير نسبياً في درجة النظام ،فبالقرب من درجة الصفر المطلق تؤدي إضافة كمية ضئيلة من الحرارة إلى جعل النظام يبتعد عن حالة النظام المكتمل التام تقريباً إلى حالة من الفوضى النسبية وهو تغيير كبير وهام للغاية وبالتالي فإن ∆S كبيرة . ولكن لو أضيفت نفس كمية الحرارة للنظام عند درجة حرارة أعلى فإن النظام ينتقل من حالة عشوائية إلى حالة أكثر عشوائية بقليل ويمثل ذلك تغييراً طفيفاً في درجة الفوضى النسبية ، أي تغييراً طفيفاً في الأنتروبيا يمكن حسابه في النهاية بالمعادلة التالية :ـ
∆S = qrev / T
حيث T تساوي درجة الحرارة المطلقة التي يتم عندها نقل " qrev " إلى النظام – لا حظ أن للأنتروبيا وحدات من الطاقة / درجة الحرارة على سبيل المثال جول / كيلفن ( JK-1 ) .
الأنتروبي دالة حالة : ـ Entropy Is astate function من الممكن استخدام دورة كارنوت لإثبات الفرض السابق وهو أن أنتروبي تالنظام دالة حالة للنظام ، وبذلك فإن فرق الأنتروبي بين حالتين للنظام لأي عملية لا يعتمد على المسار بين الحالتين .
التوقيع :
شكوت إلى وكيع سوء حفظي فأرشدني إلى ترك المعاصي وأخبرني بأن العلم نور ونور الله لا يؤتاه عاصي
aisha88 غير متصل   رد مع اقتباس
قديم 26-06-2006, 01:10 PM   #3
aisha88
كيميائي
 
الصورة الرمزية لـ aisha88
 





aisha88 على طريق التميز و النجاح
افتراضي

تابع البحث:


مخطط لطريقين انعكاسيين من حالة (a) إلى حالة (b)

الشكل السابق يوضح مسارين انعكاسيين طريق (1) وطريق (2) فإذا فرضنا أن التغير الحادث في أنتروبي النظام في الانتقال من حالة (a) إلى الحالة (b) عن طريق المسار (1) هو ∆Sa-(1)>bوأن التغير الحادث في أنتروبي النظام عن طريق المسار (2) هو ∆Sa(2)b ويصبح التغير الحادث في أنتروبي النظام عند الانتقال من الحالة (b) إلى الحالة (a) مساوياً -∆Sa(1)b إذا أعيد المسار رقم (1) ، أو بمقدار -∆Sa(2)b إذا أعيد مسار الطريق رقم (2) .
ويمكن أن نفكر في أن الطريقتين المختلفتين بين (a) و (b) يشكلان عملية دورة كاملة . ولنعتبر إجراء دورة تبدأ من الحالة (a) وتذهب إلى الحالة (b) عن طريق المسار رقم (1) ثم العودة إلى الحالة الأصلية (a) عن طريق المسار رقم (2) وبذلك يصبح التغير في أنتروبي النظام الناتج عن عملية الدورة هذه .
∆Scycle= ∆Sa(1)b- ∆Sa(2)b
أو
1* ∆Sa(1)b = ∆Sa(2)b + ∆Scycle
ومن ذلك يتضح أننا نستطيع أن نكتشف معلومات عن الفرق بين التغيرات في الأنتروبي عندما تسلك طريقين انعكاسيين مختلفين بواسطة استنباط قيمة ( ∆Scycl).
ويمكن أن نفكر في دورة انعكاسية كاملة تتضمن غازاً مثالياً على أنها تتكون من عدد كبير من دويرات كارنوت كما في الشكل التالي . وذلك برسم شبكة من مجموعة كبيرة من منحنيات أيسوثرمية وأديباتيكية داخل محيط الدورة الرئيسية الممثلة لدورة انعكاسية كاملة . ويمكن استخدام هذه الشبكة من الخطوط لتكوين مجموعة من دويرات كارنوتية بحيث أن الأجزاء الخارجية للمجموعة ترسم منحنياً مساوياً لمنحنى العملية الرئيسية الكاملة . وبذلك إذا أجريت جمــيـع عـــــمليـات الــدويـرات

