Lesson Explainer: تغيُّرات الطاقة في التفاعلاتChemistry • First Year of Secondary School

Start Practising

في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نتعرَّف على الأنواع المختلفة من الطاقة، وكيف نربط التغيُّرات في الطاقة بالروابط الكيميائية والتفاعلات الكيميائية.

الطاقة عبارة عن كمية تُوجَد في صور مختلفة. قد تكون طاقة الحركة مألوفة؛ لأنها طاقة الجسم المتحرِّك، لكن ثمة صور أخرى من الطاقة أقل أُلفة؛ لأنها تكون مخزَّنة في الجسم. وهذا النوع من الطاقة المخزَّنة يُصنَّف بمعناه الواسع على أنه الطاقة الكامنة أو طاقة الوضع، وهي الطاقة التي يكتسبها الجسم نتيجة موضعه بالنسبة إلى أجسام أخرى. وتُعَد الطاقة الكيميائية نوعًا هامًّا من أنواع طاقات الوضع؛ وتكون مهمة للغاية عند تناول تغيُّرات الطاقة في التفاعلات الكيميائية. ويوضِّح الجدول الآتي بعضًا من صور الطاقة.

هناك العديد من صور الطاقة، ويمكن للطاقة أن تتحوَّل من صورة إلى أخرى. مثلًا، يكون للكرة الموجودة أعلى تل طاقة وضع. وعندما تتدحرج الكرة لأسفل التل، تتحوَّل طاقة الوضع إلى طاقة حركة (حركة الكرة)، وطاقة حرارية (تسخين الكرة، والأرضية، والهواء بفعل الاحتكاك)، وطاقة صوتية. وخلال تحوُّل الطاقة، يجب أن يظل المقدار الكلي للطاقة كما هو. ويمكن تلخيص ذلك بقانون حفظ الطاقة الذي ينص على أن الطاقة الكلية في الكون يُفترَض أن تكون ثابتة. ولذا، فإن الطاقة لا تفنى ولا تُستحدَث، بل تتحوَّل من صورة إلى أخرى فحسب.

قانون: قانون حفظ الطاقة

ينص قانون حفظ الطاقة على أن الطاقة لا تفنى ولا تُستحدَث، بل تتحوَّل من صورة إلى أخرى فحسب.

يمكن قياس جميع أنواع الطاقة بوحدة الجول (J). وباعتبارها قيمة مرجعية، نحتاج إلى 4.184 جول من الطاقة لرفع درجة حرارة ملليلتر واحد من الماء بمقدار درجة سلزية واحدة. كما يمكننا قياس الطاقة بوحدات الكيلو جول (kJ)، والسعر الحراري (cal)، والكيلو سعر حراري (kcal أو Cal). ويمكن تحويل الجول إلى أيٍّ من هذه الوحدات باستخدام معاملات التحويل الآتية: 

أنواع الطاقة ذات الأهمية الخاصة للكيميائيين هي الطاقة الكيميائية، والحرارية، والإشعاعية، وقد يُشار إلى الطاقة الإشعاعية في بعض المصادر باسم الطاقة الضوئية. وعادةً ما تفسَّر الطاقة الكيميائية الكامنة بأنها الطاقة المخزَّنة في الروابط الكيميائية. ومع ذلك، يظل للذرات غير المترابطة طاقة وضع. تَنتج الطاقة الكيميائية الكامنة عن الأماكن النسبية للجسيمات وقوى التجاذب الكهروستاتيكي بينها.

في جزيء الهيدروجين ()، هناك مزيج من قوى التجاذب والتنافر بين البروتونات والإلكترونات في الذرتين.

