ملخص الكيمياء تانية ثانوي، الترم الأول التفاعلات الكيميائية وتغيرات الإنثالبي

1. أهداف التعلم

1. تعريف التفاعل الكيميائي وربطه بنقل الحرارة.
2. تمييز التفاعلات الطاردة للحرارة (exothermic) عن الماصة للحرارة (endothermic).
3. شرح مفهوم الإنثالبي (H) ووحدة قياسه (الجول J).
4. حساب تغير الإنثالبي (ΔH) للتفاعلات المختلفة وتحديد إشارته.
5. التعرف على الأنواع المختلفة لإنثالبي التفاعل: احتراق، تكوين، ذوبان، تعادل، وتغير طور.
6. تطبيق مفهوم تغير الإنثالبي على الظواهر اليومية (كيس التبريد الفوري، الوقود، التبخر).
7. كتابة المعادلات الحرارية المتوازنة مع قيمة ΔH المناسبة.
8. حل مسائل كمية الطاقة المتبادلة في تفاعلات محددة.

---

2. المصطلحات والتعريفات الكيميائية

---

3. التفاعلات والمعادلات الكيميائية

3.1 تفاعل طارد للحرارة (Exothermic)

2H₂ + O₂ → 2H₂O          ΔH = -286 kJ (احتراق الهيدروجين)

نوع التفاعل: احتراق (أكسدة‑اختزال)
الشروط: وجود مصدر طاقة للبدء (شرارة أو حرارة أولية)؛ ضغط جوي عادي.
الملاحظة: انبعاث حرارة وضوء، تغير لون اللهب إلى أزرق.

3.2 تفاعل ماص للحرارة (Endothermic)

NH₄NO₃(s) → NH₄⁺(aq) + NO₃⁻(aq)   ΔH = +25.7 kJ/mol (تقريباً)

نوع التفاعل: ذوبان ماص للحرارة
الشروط: ذوبان في ماء بكمية كافية؛ لا حاجة لحرارة خارجية.
الملاحظة: انخفاض درجة حرارة المزيج، يصبح باردًا للملامسة.

3.3 إنثالبي الاحتراق

C (graphite) + O₂ → CO₂(g)   ΔH = -393.5 kJ/mol

نوع التفاعل: احتراق كامل للكربون.
الشروط: وجود أكسجين بكمية فائضة؛ حرارة أولية لبدء الاشتعال.
الملاحظة: انبعاث حرارة قوية، تكون غاز ثاني أكسيد الكربون.

3.4 إنثالبي التكوين

C (graphite) + O₂ → CO₂(g)   ΔH_f° = -393.5 kJ/mol

(نفس المعادلة السابقة تُستَخدم كإنثالبي تكوين لأن العناصر في حالتها القياسية).

3.5 إنثالبي الذوبان (Solution)

NaOH(s) → Na⁺(aq) + OH⁻(aq)   ΔH_sol = -44.5 kJ/mol

نوع التفاعل: ذوبان طارد للحرارة.

3.6 إنثالبي التعادل (Neutralisation)

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)   ΔH_neut ≈ -57 kJ/mol

نوع التفاعل: تفاعل حمض‑قاعدة ينتج ماء.

3.7 إنثالبي تغير الطور (Phase Change)

H₂O(l) → H₂O(g)   ΔH_vap = +40.7 kJ/mol

(تسخين 9.0 g ماء إلى بخار يمتص 22 kJ؛ حساب ΔH للكتلة المعطاة).

3.8 معادلة حرارية لتفاعل إيثان كامل الاحتراق

C₂H₆(g) + 7⁄2 O₂(g) → 2CO₂(g) + 3H₂O(l)   ΔH = -1562 kJ/mol

نوع التفاعل: احتراق إيثان.

3.9 معادلة تجريبية لتفاعل ذوبان كلوريد الكالسيوم (طارد للحرارة)

CaCl₂(s) → Ca²⁺(aq) + 2Cl⁻(aq)   ΔH ≈ -? kJ/mol (تجربة مختبرية تُظهر ارتفاع درجة الحرارة)

3.10 معادلة تجريبية لتفاعل ذوبان نترات الأمونيوم (ماص للحرارة)

NH₄NO₃(s) → NH₄⁺(aq) + NO₃⁻(aq)   ΔH ≈ +25.7 kJ/mol

---

4. الخواص والتركيب

---

5. التطبيقات والاستخدامات

1. كيس التبريد الفوري – يعتمد على تفاعل ماص للحرارة (ذوبان نترات الأمونيوم) لتقليل درجة حرارة الجلد.
2. كيس التسخين الفوري – يستخدم تفاعل طارد للحرارة (مثلاً ماغنيسيوم + ماء) لتوليد حرارة سريعة.
3. تصميم الوقود – معرفة إنثالبي الاحتراق تساعد في اختيار وقود يطلق حرارة كافية مع أقل انبعاثات كربونية.
4. تحسين بطاريات – التحكم في إنثالبي التفاعل داخل الخلايا يحد من فقدان الطاقة الحرارية.
5. الصناعات الكيميائية – حساب ΔH لتحديد ما إذا كان التفاعل يتطلب تبريد أو تسخين صناعي.
6. التبخر والتكثيف – استغلال إنثالبي التبخر لتبريد المباني (مبادئ التكييف).