مخطط عملية دورة كاملة كتقريب لمجموعة تخطيطية من دويرات كارنوت

الكارنوتية في هذه المجموعة ، تكون النتيجة المحصلة مساوية لإجراء عملية الدورة الواحدة الكاملة . ويتأتى هذا من واقع أن جميع خطوات دويرات كارنوت الداخلية تلغي نفسها لأن كلا 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 كنتيجة لكل دورة لآلة كارنوت .
-W/q = Th-Ti /Th *2
وحسب القانون الأول في حالة عملية دورة يكون ( -w = qh-qi ) وبالتعويض منها في المعادلة 2* نحصل على : ـ
qh+ qi)/ qh = Th-Ti / Th )
أو بإعادة الترتيب تصبح : ـ
+ q i / T i T h q h /
وإذا ما تذكرنا أن العلاقة ( qh = - ( ∆E thermres)h وأن ( qi = - ( ∆E thermers )I فيصبح لدينا العلاقة : ـ
/ Ti = 0 ( ∆E thermers) h / Th + ( ∆E thermres) I
وبالتالي يكون التغير في الأنتروبي للوسط الحراري المحيط لكل دورة كارنوت صفراً . كما 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 : ـ

حيث تدل العلامة ( Ø ) على أن التكامل يؤخذ على الدورة الكاملة وأن الرمز السفلي يذكرنا أن 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 : ـ
∆S a(1) b = ∆S a(2) b
ولذلك فإن جميع المسارات من حالة ( a ) إلى حالة ( b ) يصحبها نفس التغير في الأنتروبي .
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 كيفية إجراء عملية الانتقال ـ ولا على نوع العملية سواء أكانت انعكاسية أو غير انعكاسية . لذلك يعتبر الأنتروبي خاصية للمجموعة كالطاقة الداخلية والأنثالبي والحجم ...
وهكذا أي " دالة حالة " .
*طاقة جبس الحرة : ـ
من خلال دراستنا لمادة الكيمياء الفيزيائية نعلم جيداً بأن معادلة جبس تحمل الشكل التالي : ـ
DG = dH - TdS
ونعلم أيضاً أنه عند التوازن dG = 0 وبالتالي فإن dH = TdS .
وحتى يكون التفاعل تلقائي الحدوث يجب أن يكون dG < 0 أي عند ثبات dH يجب أن يزداد الأنتروبي أو أن يكون dH أصغر في قيمته المطلقة من TdS بحيث يبقى فرقهما سالباً ...
وإذا افترضنا ثبات الأنتروبية مع درجة الحرارة فإن تلقائية التفاعل تحصل عندما يكون تغير الأنثالبي سالباً أي التفاعل ناشر للحرارة " طارد " في الحالة الأولــــــى ( dH ، dSأكبر من الصفر) تكون dG سالبة عند درجات الحرارة المرتفعة فقط حيث تكون TdS أكبر من dH ونتيجة لذلك يكون التفاعل تلقائياً عند درجان الحرارة العليا فقط .
وعندما تكون dH و dS سالبتين تكون dG سالبة عند درجات الحرارة المنخفضة فقط وتجمد الماء مثال على ذلك فنحن نعرف أنه يجب إزالة الحرارة من السائل لإنتاج الثلج ومن هنا فالعملية طاردة للحرارة ولها dH سالبة ويصاحب التجمد أيضاً ترتيب لجزيئات الماء عند مغادرتها الحالة السائلة العشوائية لتصبح جزءاً من البلورات الثلجية ونتيجة لذلك فإن dS سالبة أيضاً وبالتالي تكون قيمة dG سالبة إذا كانت درجة الحرارة منخفضة ومن هنا نرى أن الماء يتجمد تلقائياً عند درجة الصفر تحت ضغط 1 ضغط جوي . ويمكن أن نلخص تأثيرات إشارات dH و dS وتأثير الحرارة على التلقائية كما يلي : ـ
1 ـ dH (-) و dS (+) التفاعل تلقائي عند كافة درجات الحرارة .
2 ـ dH (+) و dS (-) التفاعل غير تلقائي بغض النظر عن درجات الحرارة .
3 ـ dH (+) و dS (+) التفاعل تلقائي عند درجات الحرارة المرتفعة .
4 ـ dH (-) و dS (-) التفاعل تلقائي عند درجات الحررة المنخفضة .
يمكن أن نعتبر الملخص السابق حوار حول الموضوع الرئيسي لذا سندخل بعد هذه المقدمة البسيطة في خضم الموضوع وسنقول : ـ
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 .



