خلاصه درس فصل ۲ شیمی یازدهم؛ درسنامه و نکات مهم

دما از نگاه ذره‌ها

وقتی می‌گویی «این آب گرم‌تر است»، دربارۀ دنیای نادیدنی ذره‌های آن هم خبری می‌دهی! ذره‌های سازندۀ ماده پیوسته در جنب‌وجوش‌اند؛ حتی در جامدها هم ساکن نیستند و در جای خود نوسان می‌کنند.

دو لیوان آب، یکی گرم و دیگری سرد، را تصور کن. مولکول‌های آبِ گرم، به‌طور میانگین تندتر حرکت می‌کنند و میانگین انرژی جنبشی بیشتری دارند. انرژی جنبشی همان انرژی مربوط به حرکت است. پس دما فقط نشانۀ گرم یا سرد بودن نیست؛ از وضعیت حرکت ذره‌ها هم خبر می‌دهد.

چرا روی «میانگین» تأکید می‌کنیم؟ چون همۀ مولکول‌های یک لیوان آب با تندی یکسان حرکت نمی‌کنند. دما وضعیت میانگین آن‌ها را نشان می‌دهد، نه تندی تک‌تک مولکول‌ها را.

بنابراین برای مقایسۀ دو نمونه از یک ماده، دمای بالاتر یعنی میانگین تندی و میانگین انرژی جنبشی بیشتر ذره‌ها؛ نه اینکه الزاماً هر ذرۀ نمونۀ گرم‌تر از هر ذرۀ نمونۀ سردتر تندتر باشد.

میانگین با مجموع فرق دارد

یک فنجان آب و یک قابلمه آب را تصور کن که هر دو در دمای $60^\circ\mathrm{C}$ هستند. آیا انرژی گرمایی آب در آن‌ها برابر است؟

دما از میانگین انرژی جنبشی ذره‌ها خبر می‌دهد. چون هر دو نمونه آب‌اند و دمای یکسانی دارند، میانگین انرژی جنبشی مولکول‌هایشان برابر است؛ اما در قابلمه، مولکول‌های بیشتری وجود دارد.

در این درس، انرژی گرمایی را مجموع انرژی جنبشی ذره‌های نمونه در نظر می‌گیریم. پس آبِ قابلمه، با وجود دمای برابر، انرژی گرمایی بیشتری دارد. مثل دو کلاس که میانگین نمره‌هایشان برابر است، ولی کلاس پرجمعیت‌تر مجموع نمره‌های بیشتری دارد!

بنابراین برای مقایسۀ انرژی گرمایی، فقط به دماسنج نگاه نکن؛ مقدار ماده هم مهم است. برای نمونه‌های یک ماده، اگر دما برابر باشد، نمونۀ پرجرم‌تر انرژی گرمایی بیشتری دارد؛ اگر جرم برابر باشد، نمونۀ گرم‌تر انرژی گرمایی بیشتری دارد.

دما، تغییر دما و گرما

فرض کن یک لیوان آب روی میز است. وقتی می‌گویی دمای آب $25^\circ\mathrm{C}$ است، داری ویژگیِ همین نمونه آب را توصیف می‌کنی. اما اگر آب را گرم کنی، از یک فرایند حرف می‌زنی؛ در این فرایند انرژی به آب منتقل می‌شود و ممکن است دمای آن افزایش یابد.

گرما، انرژیِ در حال انتقال بر اثر تفاوت دماست؛ نه چیزی که برای توصیف یک نمونه بگوییم «درون آن وجود دارد». پس به‌جای «آب گرما دارد»، می‌گوییم «آب انرژی گرمایی دارد» یا «آب گرما دریافت می‌کند».

برای توصیف تغییر دمای آب، دمای آغازین را از دمای پایانی کم می‌کنیم:

$\Delta\theta=\theta_2-\theta_1$

در این رابطه، $\theta_1$ دمای آغازین و $\theta_2$ دمای پایانی است. اگر آب گرم‌تر شود، تغییر دما مثبت و اگر سردتر شود، منفی است. حواست باشد: دمای پایانی با تغییر دما یکی نیست؛ اولی وضعیت پایان فرایند را نشان می‌دهد و دومی اختلاف دو دما را.

چقدر گرما لازم است؟

برای گرم‌کردن یک قابلمه آب، معمولاً بیشتر از یک فنجان آب گرما لازم داریم؛ البته اگر دمای آغازین و پایانی یکسان باشند. پس فقط مقدار افزایش دما مهم نیست؛ جرم و نوع ماده هم مهم‌اند.