عندما تكون القوى متوازنة، تكون الذرتان على مسافة معيَّنة كلٌّ منهما من الأخرى. وعند هذه المسافة، يكون لجزيء الهيدروجين أدنى طاقة كيميائية كامنة. ولفصل الذرتين، لا بد من التغلُّب على قوة التجاذب عن طريق إمداد الجزيء بالمزيد من الطاقة، وعادةً ما تكون هذه الطاقة على صورة طاقة حرارية أو طاقة إشعاعية. وعند تسخين الذرات لفصلها، أو استخدام الطاقة الإشعاعية كالموجات فوق البنفسجية لعمل ذلك، فإن الطاقة الإضافية تتحوَّل إلى طاقة كيميائية كامنة. ولذا، تكون الطاقة الكيميائية الكامنة للذرتين وهما مفصولتان أكبر من الطاقة الكيميائية الكامنة للذرتين وهما مرتبطتان.

وإذا كوَّنت الذرتان رابطة مرة أخرى، فستقل الطاقة الكيميائية الكامنة. ولا بد للطاقة الكيميائية الكامنة الزائدة أن تتحوَّل إلى صورة أخرى من صور الطاقة؛ كالحرارة، أو الضوء، أو الصوت. ومن ثَمَّ، فإن كسر الروابط يتطلَّب طاقة، أما تكوين الروابط فدائمًا ما يُطلِق طاقة.

إن الذرات والجزيئات والجسيمات التي ليست عند الصفر المطلَق تُظهِر حركة. وهذا يعني أن لكلٍّ منها طاقة حركة. الطاقة الحرارية لأي مادة هي مجموع طاقات حركة جزيئات المادة كلها. وعندما نقيس درجة حرارة مادة ما، فإننا نقيس متوسط طاقة حركة الجسيمات. ومن المهم أن ندرك أن الطاقة الحرارية للمادة لا تُشير إلى مدى سخونة المادة أو برودتها، كما لا تُشير درجة الحرارة إلى الطاقة الحرارية الكلية للمادة.

على سبيل المثال، يكون لكوب من الماء المغلي درجة حرارة أعلى من درجة حرارة حمام سباحة؛ لأن الجزيئات في الكوب تتحرَّك، في المتوسط، أسرع من الجزيئات في حمام السباحة. ومع ذلك، فإن كمية الطاقة الحرارية لحمام السباحة أكبر. وسبب ذلك أن حمام السباحة يحتوي على جزيئات أكثر. ومن ثَمَّ، فإن مجموع طاقة الحركة لحمام السباحة أكبر من مجموع طاقة الحركة لكوب الماء المغلي.

يُستخدَم مصطلحا الحرارة والطاقة الحرارية عادةً بالمعنى نفسه، لكن الحرارة تُشير تحديدًا إلى الطاقة التي تنتقل من مادة متوسط طاقة حركتها أكبر (درجة حرارة أعلى) إلى مادة متوسط طاقة حركتها أصغر (درجة حرارة أقل). وإذا تلامس جسمان، فإن الجسم الأعلى في درجة الحرارة يعمل على تسخين الجسم الأقل في درجة الحرارة إلى أن يصلا إلى درجة الحرارة نفسها.

الطاقة الإشعاعية هي طاقة الفوتونات التي تتحرَّك على شكل موجات. الأشعة السينية، والأشعة فوق البنفسجية، والموجات الميكروية، كلها لها طاقة إشعاعية. وعندما يكون الطول الموجي للفوتونات بين 400 و700 نانومتر،يمكننا ملاحظة الطاقة الإشعاعية على صورة ضوء مرئي.

مثال ١: تحديد أنواع الطاقة الناتجة عن التفاعل

خُلِطت أكسالات ثنائي الفينيل، وبيروكسيد الهيدروجين، والرودامين ب في أنبوب بلاستيكي. بعد بضع ثوانٍ، ازداد الأنبوب البلاستيكي سخونةً، وبدأ الخليط الناتج في التوهُّج بلون أحمر زاهٍ. أيُّ أنواع الطاقة يُنتجها هذا الخليط؟

الحل

إن الأنبوب ساخن؛ لأن الطاقة الحرارية تنطلق من التفاعل. وهذا يُشار إليه عادةً بالحرارة. كما نلاحظ توهُّجًا أحمر زاهيًا عندما ينطلق إشعاع كهرومغناطيسي مرئي أو تنطلق طاقة إشعاعية. وهذا يُشار إليه عادةً بالضوء. إذن أنواع الطاقة المنبعثة من الخليط هي الطاقة الحرارية والطاقة الضوئية.