تـفـاعـل طـارد للـحـرارة

تـفـاعـل مـاص للـحـرارة

استطاع العالم ويلاد جيبس إيجاد علاقة بين عاملي التغير في الطاقة والأنتروبي باستعمال مبدأ يعرف بالطاقة الحرة ( free energy ) ويرمز له بالحرف G كما يتضح من العلاقة التالية : ـ
G = H - TS
حيث G الطاقة الحرة ، H المحتوى الحراري ( الأنثالبي ) للمادة ، T درجة الحرارة المطلقة وS هو الأنتروبي الخاص بها .
من الصورة السابقة لمعادلة جبس يمكن الوصول إلى الصورة التالية عند درجة حرارة ثابتة : ـ
∆G = ∆H - T∆S
ولكي يكون التفاعل الكيميائي تلقائياً يجب أن يصاحبه نقص في الطاقة الحرة وبمعنى آخر فإن التفاعلات التلقائية تكون قيمة ∆G سالبة ، بمعنى يجب أن تكون الطاقة الحرة للمواد الناتجة أقل من الطاقة الحرة للمواد المتفاعلة وتكون قيمة ∆G سالبة إما من نقص المحتوى الحراري أو زيادة في الأنتروبي .
التوقيع :
شكوت إلى وكيع سوء حفظي فأرشدني إلى ترك المعاصي وأخبرني بأن العلم نور ونور الله لا يؤتاه عاصي
aisha88 غير متصل   رد مع اقتباس
قديم 26-06-2006, 01:17 PM   #4
aisha88
كيميائي
 
الصورة الرمزية لـ aisha88
 





aisha88 على طريق التميز و النجاح
افتراضي

تابع البحث:
الطاقة الحرة وسرعة التفاعل : ـ
من المهم عدم الخلط بين تلقائية تفاعل كيميائي والسرعة التي يحدث بها . فعندما يكون التفاعل تلقائياً فإن التغير في الطاقة الحرة ∆G يكون سالباً وقيمته مقياساً لهذه التلقائية . وقد يحدث هذا التفاعل ( طاقته 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 : ـ
إذا سخن الزئبق مع الأكسجين ( أو الهواء ) وعند درجة حرارة تقترب من درجة غليانه نتج أكسيد الزئبق (2)الأحمر (ثنائي التكافؤ) . وإذا حدث التسخين عند درجات أعلى بكثير من درجة غليان الزئبق فإن الناتج من الأكسيد يكون قليلاً . ولقد وجد بالتجربة أن تسخين أكسيد الزئبق (2) الأحمر عند درجات عالية يؤدي إلى تفككه وإعطاء زئبق وأكسجين . ويطرأ الآن سؤال هام وهو لماذا يتحد الأكسجين 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 للتفاعل ∆G