ظرفیت گرمایی با نماد $C$، گرمای لازم برای افزایش دمای کل یک نمونه به اندازۀ $1\,{}^\circ\mathrm{C}$ است. اما گرمای ویژه با نماد $c$، گرمای لازم برای افزایش دمای $1\,\mathrm{g}$ از ماده به همین اندازه است. بنابراین در دما و فشار اتاق، ظرفیت گرمایی به نوع و جرم ماده وابسته است، ولی گرمای ویژه فقط به نوع ماده بستگی دارد:

$C=mc$

برای محاسبۀ گرمای مبادله‌شده هنگام تغییر دما، بدون تغییر حالت ماده، می‌نویسیم:

$Q=mc\Delta\theta$

در این رابطه، اگر جرم برحسب $\mathrm{g}$ و گرمای ویژه برحسب $\mathrm{J\,g^{-1}\,{}^\circ C^{-1}}$ باشد، گرما برحسب $\mathrm{J}$ به دست می‌آید.

مثلاً با دو برابر شدن مقدار آب، گرمای ویژه‌اش عوض نمی‌شود؛ اما ظرفیت گرمایی آن دو برابر می‌شود. پس برای افزایش دمای یکسان، گرمای دو برابری نیاز دارد.

انرژی به کدام سو می‌رود؟

وقتی شیر گرم می‌نوشی، گرما به کدام سو می‌رود؟ برای پاسخ، اول مرز بررسی را مشخص کن: سامانه بخشی است که بررسی می‌کنیم و محیط، پیرامون آن است. اگر شیر را سامانه و بدن را محیط بگیریم، تا وقتی شیر گرم‌تر از بدن است، گرما از شیر به بدن منتقل می‌شود.

علامت گرما را از دید سامانه می‌نویسیم:

• خروج گرما از سامانه: $Q<0$؛ فرایند گرماده است.
• ورود گرما به سامانه: $Q>0$؛ فرایند گرماگیر است.

پس هم‌دما شدن شیر گرم با بدن، برای شیر گرماده است؛ اما بستنی سرد هنگام هم‌دما شدن با بدن گرما می‌گیرد.

نکتۀ مهم: دادوستد گرما همیشه به معنی تغییر دما نیست. پس از هم‌دما شدن شیر با بدن، واکنش‌های گوارش و سوخت‌وساز آن همچنان انرژی آزاد می‌کنند، درحالی‌که دمای بدن تقریباً $37\,\mathrm{^\circ C}$ می‌ماند. بنابراین ثابت بودن دما، به‌تنهایی نشانهٔ نبودِ دادوستد گرما نیست.

گرما از کجا می‌آید؟

آیا هر وقت واکنشی گرما آزاد کند، دمای مواد هم حتماً بالا می‌رود؟ نه؛ گرمای آزادشده می‌تواند به محیط منتقل شود و دمای سامانه در پایان با دمای آغاز برابر باشد.

مثلاً در واکنش گاز هیدروژن با گاز کلر، اگر دمای مواد پیش و پس از واکنش یکسان باشد، باز هم گرما به محیط داده می‌شود. پس منشأ اصلی این گرما چیست؟

ذره‌های ماده، علاوه بر انرژی جنبشیِ مربوط به حرکتشان، انرژی پتانسیل هم دارند. این انرژی به نیروهای نگه‌دارندهٔ ذره‌ها و شیوهٔ اتصال اتم‌ها وابسته است. هنگام واکنش، اتصال اتم‌ها تغییر می‌کند؛ بنابراین انرژی پتانسیل مواد اولیه و مواد حاصل یکسان نیست. گرمای واکنش عمدتاً از همین تفاوت می‌آید، نه از تفاوت انرژی جنبشی ذره‌ها در دمای یکسان.

در بدن تو هم واکنش‌های تأمین انرژی جریان دارند؛ اما انتقال انرژی به محیط و تنظیم دمای بدن باعث می‌شود دما مدام بالا نرود. پس ثابت‌ماندن دما به معنی نبودِ دادوستد گرما نیست.

آنتالپی و زبان علامت‌ها

برای دنبال‌کردن انرژی یک واکنش، از کمیتی به نام آنتالپی با نماد $H$ کمک می‌گیریم؛ در این درس آن را محتوای انرژی سامانه می‌دانیم. هر نمونهٔ مشخص ماده در دما و فشار معین، آنتالپی معینی دارد؛ پس مقدار ماده و حالت فیزیکی آن هم مهم‌اند.