لمساعدتنا في استكمال فهم تحولات الطاقة وصورها في التفاعلات، من المفيد أن نعرِّف النظام ووسطه المحيط. إن النظام جزء معيَّن من الكون نرغب في ملاحظته، ويتضمَّن الوسط المحيط أي شيء ليس جزءًا من النظام.

تعريف: النظام

النظام هو الجزء المعيَّن من الكون الذي نرغب في ملاحظته.

تعريف: الوسط المحيط

يتضمَّن الوسط المحيط أي شيء ليس جزءًا من النظام.

في المثال الآتي، يُعرَّف المحلول بأنه النظام. وهذا يعني أن الكأس الزجاجية، والهواء، والسطح الذي تستند إليه الكأس الزجاجية، كلها جزءٌ من الوسط المحيط.

عند إجراء تفاعل كيميائي، يمكننا اعتبار أن النظام هو كل من يشارك في التفاعل، وأن أي شيء آخر هو الوسط المحيط.

قد تكون الأنظمة مفتوحة، أو مغلقة، أو معزولة. والنظام المفتوح هو النظام الذي يسمح بتبادل المادة والطاقة مع الوسط المحيط. وتُعَد الكأس الزجاجية من أمثلة النظام المفتوح.

تعريف: النظام المفتوح

النظام المفتوح نظام يمكنه تبادل المادة والطاقة مع الوسط المحيط.

أما النظام المغلق، فهو النظام الذي يسمح بتبادل الطاقة فقط، ولا يسمح بتبادل المادة. ويُعَد الدورق المخروطي مع سدادة مثالًا على النظام المغلق.

تعريف: النظام المغلق

النظام المغلق نظام لا يتبادل المادة، ولكن يمكنه تبادل الطاقة مع وسطه المحيط.

لا يسمح النظام المعزول بتبادل المادة ولا الطاقة. ويُعَد الوعاء المعزول مثالًا للنظم المعزولة تقريبًا؛ فإن النظم المعزولة تمامًا لا تكون إلا افتراضًا نظريًّا.

تعريف: النظام المعزول

النظام المعزول نظام لا يسمح بتبادل المادة ولا الطاقة مع وسطه المحيط.

عندما نُجري تفاعلًا كيميائيَّا، فقد يكتسب النظام طاقة أو يفقدها، أو يكتسبها ويفقدها معًا، وهذه الطاقة تكون في صورة حرارة، وضوء، وصوت في بعض الأحيان. وبما أن المقدار الكلي للطاقة في الكون لا بد أن يظل ثابتًا، إذن لا بد أن يكتسب الوسط المحيط الطاقة التي يفقدها النظام، والعكس بالعكس.

مثال ٢: التعرُّف على الحيز الذي يتبادل الطاقة الحرارية مع النظام

يُعرَف الحيز الذي يتم فيه التفاعل الكيميائي باسم النظام. ما اسم الحيز الذي تُمتَص منه الطاقة الحرارية أو تنطلق فيه؟

الحل

لا يمكن أن تفنى الطاقة أو تُستحدَث من العدم. وعندما نقول إن أي نظام يكتسب طاقة حرارية، فلا بد أن تكون هذه الطاقة قادمة من مصدر آخر. وبالمثل، عندما يفقد نظام ما طاقة، فإن تلك الطاقة لا تفنى، وإنما تنتقل إلى حيز آخر. ونُسمِّي هذا الحيز الآخر بالوسط المحيط.