تحت ظروف مختلفة والهدف هو إيجاد قيمة ( ∆G ) للتفاعل من قيم (∆H و ∆S) وسنحسب القيم عند درجة حرارة 25C° لإيجاد (∆G°) .
(مواد متفاعلة ) ∑∆H°f - ( مواد ناتجة ) ∑∆H°f = ∆H°r
-90.83 KJ = 0+0)) – -90.83=
(مواد متفاعلة ) ∑S° - (مواد ناتجة ) T( ∑S° = T∆S°
0.2050)] }) = 298 {0.07029-[0.07602+
= 298 ( 0.07029 - 0.1785) = 298 (-0.1082)
= -32.2 KJ
∆G° = ∆H° - T∆S°
= -90.83 KJ-(-32.2KJ)
= -58.6KJ
وتوضح هذه النتيجة للقيمة المتوسطة السالبة لـ ∆G° الميل الأكبر لدى الزئبق للاتحاد بالأكسجين عند درجة حرارة 25C° . ولكن التجربة دلت على أن ترك الزئبق في الهواء في الدرجة العادية لا يصاحبه تفاعل يذكر مؤكداً بذلك بطء التفاعل عند هذه الدرجة على الرغم من تلقائية التفاعل
(∆G°r = -58.6KJ) .
إن اعتماد الثوابت المختلفة ( ∆H و ∆G و S ) على درجة الحرارة يعتبر من الحقائق العلمية الثابتة . ويمكننا الاستفادة من القيم الواردة بالجدول المدرج في ص ... لحساب هذه الثوابت عند درجات حرارة مختلفة وبطريقة تقريبية وبفرض أن قيم ∆H ، و S ، ثابتة عند درجات حرارة مختلفة . لكنها متقاربة وذلك لحساب (∆G) عند درجات مختلفة . وتبين الأمثلة التالية تطبيق هذه الطريقة لحساب (∆G) لتكون HgO عند درجتي حرارة (573°K)300°C و (773°K)500°C . ونبدأ الآن بحساب (∆Gr ) عند درجة 300°C .
≈ - 90.83 ≈ -91 KJ
T∆S ≈ 573(-0.1082) KJ
≈ -62.0 KJ
∆G ≈ ∆H-T∆S
≈ -91-(-62) = -29 KJ
وتدل هذه النتيجة ذات القيمة السالبة لتغير الطاقة الحرة على أن تكون HgO يحدث تلقائياً عند درجة حرارة 300°C . وقد لوحظ أن تسخين الزئبق لفترة طويلة عند 300°C أدى إلى ظهور الأكسيد مما يشير إلى ازدياد سرعة التفاعل عند هذه الدرجة عنه في درجة 25°C . أما تلقائية التفاعل فقد انخفضت عند ارتفاع درجة الحرارة .
وفي درجة 500°C ، وهي أعلى من درجة غليان الزئبق بحوالي 143°C ، يعامل الزئبق كأنه غاز وتحسب (∆Gr) للتفاعل بالمعادلة الغازية التالية : ـ
HgO (s) O2 (g) Hg (g)+
ففي درجة 25°C نجد أن : ـ
(المواد المتفاعلة ) ∑∆H°f - ( المواد الناتجة ) ∑∆H°r = ∆H°r
= -90.83-(61.32 +0) = - 152.15 KJ
وعند درجة حرارة 500°C نجد أن : ـ
∆H ≈ -152.15 ≈ -152KJ
(المواد المتفاعلة ) ∑S° - (المواد الناتجة ) T∑S° = T∆S°
( 0.2050)]} ≈ 773 {0.07029 - [ 0.1748 +
≈ 773 ( 0.07029-0.2773)
≈ -160 KJ/mol
∆G = ∆H-T∆S
∆G ≈ -152-(-160) = + 8KJ/mol
ورغم تحول الزئبق إلى غاز وما صاحب ذلك من جعل قيمة ∆H)) أكثر سلبية إلا أن قيمة (T∆S) تغيرت تماماً بتغير درجة الحرارة ولتجعل ∆G موجبة . وتدل هذه النتيجة علة أن التفاعل :
HgO (s) O2 (g) Hg (g)+
ويمكن بذلك الحصول على الزئبق نقياً عند تسخين أكسيد الزئبق في إناء مفتوح ( يسمح بهروب الأكسجين إلى الجو ) عند درجة حرارة 500°C .
في النهاية يجب التأكيد على أن جميع الحسابات السابقة تقريبية وأن قيم ∆H و S تتأثر بالحرارة خاصة إذا كان مدى تغيرها كبيراً .
الطاقة الحرة والاتزان : ـ Free Energy and Equilibrium
نعلم جيداً أن ∆G تحدد الكمية القصوى من الطاقة المتوافرة للقيام بشغل مفيد عند انتقال نظام ما من حالة إلى أخرى . ومع استمرار تفاعل ما بالحدوث ، يفقد تدريجيا قدرته على أداء شغل ، مقاساً بقيمة G ، إلى يصل في النهاية ، عند حصول الاتزان ، إلى حالة لا يكون عندها قادراً على أداء أي شغل إضافي . وهذا يعني أن كلا من المواد المتفاعلة والمواد الناتجة تملك نفس مقدار الطاقة الحرة لذلك فإن ∆G=0 ومن هنا فإننا نلاحظ أن قيمة ∆G لتغيير ما معين ، هي التي تحدد أين يقع النظام بالنسبة لوضع الاتزان .