در واکنش، آنچه به کارمان می‌آید تغییر آنتالپی است، نه آنتالپی به‌تنهایی:

$\Delta H = H_{\text{فراورده‌ها}} - H_{\text{واکنش‌دهنده‌ها}}$

در فشار ثابت، این تغییر برابر گرمایی است که سامانه با محیط دادوستد می‌کند:

$\Delta H = Q_p$

علامت را از دید سامانه بخوان: اگر سامانه گرما بگیرد، محتوای انرژی آن افزایش می‌یابد؛ پس فرایند گرماگیر است و $\Delta H>0$. اگر گرما به محیط بدهد، محتوای انرژی آن کاهش می‌یابد؛ پس فرایند گرماده است و $\Delta H<0$.

مثلاً هنگام سوختن گاز اجاق، گرما از سامانهٔ واکنش به محیط می‌رود؛ بنابراین تغییر آنتالپی منفی است. این منفی‌بودن به معنی «دمای منفی» نیست؛ فقط جهت انتقال گرما را نشان می‌دهد.

شکستن یا ساختن پیوند؟

شاید فکر کنی وقتی سوخت می‌سوزد، شکستن پیوندهایش انرژی آزاد می‌کند؛ اما شکستن پیوند همیشه انرژی می‌خواهد. برای جداکردن دو اتمِ پیوندخورده باید بر نیروی جاذبهٔ میان آن‌ها غلبه کنیم؛ شبیه جداکردن دو آهن‌ربای چسبیده به هم. برعکس، وقتی میان اتم‌ها پیوند تشکیل می‌شود، انرژی آزاد می‌شود.

آنتالپی پیوند، انرژی لازم برای شکستن یک مول از یک پیوند مشخص در حالت گازی است. مثلاً برای شکستن پیوندهای یک مول مولکول هیدروژن گازی و تبدیل آن‌ها به اتم‌های جدا از هم داریم:

$\mathrm{H_2(g)} \rightarrow 2\mathrm{H(g)} \qquad \Delta H=+436\,\mathrm{kJ}$

پس آنتالپی پیوند $\mathrm{H-H}$ برابر $436\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$ است. در مسیر برعکس، با تشکیل همان مقدار پیوند، همین مقدار انرژی آزاد می‌شود و علامت تغییر آنتالپی منفی است.

بنابراین برای فهمیدن گرمای سوختن، نباید فقط شکستن پیوندها را ببینیم؛ تشکیل پیوندهای تازه هم در دادوستد انرژی نقش دارد.

چرا آنتالپیِ میانگین؟

در مولکول‌های چنداتمی، اتم مرکزی می‌تواند به چند اتم یکسان پیوند داشته باشد؛ مثلاً در متان، $\mathrm{CH_4}$، اتم کربن با چهار اتم هیدروژن پیوند دارد. آیا می‌توان فرض کرد جداکردن هر هیدروژن دقیقاً به یک اندازه انرژی می‌خواهد؟ نه لزوماً؛ با جداشدن هر اتم، ساختار باقی‌مانده تغییر می‌کند و انرژی لازم برای شکستن پیوند بعدی می‌تواند متفاوت باشد.

برای همین، از میانگین آنتالپی پیوند استفاده می‌کنیم: انرژی لازم برای شکستن همهٔ پیوندهای موردنظر را بر مقدار مولی آن پیوندها تقسیم می‌کنیم. مثلاً در یک مول متان، چهار مول پیوند $\mathrm{C-H}$ وجود دارد؛ پس انرژی کل جداسازی اتم‌های یک مول متان گازی را بر چهار مول تقسیم می‌کنیم. واحد نتیجه $\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$ است.

این کار شبیه محاسبهٔ میانگین قیمت چند کالاست: میانگین، نمایندهٔ مجموعه است، نه لزوماً قیمت تک‌تک کالاها. آنتالپی میانگین هم الزاماً انرژی شکستن تک‌تک پیوندها نیست.

