تبیان، دستیار زندگی

ظرفیت گرمایی

«ظرفیت گرمایی» یک جسم ، گرمای مورد نیاز برای افزایش دمای آن به اندازه یک درجه سلسیوس است. «ظرفیت گرمایی ویژه» گرمای مورد نیاز برای افزایش دمای یک گرم از جسمی به اندازه ی یک درجه سلسیوس است.

خواص ترمودینامیکی :

1- خواص مقداری : به مقدار ماده وابسته است مانند جرم و حجم
2- خواص شدتی : به مقدار ماده بستگی ندارد مانند دمای ذوب و جوش  

جریان انرژی در سیستم :

هر ذره در سیستم دارای انرژی جنبشی و پتانسیل است. مجموع این انرژیها برای ذرات تشکیل دهنده سیستم انرژی درونی سیستم نامیده می شود. در یک سیستم شیمیایی تغییر انرژی درونی Δ E عبارت است از :

 ΔE =  E پایانی - Eآغازی =  E فرآورده – Eمواد اولیه = E2 – E1

باید توجه داشت که تغییر انرژی در سیستم با تغییر انرژی محیط اطراف آن همراه است. به عبارت دیگر کل انرژی جهان ثابت است . بنابر این هر تغییر در انرژی یک سیستم ترمودینامیکی با تغییر دیگری در محیط متعادل می شود.اگر انرژی محیط پیرامون آن افزایش می یابد و برعکس

تابع حالت و وابسته نبودن انرژی درونی به مسیر:

اگر برای انجام فرآیندی مسیرهای متفاوتی وجود داشته باشد، تغییر انرژی درونی سیستم در تمام مسیرها یکسان است و فقط به حالت آغازی و پایانی سیستم وابسته است بنابر این انرژی درونی یک تابع حالت است. به عنوان مثال یک واکنش گرماده مثل سوختن اکتان را در نظر بگیرید.

گرمای حاصل از این واکنش ممکن است صرف انجام کار (به حرکت درآمدن خودرو) و یا گرم کردن موتور خودرو شود، یا در حالتی دیگر کل گرمای حاصل از واکنش به محیط اطراف داده شود ولی در کلیه حالتها تغییر انرژی درونی یکسان است.

قانون اول ترمودینامیک:

انرژی کل جهان ثابت است. انرژی نه بوجود می آید و نه از بین می رود، اما می تواند به سه طریق زیر تغییر کند:
1- از طریق بدست آوردن یا از دست دادن گرم (q) که در اینصورت
ΔE=-g,+g

2- از طریق انجام کار توسط سیستم روی محیط و یا توسط روی سیستم که در اینصورت
w,-w=ΔE+
3- از طریق مبادله ی گرما و کار با محیط خارج هر دو در یک زمان که در اینصورت
ΔE = w+q
نتیجه اینکه کار و گرما انواع متفاوت انرژی هستند که به هم تبدیل می شوند. Δ E می تواند مثبت و هم منفی باشد. منفی بودن به معنای گرماده بودن و انجام کار توسط سیستم روی محیط است. مثبت بودن به معنای گرماگیر بودن و انجام کار توسط محیط روی سیستم است.  

کار ناشی از انبساط:

وقتی گازی منبسط می شود روی محیط خود کار انجام می دهد و این نوع کار را کار انبساطی یا کار ناشی از انبساط می گویند. چون این نوع کار ناشی از تغییر حجم است. مقدار pv کار انجام شده توسط یک سیستم در فشار ثابت است. کار pv می تواند توسط واکنش شیمیایی که حجم آن در ضمن واکنش افزایش می یابد صورت گیرد.
یعنی کل حجم فرآورده ها بیشتر از کل حجم واکنش دهنده ها باشد.

تغییر حجمp - Δv فشار = w کار انجام شده

اگر تعداد مول گازهای فرآورده بیش از تعداد مول گازهای واکنش دهنده باشد
ΔV > 0 <--- منفی است W

اگر تعداد مول گازهای فرآورده مساوی با تعداد مول گازهای واکنش دهنده باشد
ΔV = 0 ---> W = 0

اگر تعداد مول گازهای فرآورده کمتر از تعداد مول گازهای واکنش دهنده باشد
ΔV <0 ---> W مثبت است  

آنتالپی:

آنتالپی عبارت است از تغییر انرژی یک سیستم در فشار ثابت . آنتالپی یک تابع حالت است و تغییر آن فقط به آغازی و پایانی فرآیند بستگی دارد و با Δ H نشان داده می شود
واکنش دهنده ها H - H فرآورده ها= ΔH
آنتالپی مربوط به مبادله انرژی همراه با انجام کار توسط سیستم روی محیط پیرامون یا برعکس است و میزان آن با تغییر انرژی درونی تفاوت دارد.
در یک واکنش گرماده ، گرما آزاد می شود و آنتالپی سیستم کاهش می یابد مثل سوختن متان ΔH < 0
در یک واکنش گرماگیر ، گرما وارد سیستم می شود و آنتالپی سیستم افزایش می یابد. ذوب شدن یخ ΔH>0