جدول الخواص الديناميكية الحرارية(1) عند 25C°

∆S°
KJ / (mol * K ) ∆G°
K J / mol ∆H°
KJ / mol العنصر أو المركب
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)
التوقيع :
شكوت إلى وكيع سوء حفظي فأرشدني إلى ترك المعاصي وأخبرني بأن العلم نور ونور الله لا يؤتاه عاصي
aisha88 غير متصل   رد مع اقتباس
قديم 26-06-2006, 01:20 PM   #5
aisha88
كيميائي
 
الصورة الرمزية لـ aisha88
 





aisha88 على طريق التميز و النجاح
افتراضي

تابع.........
تعريفات خاصة بالبحث :ـ
حرارة التكوين : ـ
مقدار التغير في الأنثالبي أو المحتوى الحراري عند تكوين مول واحد من المركب من العناصر المكونة له في حالتها الأكثر ثباتاً في الظروف الاعتيادية .
إنثالبية التكون القياسية : ـ
هي التغير في الانثالبية الذي يصاحب تكون مول واحد من المادة عندما تتفاعل عناصرها في الحالة القياسية .
العملية الايزوثرمية : ـ
هي العملية التي تجرى عند درجة حرارة ثابتة (T = const) وتسمى أيضاً بالعملية ثابتة درجة الحرارة .
العملية الايزوبارية : ـ
هي العملية الجارية في ظروف ثبات الضغط (P = const) أو تسمى بالعملية ثابتة الضغط .
العملية الايزوكورية : ـ
هي العملية التي تجرى عند حجم ثابت (V = const) أو تسمى بالعملية ثابتة الحجم .
العملية الأديباتية : ـ
وهي العملية التي يمتص النظام فيها حرارة من الوسط المحيط ولا يبعث كمية من الحرارة على هذا الأخير أي أن Q = const أو لأنه لا يتم أي تبادل حراري بين النظام قيد الدراسة والوسط المحيط ، علماً بأن هذا 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 كمية الحرارة وبتغير الضغط ودرجة الحرارة في آن واحد .
قانون هيس : ـ
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 ذكره وأيضا لأشياء لا يتسع المجال لذكرها :ـ
يمكننا تعريف الديناميكا الحرارية بأنها دراسة علاقات الطاقة في صورها المختلفة كما أنها أساسية لجميع العلوم . وتختص الديناميكا الحرارية الكيميائية بدراسة علاقات الطاقة في النظم الكيميائية المختلفة . وتركز الكيمياء الحرارية الاهتمام على التغيرات الحرارية بواسطة مسعر يقيس كمية الحرارة الممتصة أو المنطلقة خلال تفاعل كيميائي وبدقة متناهية . وبمعرفة كميات المواد المشتركة نحسب أنثالبية تفاعل مول من المادة وهو أمر هام لكتابة معادلات الكيمياء الحرارية .
وتتميز كل مادة كيميائية بمحتوى حراري ( أو أنثالبية ) تحددها ظروف المادة المتفاعلة أما تغير الأنثالبية ( ∆H ) لتفاعل ما فيمثل التغير الحراري المصاحب لحدوث تفاعل أثناء ثبات الضغط . ولتغير الانثالبية علامة موجبة أو سالبة . فإذا كانت 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 بسيطة . أما قيم ( ∆H ) الواردة بالجدول فتشير إلى العناصر ومركباتها في حالتها القياسية الاختبارية الثابتة عند درجة حرارة 25C° وتحت ضغط واحد جوي . ويطلق على هذه الظروف بأنثالبية التكون القياسية وتشير إلى ما يطلقه تكون مول من مركز ما من حرارة تحت هذه الظروف عندما تتفاعل عناصره الأصلية مع بعضها .
وتعتبر طاقة تفكك الرابطة الكيميائية من الكميات الحرارية الهامة ـ إلى جانب الانثالبية ـ وكذلك متوسط طاقة الرابطة حينما يحتوي المركب على عدد من تلك الروابط . ونضيف إلى ذلك حرارة تكون ذرة أو أيون ، والألفة الألكترونية ، وطاقة التبلور لجامد أيوني ، وجميعها كميات حرارية شائعة الاستخدام في الكيمياء الحرارية مثل ما نجده في دورة بورن ـ هابر التي تبين أن إضافة الكميات السابقة إلى بعضها عند دراسة دورة كاملة من التغيرات تعطي محصلة تبلغ صفراً . وقد استخدمت دورة بورن ـ هابر لحساب كميات حرارية يصعب قياسها عملياً بصورة مباشرة .
ويعتبر القانون الأول للديناميكا الحرارية وصفاً لقانون بقاء الطاقة وتمثل الطاقة الداخلية ( E) كل ما يحتويه نظام كيميائي من طاقة وهي دالة لحالة المادة . أما التغير في الطاقة الداخلية (∆E) فيصاحب انتقال حرارة إلى النظام وقيامها بأداء عمل مفيد .
وتحدث تفاعلات كثيرة بشكل تلقائي . وتختلف التفاعلات الكيميائية عن بعضها في مدى التلقائية التي تحدث بها . وتعتمد قدرة التفاعل لكي يحدث تلقائياً على التغير الانثالبي ((∆H وكذلك على التغير في الحرارة وما يصاحبها من تغير في أنتروبية النظام (∆S) وهي مقياس لدرجة تشتت جزيئات النظام المتفاعلة . وتميل الأنتروبية في اتجاه حدها الأعظم كما يسمح به محتوى ذلك النظام من الطاقة ( الحرارية ) وذلك ما يذكره 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 جيبز الحرة (∆G) أما القسم الآخر من الطاقة فيقتصر دوره على ازدياد حالة تشتت جسيمات النظام وهو ما يعرف بانتروبية النظام . ويمكن حساب التغير في طاقة جيبز لتفاعل كيميائي من طاقة التكون الحرة القياسية للمواد المتفاعلة والمواد الناتجة منه . وتعتبر علامة ∆G السالبة أم الموجبة مؤشراً لتلقائية التفاعل الكيميائي ولكنه ليس مؤشراً للسرعة التي يحدث بها هذا التفاعل .