حساب گرما با شمارش پیوندها

حالا می‌توانیم بدون انجام آزمایش، گرمای یک واکنش گازی را برآورد کنیم! واکنش را در ذهن به دو بخش تقسیم کن: ابتدا شکستن پیوندهای واکنش‌دهنده‌ها که انرژی می‌خواهد، سپس تشکیل پیوندهای فراورده‌ها که انرژی آزاد می‌کند. بنابراین:

$\Delta H = \sum E_{\text{پیوندهای شکسته‌شده}} - \sum E_{\text{پیوندهای تشکیل‌شده}}$

در این رابطه، انرژی هر دسته از پیوندها را از ضرب مقدار مولی آن پیوندها در آنتالپی پیوندشان به دست می‌آوریم. پس اول فرمول‌های ساختاری را ببین، پیوندها را بشمار و ضریب هر ماده در معادلهٔ موازنه‌شده را هم در شمارش لحاظ کن.

اگر تشکیل پیوندها انرژی بیشتری از انرژی لازم برای شکستن پیوندها آزاد کند، حاصل منفی و واکنش گرماده است. حواست باشد: اینجا ترتیب تفریق «شکستن منهای تشکیل» است، نه «فراورده منهای واکنش‌دهنده»؛ چون داریم با آنتالپی پیوندها حساب می‌کنیم، نه آنتالپی خود مواد.

این روش برای واکنش‌هایی مناسب است که همهٔ مواد شرکت‌کننده گازی باشند. استفاده از میانگین آنتالپی پیوندها، به‌ویژه در مولکول‌های پیچیده‌تر، ممکن است نتیجه‌ای متفاوت از اندازه‌گیری تجربی بدهد.

گروه عاملی؛ بخش اثرگذار مولکول

بوی بادام و میخک را تصور کن؛ چه چیزی در ساختار ترکیب‌های آلی آن‌ها بر این بوها اثر می‌گذارد؟ برای پیدا کردن پاسخ، فقط دانستن نام اتم‌های سازنده کافی نیست؛ شیوهٔ اتصال اتم‌ها هم اهمیت دارد.

در مولکول‌های آلی، آرایش مشخصی از اتم‌ها را گروه عاملی می‌نامیم. این بخش بر خواص فیزیکی و شیمیایی مولکول اثر مهمی دارد؛ پس هنگام بررسی ساختار، دنبال الگوهای اتصال اتم‌ها بگرد.

یکی از این الگوها گروه کربونیل است: یک اتم کربن که با پیوند دوگانه به یک اتم اکسیژن متصل شده است؛ یعنی $\mathrm{C=O}$. دو خط میان نمادها نشانهٔ پیوند دوگانه‌اند.

مثلاً در بنزآلدهیدِ موجود در بادام و هپتانونِ موجود در میخک، گروه کربونیل دیده می‌شود. البته داشتن یک گروه عاملی مشترک به معنای یکسان بودن همهٔ خواص دو ماده نیست؛ بقیهٔ ساختار مولکول هم نقش دارد.

هیدروکسیل یا گروه اتری؟

برای تشخیص این دو گروه عاملی، همسایه‌های اتم اکسیژن را پیدا کن؛ فقط دیدن اکسیژن در ساختار کافی نیست!

• گروه هیدروکسیل: اکسیژن با پیوند یگانه به یک اتم کربن و یک اتم هیدروژن وصل است؛ یعنی در بخشی از ساختار، آرایش $\mathrm{C-O-H}$ را می‌بینی. بخش $\mathrm{-O-H}$ همان گروه هیدروکسیل است.
• گروه اتری: اکسیژن با دو پیوند یگانه میان دو اتم کربن قرار دارد؛ یعنی آرایش $\mathrm{C-O-C}$ دیده می‌شود. در این گروه، هیدروژن مستقیماً به اکسیژن متصل نیست.

پس هنگام نگاه‌کردن به ساختار یک ترکیب، از خودت بپرس: «آن طرف اکسیژن، هیدروژن است یا کربن؟» این تفاوت کوچک در اتصال اتم‌ها، در خواص ترکیب نقش دارد. برای نمونه، گروه‌های هیدروکسیل و اتری در ترکیب‌های مؤثر بر طعم و بوی گشنیز و رازیانه دیده می‌شوند.

اتم‌های یکسان، ساختارهای متفاوت

با قطعه‌های یکسانِ یک اسباب‌بازی ساختنی، می‌توان شکل‌های متفاوتی ساخت. در مولکول‌ها هم فقط نوع و تعداد اتم‌ها مهم نیست؛ چگونگی اتصال اتم‌ها نیز اهمیت دارد.

دو ترکیب را در نظر بگیر:

• $\mathrm{CH_3-CH_2-OH}$ که گروه هیدروکسیل دارد.
• $\mathrm{CH_3-O-CH_3}$ که گروه اتری دارد.

