شرح أسطوري للدرس الثاني علوم متكاملة الديناميكا الحرارية أولى ثانوى 2025
ฝัง
- เผยแพร่เมื่อ 9 ก.พ. 2025
- شرح أسطوري للدرس الثاني علوم متكاملة أولى ثانوى الترم الثاني الديناميكا الحرارية
فى هذا الدرس سوف نتعرف على مفهوم الديناميكا الحرارية و بعض المصطلحات مثل النظام و حدود النظام و الوسط المحيط و سندرس وحدات قياس كمية الحرارة السعر والجول وسندرس التفاعل الماص والطارد للحرارة
وسندرس كيفية حساب التغير في المحتوى الحراري
1. تعريف النظام (System) والوسط المحيط (Surroundings):
النظام: هو الجزء من الكون الذي نهتم بدراسته، مثل الغاز داخل زجاجة أو مادة تخضع لتفاعل كيميائي.
الوسط المحيط: هو كل ما يحيط بالنظام ويمكنه التأثير عليه أو التأثر به.
مثال: عند إضافة حمض الهيدروكلوريك إلى كربونات الكالسيوم، يتفاعل النظام (المواد المتفاعلة) مع الوسط المحيط (الهواء، الجدران).
2. أنواع الأنظمة في الديناميكا الحرارية:
يمكن تصنيف الأنظمة حسب تبادلها للمادة والطاقة مع الوسط المحيط إلى:
أ) النظام المفتوح (Open System):
يسمح بتبادل المادة والطاقة مع الوسط المحيط.
مثال: وعاء مفتوح يحتوي على ماء، حيث يمكن للحرارة أن تنتقل من وإلى الوسط، ويمكن أن يتبخر الماء.
ب) النظام المغلق (Closed System):
يسمح بتبادل الطاقة فقط، لكنه لا يسمح بتبادل المادة.
مثال: زجاجة مغلقة تحتوي على ماء، حيث يمكن أن تتبادل حرارة مع الوسط ولكن لا يخرج الماء.
ج) النظام المعزول (Isolated System):
لا يسمح بتبادل المادة ولا الطاقة مع الوسط.
مثال: الترمس (الوعاء الحافظ للحرارة)، حيث يحفظ حرارة السائل بداخله دون فقدانها للوسط الخارجي.
3. خواص النظام (Properties of a System):
تنقسم إلى نوعين:
أ) الخواص الشاملة (Extensive Properties):
تعتمد على كمية المادة الموجودة في النظام، مثل:
الكتلة
الحجم
السعة الحرارية
مساحة السطح
ب) الخواص المركزة (Intensive Properties):
لا تعتمد على كمية المادة، بل على طبيعة النظام نفسه، مثل:
درجة الحرارة
الضغط
1. القانون الأول للديناميكا الحرارية:
ينص هذا القانون على أن الطاقة لا تفنى ولا تُخلق من العدم، بل تتحول من شكل إلى آخر.
أي أن التغير في الطاقة الداخلية للنظام (ΔU) يعتمد على كمية الحرارة المكتسبة أو المفقودة (ΔQ) والشغل المنجز (ΔW).
المعادلة الرياضية:
ΔU = ΔQ - ΔW
ΔU: التغير في الطاقة الداخلية للنظام.
ΔQ: كمية الحرارة المضافة أو المفقودة (موجبة إذا امتصها النظام، وسالبة إذا فقدها).
ΔW: الشغل الذي يبذله النظام أو يُبذل عليه (موجب إذا بذله النظام، وسالب إذا بُذل عليه).
---
2. العمليات الديناميكية الحرارية:
هناك عدة أنواع من العمليات التي تؤثر على التغيرات في الحرارة والشغل داخل النظام:
أ) العملية الأدباتية (Adiabatic Process):
لا يحدث فيها انتقال للحرارة (ΔQ = 0)، أي أن كل التغير في الطاقة الداخلية يكون نتيجة الشغل المبذول.