حالت استاندارد:

برای اینکه اندازه گیری گرما همه ی واکنشها در شرایط یکسانی انجام گیرند، شرایط ویژه ای به نام حالت استاندارد ترمودینامیکی ، تعیین شده است. حالت استاندارد ترمودینامیکی ، پایدارترین شکل ماده خالص در فشار یک اتمسفر و دمایی مشخص (معمولاً دمای اتاق ، ۲۵ ْ C) تعریف می شود ، برای اینکه مشخص باشد اندازه گیریها در شرایط استاندارد انجام شده علامت « ْ» را بالای خاصیت اندازه گیری شده قرار می دهند. مثل ْ ΔH  

برخی از تغییر آنتالپی های مهم:

1- آنتالپی تشکیل ( تشکیل ْ ΔH) :
گرمای تشکیل برابر مقدار گرمایی است که موقع تشکیل یک مول از ترکیب از مواد ساده ی سازنده اش در فشار ثابت حاصل می شود.
(C(S) + 2H2(g) ---> CH4(g
ΔH ْ تشکیل = - I74/9KJ
آنتالپی تشکیل می شود مثبت یا منفی باشد ( تشکیل شدن گرماگیر یا گرماده باشد) . آنتالپی تشکیل پایدارترین دگر شکل یک عنصر در حالت استاندارد صفر در نظر گرفته شده است .

۲ – آنتالپی سوختن ( سوختن ΔH) :
گرمای حاصل از سوختن یک مول از ماده در مقدار کافی اکسیژن خالص در فشار ثابت را آنتالپی سوختن می نامند. مثلاً از سوختن یک مول متان Kg۸۰۲/۷ گرما آزاد می شود.

۳ – آنتالپی ذوب (ذوب ΔH) :
مقدار گرمای لازم برای ذوب شدن یک مول ماده را آنتالپی ذوب آن ماده می نامند. مثلاً برای ذوب کردن یک مول نفتالن kg ۱۸/۹۸ گرما لازم است.

۴ – آنتالپی تبخیر (تبخیر ΔH)
وقتی یک مول از ماده ای تصعید شود، تغییر آنتالپی این فرآیند را آنتالپی تصعید می نامند. یک مول یخ خشک در فشار معمولی مستقیماً به گاز CO2 تبدیل می شود و Kg۲۵/۲ گرما می گیرد.

5 – آنتالپی پیوند :
اتمهای H در مولکول H2 توسط پیوند کووالانسی به هم متصل شده اند. برای شکستن این پیوند باید انرژی مصرف شود. به انرژی لازم برای شکستن پیوند انرژی تفکیک پیوند یا آنتالپی پیوند می گویند.
این مقدار برای ملکول H2 برابر KJ۴۳۵ است.  

روشهای غیرمستقیم تعیین آنتالپی :

بر طبق قانون هس «اگر یک واکنش جمع دو یا چند واکنش دیگر باشد، Δ H واکنش کلی مجموع مقادیر Δ H همه ی واکنشهای تشکیل دهنده آن است.

مثال :Δ H واکنش زیر را بدست آورید
2NH3(g) + 3 N2O(g) ® 4 N2(g) + 3 H2O (l) Δ

1) 4 NH3(g) + 3 O2 (g) ---> 2N2(g) + 6 H2O (l) ΔH = -153 kj
2) N2o (g) + H2 (g) ---> N2 (g) + H2O (l) Δ H = -367/4 kj
3) H2(g) ---> N2 (g) + H2O (l) Δ H = -285/9kj

پاسخ : چون معادله مورد نظر دارای ۲ مول NH3 در طرف چپ است معادله ی اول را بر ۲ تقسیم می کنیم.
Δ H معادله اول هم بر ۲ تقسیم می شود.

معادله دوم و Δ H آن را در ۳ ضرب می کنیم تا ضریب N2O با ضریب معادله ی مورد نظر یکی شود. برای حذف H2۳ از سمت چپ باید معادله سوم را در ۳ ضرب کرده و سپس آن را وارونه کنیم. علامت با ضریب معادله ی مورد نظر یکی شود. Δ H آن هم تغییر می کند (چون وارونه شده)
1) 2 NH3(g) + 2/1 O2 (g) ---> N2(g) + 3 H2O (l) ΔH = -765/5 kj
2) 3 N2o (g) +3 H2 (g) ---> 3N2 (g) +3 H2O (l) Δ H = -1102/2 kj
3) 3 H2O (l) ---> 3 H2(g)+ ½ o2 (g) Δ H = + 85/7 kj
این معادله ها و Δ H های آن را با هم جمع می کنیم. موارد مشابه را از دو طرف حذف می کنیم.

NH3 (g) + 3 N2O (g) ---> 4 N2(g) + 3 H2O (l
Δ H =-2
1010 kj