اگر اتم‌ها را بشماری، فرمول مولکولی هر دو $\mathrm{C_2H_6O}$ است؛ اما اتصال اتم‌ها در آن‌ها یکسان نیست. به چنین ترکیب‌هایی ایزومر یا همپار می‌گوییم: فرمول مولکولی یکسان، ساختار متفاوت.

این تفاوت ساختار می‌تواند باعث تفاوت خواص فیزیکی و شیمیایی شود. همچنین، از برابر بودن تعداد و نوع اتم‌ها نمی‌توان نتیجه گرفت که محتوای انرژی دو ترکیب برابر است؛ چون آرایش اتم‌ها و پیوندهای میان آن‌ها هم نقش دارند. پس فرمول مولکولی، به‌تنهایی، همهٔ ویژگی‌های یک ماده را نشان نمی‌دهد.

از سوختن تا انرژی غذا

وقتی غذا روی شعله می‌پزد، انرژی سوختن گاز به آن می‌رسد؛ اما انرژی فعالیت بدن از کجا می‌آید؟ کربوهیدرات‌ها، چربی‌ها و پروتئین‌ها علاوه بر تأمین مواد مورد نیاز بدن، با اکسایش در بدن انرژی فراهم می‌کنند.

برای مقایسهٔ انرژی این مواد، از ارزش سوختی استفاده می‌کنیم: انرژی آزادشده از مصرف هر گرم مادهٔ غذایی. ارزش سوختی چربی $38\,\mathrm{kJ\,g^{-1}}$ و ارزش سوختی کربوهیدرات و پروتئین، هرکدام $17\,\mathrm{kJ\,g^{-1}}$ است. پس در جرم برابر، چربی بیش از دو برابر هرکدام از آن دو انرژی فراهم می‌کند؛ این ویژگی به فهم نقش چربی در ذخیرهٔ انرژی بدن کمک می‌کند.

برای به‌دست‌آوردن انرژی مقدار معینی از یک مادهٔ غذایی، رابطهٔ زیر به کار می‌آید:

$\text{انرژی}=\text{جرم ماده}\times\text{ارزش سوختی}$

مثلاً هنگام مقایسهٔ دو خوراکی، فقط به جرمشان نگاه نکن؛ سهم چربی، کربوهیدرات و پروتئین هم مهم است. یادت باشد ارزش سوختی را مثبت گزارش می‌کنند، هرچند واکنش سوختن گرماده است.

انرژی در هر گرم غذا

اگر جرم یکسانی چربی و کربوهیدرات مصرف کنیم، آیا انرژی یکسانی دریافت می‌کنیم؟ نه؛ نوع ماده هم مهم است. ارزش سوختی نشان می‌دهد از مصرف هر گرم ماده چقدر انرژی آزاد می‌شود؛ پس واحد آن $\mathrm{kJ\,g^{-1}}$، یعنی کیلوژول بر گرم است.

ارزش سوختی چربی حدود $38\,\mathrm{kJ\,g^{-1}}$ و برای کربوهیدرات و پروتئین، هرکدام حدود $17\,\mathrm{kJ\,g^{-1}}$ است. بنابراین چربی در جرم برابر، انرژی بیشتری فراهم می‌کند؛ همین ویژگی به فهمیدن علت ذخیره‌شدن انرژی به شکل چربی در بدن کمک می‌کند.

برای یافتن انرژیِ مقدار معینی از یک خوراکی، کافی است بنویسیم:

$\text{انرژی دریافتی}=\text{جرم خوراکی}\times\text{ارزش سوختی خوراکی}$

مثلاً برای نان، باید جرم نان را در ارزش سوختی خود نان ضرب کنیم، نه ارزش سوختی کربوهیدرات خالص؛ چون خوراکی‌ها مخلوطی از مواد هستند. همچنین ارزش سوختی را به‌صورت عددی مثبت گزارش می‌کنند، چون مقدار انرژی آزادشده را بیان می‌کند.

انرژی سوختن یک مول

شعلهٔ اجاق با سوختن گاز، انرژی لازم برای گرم‌کردن غذا را فراهم می‌کند. اما برای مقایسهٔ سوخت‌ها باید مقدار مشخصی از آن‌ها را در نظر بگیریم.

آنتالپی سوختن، تغییر آنتالپی واکنشی است که در آن یک مول ماده در اکسیژن کافی، به‌طور کامل می‌سوزد. پس هم مقدار ماده مهم است، هم کامل‌بودن سوختن.