فيما يلي تفاعل غاز الميثان () والأكسجين: 

للميثان والأكسجين طاقة كيميائية كامنة نتيجة للأماكن النسبية للذرات والجزيئات، وطاقة حرارية نتيجة للحركة العشوائية للجزيئات. ويُسمَّى مجموع الطاقة الكيميائية الكامنة والطاقة الحرارية للميثان والأكسجين بالطاقة الداخلية الكلية للنظام. ويُسمَّى هذا الإنثالبي ().

تعريف: الإنثالبي (𝐻)

الإنثالبي () هو الطاقة الداخلية الكلية للنظام.

يتطلَّب فصل الذرات في جزيء الميثان أو الأكسجين طاقةً. ويمكن الحصول على هذه الطاقة عن طريق تسخين النظام. يتحوَّل جزء من الطاقة الحرارية المُزوَّدة إلى طاقة كيميائية كامنة؛ لأن الروابط قد انكسرت.

وبمجرد أن تنفصل الذرات، فإنها تتجمَّع سريعًا لتكوين نواتج ذات طاقة كيميائية كامنة أقل من تلك التي كانت للذرات المفصولة. وهذا الانخفاض في الطاقة الكيميائية الكامنة يُناظِره مباشرةً ارتفاعٌ في طاقة الوسط المحيط، وغالبًا ما يكون على صورة حرارة، أو ضوء، أو كليهما.

عندما نرصد تفاعلًا كيميائيًّا، فإننا لا نستطيع قياس الطاقة اللازمة لكسر الروابط، ولا الطاقة المنطلقة عند تكوين الروابط. ومع ذلك، فإننا نستطيع قياس التغيُّر الكلي في الإنثالبي () للمواد المتفاعلة والنواتج من خلال قياس كمية الحرارة التي يمتصها التفاعل أو يُطلِقها.

مثال ٣: وصف حفظ الطاقة في تفاعل كيميائي

أيُّ عبارة من العبارات الآتية لا تَصِف حفظ الطاقة في التفاعل الكيميائي؟

1. الطاقة لا تفنى ولا تُستحدَث أثناء التفاعل الكيميائي.
2. الطاقة الموجودة في روابط الجزيئات المتفاعلة تساوي دائمًا الطاقة الموجودة في روابط الجزيئات الناتجة.
3. إذا ازدادت طاقة النظام، فإن طاقة الوسط المحيط تقل بنفس المقدار.
4. يمكن أن تتحوَّل الطاقة من صورة إلى أخرى فقط.
5. إذا قلَّت طاقة النظام، فإن طاقة الوسط المحيط تزداد بنفس المقدار.

الحل

وفقًا لقانون حفظ الطاقة، فإن كمية الطاقة الكلية في الكون ثابتة. وهذا يعني أن الطاقة لا تفنى ولا تُستحدَث من العدم. ولكن يمكن أن تتحوَّل الطاقة من صورة إلى أخرى. ومن ثَمَّ، فالخياران (أ) و(د) صحيحان.

لرصد انتقال الطاقة، يمكننا تعريف النظام ووسطه المحيط. النظام جزءٌ معيَّن من الكون نرغب في ملاحظته، وأما الوسط المحيط، فيتضمَّن بقية الكون.

وعند إجراء تفاعل كيميائي، فإننا نعرِّف النظام بأنه المواد الداخلة في التفاعل. وإذا كان التفاعل يُطلِق طاقة، فإن النظام يفقد طاقة إلى الوسط المحيط. أما إذا امتص التفاعل طاقة، فإن النظام يكتسب طاقة من الوسط المحيط.

وبما أن الطاقة لا تفنى ولا تُستحدَث من العدم، فإن كمية الطاقة التي يكتسبها النظام تساوي كمية الطاقة التي يفقدها الوسط المحيط، والعكس بالعكس. وبذلك يكون الخياران (ج) و(هـ) صحيحين.

هذا يعني أن الخيار (ب) لا بد أن يكون خاطئًا. فالطاقة الموجودة في روابط المواد المتفاعلة لا يجب أن تساوي دائمًا الطاقة الموجودة في روابط النواتج. وفرق الطاقة يمثِّل الطاقة التي يكتسبها النظام أو يفقدها أثناء التفاعل. إن العبارة التي لا تَصِف حفظ الطاقة في التفاعل الكيميائي هي العبارة التي يعرضها الخيار (ب).