---

6. جدول مقارنة بين أنواع إنثالبي التفاعل

---

7. مسائل محلولة

مسألة 1: حساب حرارة التفاعل عند ذوبان 50 g من NaOH في ماء

المعطيات

• ΔH_sol (NaOH) = -44.5 kJ/mol
• الكتلة المذوبة = 50 g
• الكتلة المولية NaOH = 40 g/mol

الحل

1. حساب عدد المولات: n = 50 g ÷ 40 g/mol = 1.25 mol
2. حرارة التفاعل: q = n × ΔH_sol = 1.25 mol × (-44.5 kJ/mol) = -55.6 kJ

النتيجة
يمتص النظام 55.6 kJ من البيئة (الحرارة تُطلق، لذا يصبح المزيج أكثر حرارة).

مسألة 2: حساب كمية الحرارة المطلوبة لتبخير 9.0 g ماء عند 25 °C

المعطيات

• ΔH_vap (ماء) = +40.7 kJ/mol
• الكتلة = 9.0 g
• الكتلة المولية ماء = 18 g/mol

الحل

1. عدد المولات: n = 9.0 g ÷ 18 g/mol = 0.50 mol
2. الحرارة المطلوبة: q = n × ΔH_vap = 0.50 mol × 40.7 kJ/mol = 20.35 kJ

النتيجة
يحتاج تبخير 9 g ماء إلى امتصاص 20.35 kJ من البيئة؛ القيم المذكورة في النص (22 kJ) تتقارب مع هذا الحساب مع اعتبار حرارة إضافية من البيئة.

---

8. تنبيهات الامتحان (أخطاء شائعة)

1. خلط إشارة ΔH – تذكر أن ΔH سالب يعني طارد للحرارة، وموجب يعني ماص.
2. استخدام وحدة غير صحيحة – يجب كتابة الطاقة بالجول (J) أو الكيلوجول (kJ) مع القوسين.
3. نسيان كتابة حالة المادة – يجب كتابة (s)، (l)، (g)، أو (aq) بعد كل صيغ كيميائية.
4. إهمال معامل التوازن – عند كتابة معادلة حرارية يجب أن يكون معامل المادة ذات ΔH = 1 mol (حسب القاعدة المذكورة).

---

9. قائمة المراجعة قبل الامتحان

• [ ] تعريف كل من التفاعل الطارد والماص للحرارة.
• [ ] كتابة معادلة ΔH العامة وتحديد إشارة القيمة.
• [ ] معرفة وحدة الإنثالبي (J أو kJ) ورمزها (H).
• [ ] تمييز إنثالبي الاحتراق، التكوين، الذوبان، التعادل، وتغير الطور.
• [ ] تطبيق قانون هيس لحساب ΔH لتفاعل معقد.
• [ ] حساب عدد المولات من الكتلة أو العكس لاستخدامها في حسابات الطاقة.
• [ ] كتابة الحالة الفيزيائية للمتفاعلات والمنتجات في كل معادلة.
• [ ] معرفة أن إنثالبي الاحتراق دائمًا سالب.
• [ ] القدرة على تفسير الظواهر اليومية (كيس التبريد/التسخين) من خلال ΔH.
• [ ] مراجعة القواعد الخاصة بكتابة المعادلات (معامل 1 mol للمادة ذات ΔH).
• [ ] التدرب على تحويل الطاقة بين kJ و J عند الحاجة.
• [ ] قراءة السؤال بعناية لتحديد ما إذا كان مطلوبًا حساب حرارة التفاعل أو تحديد نوعه.

---

10. جميع المعادلات دفعة واحدة

1) 2H₂ + O₂ → 2H₂O          ΔH = -286 kJ
2) NH₄NO₃(s) → NH₄⁺(aq) + NO₃⁻(aq)   ΔH = +25.7 kJ/mol
3) C (graphite) + O₂ → CO₂(g)   ΔH = -393.5 kJ/mol
4) NaOH(s) → Na⁺(aq) + OH⁻(aq)   ΔH = -44.5 kJ/mol
5) HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)   ΔH ≈ -57 kJ/mol
6) H₂O(l) → H₂O(g)   ΔH = +40.7 kJ/mol
7) C₂H₆(g) + 7⁄2 O₂(g) → 2CO₂(g) + 3H₂O(l)   ΔH = -1562 kJ/mol
8) CaCl₂(s) → Ca²⁺(aq) + 2Cl⁻(aq)   ΔH (طارد) ≈ -? kJ/mol
9) NH₄NO₃(s) → NH₄⁺(aq) + NO₃⁻(aq)   ΔH (ماص) ≈ +25.7 kJ/mol

---

بالتوفيق في امتحاناتك!