الكيمياء الحرارية

طاقة الوضع الكيميائية طاقةٌ مخزّنةٌ في الروابط نتيجة تركيب المادة. وتنتقل الحرارة دائمًا من الأسخن إلى الأبرد، وتُقاس بـالجول J (والسعر cal هو حرارة رفع 1 g ماء درجةً واحدة، و1 سعر غذائي Cal = 1 kcal = 1000 cal).

• المحتوى الحراري H: الطاقة الحرارية المخزّنة في مولٍ واحد من المادة عند ضغطٍ ثابت؛ والتغيّر فيه ΔH = H(النواتج) − H(المتفاعلات) بوحدة kJ.
• الحرارة النوعية c: الحرارة اللازمة لرفع درجة حرارة 1 g من المادة درجةً واحدة؛ والحرارة الممتصّة أو المنطلقة Q = m·c·ΔT (m الكتلة g، c الحرارة النوعية Jg·°C، ΔT التغيّر في الحرارة)؛ وكلّما قلّت الحرارة النوعية سخُنت المادة أسرع.
• المسعر: جهازٌ معزولٌ حراريًّا يقيس الحرارة الممتصّة أو المنطلقة في عمليةٍ كيميائيةٍ أو فيزيائية.

• الكمّادة الباردة تستعمل نترات الأمونيوم لأنّها ماصّةٌ للحرارة (ΔH موجبة، مثل +27 kJ).
• التغيّرات الحرارية المولارية (لكلِّ 1 mol):

فالتبخّر والتكثّف متساويان مقدارًا متعاكسان إشارةً، وكذلك الانصهار والتجمّد. وحرارة الاحتراق المولارية هي الحرارة الناتجة عن حرق 1 mol احتراقًا كاملًا.

• حرارة التكوين القياسية: ΔH تكوين 1 mol من المركّب من عناصره في حالاتها القياسية؛ وهي صفر للعنصر في حالته القياسية.
• حرارة التفاعل القياسية: ΔH°(التفاعل) = مجموع ΔH°(تكوين النواتج) − مجموع ΔH°(تكوين المتفاعلات)؛ فإذا كان مجموع تكوين النواتج −966 kJ والمتفاعلات −75 kJ فإنّ ΔH° = (−966) − (−75) = −891 kJ.
• عند عكس اتجاه التفاعل تنعكس إشارة ΔH مع بقاء مقدارها؛ فإذا كان C + O₂ → CO₂ له ΔH = −394 kJ، فالتفاعل العكسي CO₂ → C + O₂ يكون ΔH = +394 kJ.
• قانون هس: حرارة التفاعل تعتمد على المواد المتفاعلة والناتجة فقط لا على المسار؛ ويُستعمل لحساب ΔH للتفاعلات البطيئة جدًّا.