الجزء العملي


لغة بيسك المرئي Visual Basic
تعتبر لغة بيسك Basic من اللغات ذوات الاستخدام الواسع في مجال برمجة الحاسوب نظراً لأنها من أقدم 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 . ويكفي أن نشير إلى أن لغة بيسك المرئي VISUAL BASIC هي إحدى أكثر لغات البرمجة استخداماً في وقتنا الحاضر .
وترجع بداية لغة بيسك إلى سنة 1960 ف تم تجهيزها على يد الأستاذين Kenney و Kurtz في كلية دارثموت ، وقد راعيا أن تكون هذه اللغة بسيطة التعلم ومتعددة الأغراض ، وقد سميت BISIC اشتقاقاً من الكلمات : ـ
Beginners All - PurPose Symbolic Instruction Code
أي لغة متعددة الأغراض للمبتدئين .
ومن المهم أن نشير هنا إلى وجود أكثر من نظام للغة بيسك . على سبيل المثال نجد الأنظمة التالية ذوات استخدام واسع في برمجة الحاسوب : ـ
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:-
احسب التغير فى طاقة جيبس الحرة G للتفاعل الكيميائي حسب حرارة التكوين القياسية والانتروبى للمواد المشاركة فى التفاعل التالي عند درجة حرارة 298 كلفن:-

المادة :-
:--315.39 -92.3 -46.19
:- 94.56 186.7 192.5
الحل______________________________________________ __
بما ان طاقة جيبس تساوى :-

إذا ينبغي علينا حساب كل من








∆S = 94.56- [(192.5)+(186.7)]



