لماذا تكون حرارة تعادل الأحماض الضعيفة (مثل حمض الخليك) أقل سلبية من -57.3 kJ/mol؟

لأن جزءاً من الطاقة المنطلقة يُستهلك ويُمتص أولاً في تأيين وتفكيك جزيئات الحمض الضعيف غير المتأينة قبل أن يتم تعادلها.

حرارة التعادل ومسعر المحاليل (ΔH neut)الكيمياء

حاسبة حرارة التعادل الكيميائي ومسعر المحاليل الحراري (Heat of Neutralization)

احسب حرارة التعادل المولية (ΔH neut بالكيلوجول/مول) الناتجة عن تفاعل الأحماض والقواعد داخل المسعر الحراري، وقارنها بالقيمة القياسية لتكون الماء (-57.3 kJ/mol).

الكيمياء والمحاليل والغازات الديناميكا الحرارية المسعرية الحرارية

النتيجة النهائية

إنثالبي التعادل المولي (ΔH neut)

-58.08kJ/mol

بيانات ومدخلات الحساب

إجمالي كتلة المحلول داخل المسعر (جرام g)

خيارات سريعة:

الحرارة النوعية للمحلول (J/g·°C - الماء = 4.184)

J/g°C

خيارات سريعة:

درجة الحرارة الابتدائية قبل الخلط

خيارات سريعة:

درجة الحرارة النهائية القصوى بعد التفاعل

خيارات سريعة:

عدد مولات الماء المتكونة استوكيومترياً (mol)

mol

خيارات سريعة:

إنثالبي التعادل المولي (ΔH neut)

-58.08kJ/mol

الحرارة الكلية المنطلقة q (kJ)

2.9 ‎kJ‎

الارتفاع في درجة الحرارة (ΔT °C)

6.7 ‎°م‎

تفاعل تعادل طارد للحرارة: يعكس إطلاق الطاقة الحرارية المتوقعة عند اتحاد أيونات H⁺ و OH⁻ لتكوين روابط جزيئات الماء السائل.

مؤشرات الطاقة المسعرية للتعادل

الحرارة q (kJ)

2.9 ‎kJ‎(100%)

إنثالبي التعادل ΔH

-58.08 ‎kJ/mol‎(0%)

أداة كيمياء حرارية لمختبرات القياس المسعري لتفاعلات الأحماض والقواعد المائية.

آلية ومعادلة الحساب القانونية

كمية الحرارة المنطلقة: q = (كتلة المحلول × الحرارة النوعية × ΔT) + (سعة المسعر × ΔT). إنثالبي التعادل المولي (ΔH neut) = -q ÷ عدد مولات الماء المتكونة (mol). القيمة النظرية لحمض قوي وقاعدة قوية هي -57.3 kJ/mol.

الأسئلة الشائعة

لأن التفاعل الصافي الحقيقي في جميع هذه الحالات هو نفسه دائماً: اتحاد أيون الهيدروجين المائي مع أيون الهيدروكسيد لتكوين الماء السائل: H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).