أولًا: قانون هس — لماذا نحتاجه؟

أحيانًا يستحيل قياس ΔH لتفاعل باستخدام المسعر، مثل:

مثال: تحول الألماس إلى جرافيت — يحدث ببطء شديد جدًا لدرجة يستحيل قياس ΔH له مباشرة.
C(s, ألماس) → C(s, جرافيت) ΔH = ؟

قانون هس ينص على أن: حرارة التفاعل (ΔH) تتوقف على طبيعة المواد الداخلة والناتجة فقط، وليس على الخطوات أو المسار الذي يتم فيه التفاعل.

النتيجة العملية: يمكننا جمع معادلتين كيميائيتين حراريتين أو أكثر — مع قيم ΔH الخاصة بها — للحصول على ΔH للتفاعل المطلوب.

ثانيًا: خطوات تطبيق قانون هس

1

ابحث عن معادلات كيميائية حرارية معلومة تحتوي على جميع مواد التفاعل المطلوب.

2

إذا احتجت مضاعفة معادلة — اضرب المعاملات وقيمة ΔH في نفس العدد.

3

إذا احتجت عكس معادلة — اعكسها وغيّر إشارة ΔH (موجب ← سالب والعكس).

4

اجمع جميع المعادلات المعدّلة، واحذف المواد المتكررة على الطرفين، واجمع قيم ΔH.

مثال — تكوين SO₃:
التفاعل المطلوب: 2S(s) + 3O₂(g) → 2SO₃(g) ΔH = ؟

المعادلة a: S + O₂ → SO₂ ΔH = −297 kJ × 2 = −594 kJ
المعادلة b المعكوسة: 2SO₂ + O₂ → 2SO₃ ΔH = −198 kJ
المجموع: ΔH = −594 + (−198) = −792 kJ

ثالثًا: حرارة التكوين القياسية (ΔH°_f)

حرارة التكوين القياسية (ΔH°_f) هي التغير في المحتوى الحراري الذي يرافق تكوين مول واحد من المركب في الظروف القياسية (25°C, 1 atm) من عناصره في حالاتها القياسية.

قاعدة أساسية: حرارة التكوين القياسية لأي عنصر في حالته القياسية = صفر (0.0 kJ/mol)
أمثلة: O₂(g) وN₂(g) وFe(s) وHg(l) كلها تساوي صفرًا.

أمثلة على قيم ΔH°f:

S(s) + 3/2 O₂(g) → SO₃(g) ΔH°f = −396 kJ/mol

1/2 N₂(g) + O₂(g) → NO₂(g) ΔH°f = +33.2 kJ/mol

H₂(g) + 1/2 O₂(g) → H₂O(l) ΔH°f = −286 kJ/mol

ΔH°f موجب ← المركب أقل استقرارًا من عناصره
ΔH°f سالب ← المركب أكثر استقرارًا من عناصره (الحالة الأشيع)

رابعًا: معادلة التجميع لحساب ΔH°_rxn

ΔH°_rxn = Σ ΔH°_f (منتجات) − Σ ΔH°_f (مواد متفاعلة)

Σ = مجموع | تضرب كل قيمة في معامل المادة في المعادلة الموزونة.
العناصر في حالاتها القياسية لها ΔH°f = 0 فلا تؤثر في الحساب.

مثال محلول — احتراق الميثان:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
ΔH°f: CH₄ = −75 kJ، CO₂ = −394 kJ، H₂O = −286 kJ، O₂ = 0

ΔH°rxn = [ΔH°f(CO₂) + 2×ΔH°f(H₂O)] − [ΔH°f(CH₄) + 2×ΔH°f(O₂)]
= [(−394) + 2×(−286)] − [(−75) + 2×(0)]
= [−966] − [−75]
= −891 kJ

خامسًا: مقارنة الطريقتين

قانون هس
نجمع معادلات حرارية معلومة
نضرب / نعكس المعادلات
نجمع ΔH للمعادلات المعدّلة
مناسب عندما تتوفر تفاعلات وسيطة

معادلة التجميع
ΔH°rxn = Σ ΔH°f(منتجات) − Σ ΔH°f(متفاعلات)
نستخدم جدول حرارة التكوين
أسرع وأكثر منهجية

التآصل (Allotropy): ظاهرة وجود شكل أو أكثر لعنصر بتراكيب وخصائص مختلفة عند نفس الحالة الفيزيائية. مثال: الكربون يوجد كألماس وكجرافيت — لكل منهما حرارة تكوين مختلفة.

ملخص المفردات الجديدة

قانون هس

حرارة التكوين القياسية ΔH°f

التآصل

ΔH°rxn = Σ ΔH°f(منتجات) − Σ ΔH°f(متفاعلات)

الظروف القياسية 25°C, 1atm

عكس المعادلة ← عكس الإشارة

درس قانون هس وحرارة التكوين القياسية التفاعلي مع اختبار

الدرس 1-4: حساب التغير في المحتوى الحراري