بما أن
إذا التفاعل يجرى تلقائيا.البرنامج بلغة بيسك المرئي : ـ
Private Sub Form_Load( )
A = InputBox عدد المواد المتفاعلة " )")
B = InputBox عدد المواد الناتجة " )”)
T = InputBox درجة الحرارة بالكلفن ")”)
Sum1 = 0
Sum2 = 0
For I = 1 To A
X = InputBox قيمة الانثالبي ")”)
Y = InputBox معامل المادة ")”)
C = InputBox قيمة الانتروبي ") ”)
Z! = X * Y
Sum1 = Sum1 + Z!
V! = C * Y
Sum2 = Sum2 + V!
Next I
Sum3 = 0
Sum4 = 0
For J = 1 To B
E = InputBox (“ قيمة الانثالبي “ )
F = InputBox معامل المادة ") “ )
G = InputBox قيمة الانتروبي")”)
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
Print Q, طاقة جبس " “
Print N, "التغير في الأنتروبي "
Print M, "التغير في الأنثالبي "
Print S, قانون هيس""
End Sub
التوقيع :
شكوت إلى وكيع سوء حفظي فأرشدني إلى ترك المعاصي وأخبرني بأن العلم نور ونور الله لا يؤتاه عاصي
aisha88 غير متصل   رد مع اقتباس
قديم 26-06-2006, 01:24 PM   #6
aisha88
كيميائي
 
الصورة الرمزية لـ aisha88
 





aisha88 على طريق التميز و النجاح
افتراضي

السلام عليكم ورحمة الله وبركاته
عفوا سادتي إن لم أتمكن من نسخ كل ما يتعلق بالبحث وأرجوا أن لاتؤثر هذه النقائص بالبحث شيئا وأتمنى أن تعم الفائدة على الجميع
التوقيع :
شكوت إلى وكيع سوء حفظي فأرشدني إلى ترك المعاصي وأخبرني بأن العلم نور ونور الله لا يؤتاه عاصي
aisha88 غير متصل   رد مع اقتباس
قديم 28-06-2006, 10:45 PM   #7
كيمياء تحليلية
عزيز وغالي
 





كيمياء تحليلية على طريق التميز و النجاح
افتراضي

رائع جداً و بصراحة فكرة حلوة ان كل واحد عمل بحث خلال دراسته ينزلة على المنتدى لكي يستفيد الجميع و تسهيل لطلاب العلم في جمع والحصول على المعلومة و إن شاء الله أحاول في الايام المقبلة أنزل بحث عندي ( بس يارب الوقت يسعفني لاننا بصراحة في اجازة و الواحد ما يضمن ظروفة )
التوقيع :
The winners have all done things that first make people LAUGH, then make them THINK
كيمياء تحليلية غير متصل   رد مع اقتباس
قديم 29-06-2006, 02:30 AM   #8
شما
Be Smile
 
الصورة الرمزية لـ شما
 





شما على طريق التميز و النجاح
افتراضي

السلام عليكم ورحمة الله وبركاته

بارك الله فيك , وفي جهدك , ووقتك

أسأل الله أن ينفع به أخوانك وأخواتك الطلاب والطالبات

وتجدين صدى دعواتهم في قلبك
شما غير متصل   رد مع اقتباس
قديم 29-06-2006, 05:23 PM   #9
aisha88
كيميائي
 
الصورة الرمزية لـ aisha88
 





aisha88 على طريق التميز و النجاح
افتراضي

السلام عليكم ورحمة الله وبركاته
تسلمون أخواتي على مروركم الكريم
ومشكورين واجد على كلماتكم الطيبة وكل ما أتمناه أنه الاستفادة تشمل كل من يمر على هذا الموضوع
التوقيع :
شكوت إلى وكيع سوء حفظي فأرشدني إلى ترك المعاصي وأخبرني بأن العلم نور ونور الله لا يؤتاه عاصي
aisha88 غير متصل   رد مع اقتباس
قديم 10-09-2006, 09:31 PM   #10
ريووف
كيميائي
 
الصورة الرمزية لـ ريووف
 





ريووف على طريق التميز و النجاح
افتراضي

يعطيك العافية اختي عائشة،لكن سؤالي لك......
البحث هذا ((بيببر))أقصد ورقة عمل لنيل درجة علمية ولا ماهو اساسه لانه ملئني بالتعجب فأول مرة أرى بيبر باللغة العربية
ريووف غير متصل   رد مع اقتباس
قديم 04-01-2007, 10:55 AM   #11
aisha88
كيميائي
 