المعادلة:
ΔU = - ΔW
ب) العملية الأيزوثرمية (Isothermal Process):
تحدث عند درجة حرارة ثابتة (ΔU = 0)، مما يعني أن كمية الحرارة المكتسبة تساوي الشغل المبذول.
المعادلة:
ΔQ = ΔW
ج) العملية الأيزوكورية (Isochoric Process):
يحدث فيها ثبات للحجم (W = 0)، وبالتالي فإن كل التغير في الحرارة ينعكس على الطاقة الداخلية.
المعادلة:
ΔU = ΔQ
---
3. أمثلة على القانون الأول للديناميكا الحرارية:
أ) المصباح الكهربائي:
عند تشغيل المصباح، تتحول الطاقة الكهربائية إلى طاقة حرارية وضوئية، مما يوضح مبدأ تحول الطاقة من شكل إلى آخر.
ب) عملية التمثيل الغذائي في الجسم:
عندما يتناول الإنسان الطعام، يتم تحويل الطاقة الكيميائية في الطعام إلى طاقة حرارية وحركية، مما يسمح للجسم بالحفاظ على درجة حرارته والقيام بالأنشطة المختلفة.
الكيمياء والطاقة: العلاقة بين التفاعلات الكيميائية وبقاء الطاقة
التفاعلات الكيميائية ليست مجرد تغير في المواد، بل هي أيضًا مرتبطة ارتباطًا وثيقًا بالطاقة. يمكن التعبير عن أي تفاعل كيميائي بمعادلة تشمل المواد المتفاعلة (Reactants) والمواد الناتجة (Products).
1. مفهوم المول (Mole) وحفظ الكتلة في التفاعلات
المول هو وحدة قياس كمية المادة في الكيمياء، ويعبر عن عدد معين من الجزيئات أو الذرات.
في أي تفاعل كيميائي، مجموع كتل المواد المتفاعلة يساوي مجموع كتل المواد الناتجة، وفقًا لقانون حفظ الكتلة.
مثال:
المول من الماء (H₂O) = 18 جم
المول من ثاني أكسيد الكربون (CO₂) = 44 جم
---
2. المحتوى الحراري والتغير في الطاقة خلال التفاعلات الكيميائية
المحتوى الحراري (H) للمادة هو كمية الطاقة الكيميائية المخزنة داخل الروابط الكيميائية للمادة. عندما يحدث تفاعل كيميائي، تتغير الطاقة المخزنة في المواد المتفاعلة لتصبح طاقة مخزنة في المواد الناتجة.
التغير في المحتوى الحراري (ΔH) يُحسب كالآتي:
ΔH = H_p - H_r
H_p: المحتوى الحراري للمواد الناتجة.
H_r: المحتوى الحراري للمواد المتفاعلة.
وفقًا لقيمة ΔH، تصنف التفاعلات الكيميائية إلى نوعين:
---
3. أنواع التفاعلات الكيميائية من حيث الطاقة
أ) التفاعلات الطاردة للحرارة (Exothermic Reactions):
هي التفاعلات التي ينطلق منها حرارة، مما يؤدي إلى ارتفاع درجة حرارة الوسط المحيط.
تكون الطاقة الكيميائية للنواتج أقل من الطاقة الكيميائية للمتفاعلات.
ΔH تكون سالبة (-) لأنها تمثل كمية الطاقة المفقودة من النظام.
مثال:
تفاعل تكوين الماء من الهيدروجين والأكسجين:
ب) التفاعلات الماصة للحرارة (Endothermic Reactions):
هي التفاعلات التي تمتص حرارة من الوسط المحيط، مما يؤدي إلى انخفاض درجة حرارته.
تكون الطاقة الكيميائية للنواتج أكبر من الطاقة الكيميائية للمتفاعلات.
ΔH تكون موجبة (+) لأنها تمثل الطاقة الممتصة داخل النظام.
مثال:
تحلل كربونات المغنيسيوم إلى أكسيد المغنيسيوم وثاني أكسيد الكربون:
الكثافة
ماشاء الله ي دكتور بالتوفيق❤
مواعيد تنزيل الشرح امتى؟
الثلاثاء و الجمعه الساعه 7 مساء