عندما يكون إنثالبي النواتج أقل من إنثالبي المواد المتفاعلة، تكون إشارة  سالبة، مشيرةً إلى أن التفاعل الإجمالي يُنتِج طاقة تنطلق من النظام إلى الوسط المحيط: 

إن التفاعلات التي تُطلِق طاقة إلى الوسط المحيط في الإجمال تُسمَّى تفاعلات طاردة للحرارة.

تعريف: العملية الطاردة للحرارة

العملية الطاردة للحرارة عملية تُطلِق الطاقة إلى وسطها المحيط.

ولأن الطاقة تنطلق من التفاعل، فإن التغيُّر في الإنثالبي يمكن تضمينه في المعادلة الكيميائية باعتباره ناتجًا: 

عندما يكون إنثالبي النواتج أكبر من إنثالبي المواد المتفاعلة، تكون إشارة  موجبة، مشيرةً إلى أن التفاعل يتطلَّب زيادة في الطاقة في الإجمال: 

إن التفاعلات التي تتطلَّب زيادة في الطاقة في الإجمال تُسمَّى تفاعلات ماصة للحرارة.

تعريف: العملية الماصة للحرارة

العملية الماصة للحرارة عملية تمتص الطاقة من وسطها المحيط.

ولأن الطاقة تُمتَص بواسطة التفاعل، فإن التغيُّر في الإنثالبي يمكن تضمينه في المعادلة الكيميائية باعتباره مُتفاعلًا: 

مثال ٤: فهم المعادلة الكيميائية الحرارية

توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية تفكُّك كربونات المغنيسيوم: 

طبقًا لهذه المعادلة الكيميائية، أيُّ العبارات الآتية صواب؟

1. ينطلق 117 kJ من الطاقة عند تفكُّك جزيء واحد من .
2. يلزم توافر 117 kJ من الطاقة لتفكُّك مول واحد من .
3. يلزم توافر 117 kJ من الطاقة لتفكُّك 42 g من .
4. يلزم توافر 117 kJ من الطاقة لتفكُّك جزيء واحد من .
5. ينطلق 117 kJ من الطاقة عند تفكُّك مول واحد من .

الحل

تمثِّل الـ 117 kJ الموضَّحة في المعادلة التغيُّر الكلي في الطاقة خلال التفاعل بأكمله. وبما أن الطاقة كُتِبت باعتبارها متفاعلًا، فإننا نعرف أن الـ 117 kJ يلزم أن تكون مزوَّدة إلى التفاعل. إذن يمكننا استبعاد الخيارين (أ) و(هـ).

كمية الطاقة الموضَّحة تتناسب مع عدد مولات المواد المتفاعلة والنواتج في المعادلة الكيميائية. يمكننا قراءة هذه المعادلة الكيميائية كالآتي: يتفكَّك مول واحد من كربونات المغنيسيوم إلى مول واحد من أكسيد المغنيسيوم ومول من ثاني أكسيد الكربون عندما يُضاف 117 kJ من الطاقة إلى التفاعل. إذن الإجابة الصحيحة هي الخيار (ب).

مثال ٥: حساب كمية الطاقة الناتجة عن احتراق الجلوكوز

يوضِّح الآتي المعادلة الكيميائية لاحتراق الجلوكوز: 

ما مقدار الطاقة المُنطلِقة عند احتراق 2.5 مول من الجلوكوز؟

الحل

الصيغة الكيميائية للجلوكوز هي .يمكننا أن نلاحظ من المعادلة أن مولًا واحدًا من الجلوكوز يتفاعل مع ستة مولات من الأكسجين لإنتاج ستة مولات من ثاني أكسيد الكربون وستة مولات من الماء. وتُطلِق هذه العملية 2‎ ‎808 kJ من الطاقة. ولذا، يمكننا القول إن 2‎ ‎808 kJ من الطاقة يَنتج لكل مول من الجلوكوز. ولتحديد كمية الطاقة المنطلقة من 2.5 مول من الجلوكوز، يمكننا إجراء العملية الحسابية الآتية: 

إذن مقدار الطاقة المنطلقة عند احتراق 2.5 مول من الجلوكوز تساوي 7‎ ‎020 kJ.

