كيمياء حرارية

أثناء تفاعل كميائي، تقوم المجموعة الكميائية بتبادل الطاقة مع الوسط الخارجي على شكل حرارة (كمية الحرارة).

يرمز لكمية الحرارة بالحرف Q ووحدتها في النظام العالمي للوحدات هي الجول J .

هذه الطاقة يتم تحديدها من خلال الظروف التجربية ونواتج التفاعل:

• عند حجم ثابت (تحول معزول عمليا) : تثبت الديناميك الحرارية على أن كمية الحرارة هي التغير الحاصل في الطاقة الداخلية حيث: Q_v = ΔU (حالة القنبلة المسعرية)
• عند ضغط ثابت (تحول معزول فعليا) : كمية الحرارة هي التغير الحاصل في الاحتواء الحراري للتفاعل Q_p = ΔH (حالات كثيرة، كالتفاعلات المطبقة على الهواء الحر)

يرمز لها بالحرف G، بالأنجليزية Entropy هي دالة الحالة الأساسية من أجل دراسة توازن التفاعل (التكافؤ الكميائي). هذه الدالة يمكنها التقليل فقط في تحول عند ضغط أو حجم ثابت على حسب المبدأ الثاني للديناميكا الحرارية. ومن ذلك فإنه في تفاعل مطبق عند ضغط و حجم ثابتين. إشارة الطاقة الحرة تتحدد على حسب منحى التوازن، لتصل إلى حد أدنى لها حيث لا تتغير، ومنه يتم التوازن الكميائي.

نقول مقدار التفاعل (grandeur de réaction) ونرمز له بعامل لويس ${\displaystyle \Delta _{r}}$، هو الإشتقاق على المقدار X بالنسبة إلى حالة تقدم التفاعل ${\displaystyle \xi }$،

نكتب: ${\displaystyle \Delta _{r}X={\bigl (}{\dfrac {\partial X}{\partial \xi }}{\bigr )}_{(P,T)}}$

نقول حرارة التفاعل (أو الاحتواء الحراري للتفاعل) بالإنجليزية (enthalpy) عند ضغط وحجم ثابتين المقدار:

${\displaystyle \Delta _{r}H_{P,T}={\bigl (}{\frac {\partial H}{\partial \xi }}{\bigr )}_{(P,T)}=\sum _{i}{v_{i}\cdot h_{i(T,P)}}}$

تغير طاقة التفاعل لمجموعة أثناء التفاعل وعند تقدم معين متوافقة مع كمية الحرارة وتساوي:

${\displaystyle \Delta H_{T,p}=\int _{0}^{\xi }\Delta _{r}H_{T,p}\cdot \mathrm {d} \xi =Q_{p}~}$

في حالة وجود النظام المثالي، تكون ${\displaystyle \Delta _{r}H_{T,p}}$ مستقلة عن تقدم التفاعل ${\displaystyle \xi }$ و بالتالي:

${\displaystyle \Delta H_{T,p}=\Delta _{r}H_{T,p}\cdot \xi =Q_{p}~}$