الصورة الرمزية لـ aisha88
 





aisha88 على طريق التميز و النجاح
icon14 رد بخصوص تساؤل

السلام عليكم ورحمة الله وبركاته
آسفة لأن ردي جاء متأخراً بسبب بعض الظروف
هذا البحث أعددته أثناء دراستي الجامعية في السنة الثالثة وكان طلباً من دكتور مادة الكيمياء الفيزيائية على أن هذا النوع من البحوث مطلوب من الطلبة الذي يرى فيهم علامات التميز والحمد لله أظنني كنت واحدة منهم وأرجوا أن أكون وفقت بالفعل في إعداد هذا البحث بالشكل المطلوب
التوقيع :
شكوت إلى وكيع سوء حفظي فأرشدني إلى ترك المعاصي وأخبرني بأن العلم نور ونور الله لا يؤتاه عاصي
aisha88 غير متصل   رد مع اقتباس
قديم 14-01-2007, 08:44 PM   #12
kaiyali
مشرف بيت الأسئلة وكيمياء المرحلة الجامعية
 





مشاركات المدونة: 1
kaiyali على طريق التميز و النجاح
افتراضي الكيمياء الحرارية

موضوع ممتاز الجهد فيه واضح
واتمنى ان ينشر كاملا في بيت البحوث العلمية على شكل ملف ورد ان امكن لتلافي النقص
مع كل الشكر والتقدير وبانتظار المزيد
التوقيع :

أحمد عصام كيالي
kaiyali غير متصل   رد مع اقتباس
قديم 21-01-2007, 11:54 PM   #13
aisha88
كيميائي
 
الصورة الرمزية لـ aisha88
 





aisha88 على طريق التميز و النجاح
افتراضي

السلام عليكم ورحمة الله وبركاته
مشكور أخي على كلماتك الي ترفع المعنويات وأتمنى أنه بالفعل متميز
وأتمنى أن أتمكن من نشره كاملا لأن هدفنا الفائدة ولا نرجو سوى الدعاء
كما نرجوا من أي عمل أن ننال رضى الله
التوقيع :
شكوت إلى وكيع سوء حفظي فأرشدني إلى ترك المعاصي وأخبرني بأن العلم نور ونور الله لا يؤتاه عاصي
aisha88 غير متصل   رد مع اقتباس
قديم 22-01-2007, 03:25 PM   #14
Nuhaaa
كيميائي نشط
 
الصورة الرمزية لـ Nuhaaa
 





Nuhaaa على طريق التميز و النجاح
افتراضي

يعطك 1000000000 عافيه
التوقيع :
Nuhaaa غير متصل   رد مع اقتباس
قديم 24-01-2007, 03:26 PM   #15
aisha88
كيميائي
 
الصورة الرمزية لـ aisha88
 





aisha88 على طريق التميز و النجاح
افتراضي

السلام عليكم ورحمة الله وبركاته
الله يعافيك أختي في الله
وجزاك خيراً وشكراً للجميع على المرور العطر
التوقيع :
شكوت إلى وكيع سوء حفظي فأرشدني إلى ترك المعاصي وأخبرني بأن العلم نور ونور الله لا يؤتاه عاصي
aisha88 غير متصل   رد مع اقتباس
إضافة رد


زوار هذا الموضوع الآن : 1 (0 عضو و 1 ضيف)
 
أدوات الموضوع

ضوابط المشاركة
غير مصرّح لك بنشر موضوع جديد
غير مصرّح لك بنشر ردود
غير مصرّح لك برفع مرفقات
غير مصرّح لك بتعديل مشاركاتك

وسوم vB : نشيط
كود [IMG] : نشيط
كود هتمل : خامل

الانتقال السريع


التوقيت حسب جرينتش +3. الساعة الآن 02:15 AM.







Powered by: vBulletin® Version 3.8.7 Copyright ©2000-2014, Jelsoft Enterprises Ltd.
Translated By vBulletin®Club©2002-2014
Ads Management Version 3.0.1 by Saeed Al-Atwi