عادةً ما نجد جداول في المراجع العلمية توضِّح التغيُّر في الإنثالبي لمواد مختلفة. على سبيل المثال، قد نجد المعلومات الآتية:

المركب (الحالة)	(kJ/mol)
	0
	0

نحن نعرف أن  يُشير إلى التغيُّر في الإنثالبي خلال التفاعل بأكمله. ويُشير رمز الدائرة التي يتوسطها خط، ،إلى أن التفاعل قد أُجري في الظروف القياسية. إن الضغط القياسي يساوي 1 bar،ويُعطى أحيانًا 1 atm،والتركيز القياسي للمذاب يساوي 1 mol/dm³.بالإضافة إلى ذلك، يُذكَر أن درجة الحرارة بشكلٍ عام تساوي  (298.15 K).

من المهم أن نوضِّح الظروف التي أُجرِي التفاعل فيها؛ لأن الضغط والتركيز ودرجة الحرارة وحالة المادة يمكن أن تؤثِّر كلها على التغيُّر في الإنثالبي. يَرمز الحرف السفلي f إلى التكوين. وهذا يعني أن التغيُّر في الإنثالبي يكون لأجل تكوين المادة من ذراتها المكوِّنة لها.

من المهم أيضًا ملاحظة أن الإنثالبي مُعطًى بالكيلو جول لكل مول.وهذا يعني أن مولًا واحدًا من الماء الناتج عن تفاعل الهيدروجين والأكسجين سيُنتج 242 kJ من الطاقة. وهذا يتوافق مع معادلة التفاعل:  حيث يَنتج مول واحد فقط من الماء. ولكننا لا نكتب المعادلات الكيميائية وفيها كسور في المعتاد، ومن المألوف أكثر رؤية المعادلة الكيميائية كالآتي: 

بما أن مولين اثنين من الماء يظهران في هذه المعادلة، فإننا نتوقَّع أن تتضاعف الطاقة المنطلقة: 

نلاحظ في الجدول أيضًا أن الهيدروجين والأكسجين لهما إنثالبي قياسي للتكوين يساوي صفرًا. وسبب هذا أنه عند 1 bar و،يكون الهيدروجين موجودًا بالفعل على صورة ،والأكسجين موجودًا بالفعل على صورة .ولهذه الجزيئات إنثالبي، إلا أنه لكونها تُوجَد في الصورة المطلوبة، فلن يحدث تغيُّر في الإنثالبي. وتُعرَف الحالة الطبيعية للعنصر عند 1 bar و بالحالة القياسية. وبالنسبة إلى العناصر، مثل الكربون، التي تحتوي على العديد من المتآصلات عند 1 bar و،فإن متآصلًا واحدًا يُختار ليكون الحالة القياسية.

النقاط الرئيسية

• الطاقة لا تفنى ولا تُستحدَث، وإنما تتحوَّل بين صور مختلفة.
• لا بد أن يكتسب الوسط المحيط الطاقة التي يفقدها النظام، والعكس بالعكس.
• يتطلَّب كسر الروابط زيادةً في الطاقة، ويَنتج عن تكوين الروابط انطلاق للطاقة.
• الفرق بين طاقة المواد المتفاعلة والنواتج في التفاعل يساوي التغيُّر في الإنثالبي.
• الظروف القياسية التي يُرمَز لها بالرمز  هي 1 bar و1 M،وعادةً .
• الظروف القياسية تعني أيضًا أن العناصر تكون في حالتها الطبيعية أو القياسية عند 1 bar و