چون سوختن انرژی را به محیط می‌دهد، واکنشی گرماده است و آنتالپی سوختن علامت منفی دارد. مثلاً آنتالپی سوختن متان در شرایط جدول کتاب برابر با $-890\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$ است؛ یعنی با سوختن کامل یک مول متان، $890\,\mathrm{kJ}$ انرژی به محیط داده می‌شود. علامت منفی نشان‌دهندهٔ جهت انتقال انرژی است، نه «منفی‌بودن مقدار انرژی آزادشده».

یادت باشد: ارزش سوختی را برای هر گرم و بدون علامت منفی گزارش می‌کنیم؛ اما آنتالپی سوختن برای هر مول است و علامت منفی دارد.

از هر مول به هر گرم

اگر یک سوخت در سوختنِ یک مول انرژی بیشتری آزاد کند، آیا حتماً هر گرم آن هم انرژی بیشتری می‌دهد؟ نه لزوماً! جرم یک مول از سوخت‌های مختلف یکسان نیست؛ پس برای مقایسهٔ انرژیِ جرم‌های برابر، باید مبنای مقایسه را از «هر مول» به «هر گرم» تغییر دهیم.

جرم مولی، جرم یک مول ماده است. برای به‌دست‌آوردن ارزش سوختی، اندازهٔ آنتالپی سوختن مولی را بر جرم مولی تقسیم می‌کنیم:

$\text{ارزش سوختی}=\dfrac{|\Delta H_c|}{M}$

در این رابطه، واحد آنتالپی سوختن $\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$ و واحد جرم مولی $\mathrm{g\,mol^{-1}}$ است؛ بنابراین واحد حاصل، $\mathrm{kJ\,g^{-1}}$ خواهد بود؛ یعنی انرژی آزادشده به‌ازای هر گرم ماده.

چرا قدرمطلق؟ آنتالپی سوختن منفی است، چون انرژی آزاد می‌شود؛ اما ارزش سوختی را مثبت گزارش می‌کنیم.

مثلاً هنگام مقایسهٔ دو سوخت برای حمل در یک مخزن با جرم مشخص، انرژیِ هر گرم اهمیت دارد، نه فقط انرژیِ هر مول. پس بزرگ‌تر بودن اندازهٔ آنتالپی سوختن مولی، به‌تنهایی برای انتخاب کافی نیست.

سوخت سبز یعنی چه؟

اگر روی یک سوخت نوشته باشند «سبز»، آیا یعنی هنگام سوختن هیچ کربن‌دی‌اکسیدی تولید نمی‌کند؟ نه؛ سبز بودن به معنی بی‌آلاینده بودن نیست.

اتانول با فرمول $\mathrm{C_2H_5OH}$، افزون بر کربن و هیدروژن، در ساختارش اکسیژن هم دارد. همچنین می‌توان آن را از منابع گیاهی، مانند مواد حاصل از نیشکر، تهیه کرد. این ویژگی‌ها دلیل قرار گرفتن اتانول در دستهٔ سوخت‌های سبز در این درس‌اند.

برای مثال، اگر به‌جای یک سوخت فسیلی از اتانولِ تهیه‌شده از منابع گیاهی استفاده کنیم، منبع تأمین سوخت تغییر کرده است؛ اما هنوز با سوختن یک مادهٔ کربن‌دار روبه‌رو هستیم. در سوختن کامل اتانول، کربن‌دی‌اکسید و آب تولید می‌شود:

$\mathrm{C_2H_5OH(l)+3O_2(g)\rightarrow 2CO_2(g)+3H_2O(l)}$

پس دو نکته را جدا نگه دار: منشأ گیاهی و وجود اکسیژن در ساختار، با تولید نشدن کربن‌دی‌اکسید یکسان نیست.

یک راه غیرمستقیم

اگر نتوانیم واکنشی را به‌آسانی در آزمایشگاه انجام دهیم، آیا باید از تعیین گرمای آن هم دست بکشیم؟ نه؛ می‌توانیم از واکنش‌های دیگری کمک بگیریم.

گرماسنج برای اندازه‌گیری گرمای بعضی واکنش‌ها مناسب است؛ اما برخی واکنش‌ها به‌سادگی انجام نمی‌شوند یا فقط مرحله‌ای از یک واکنش پیچیده‌اند. بنابراین، اندازه‌گیری مستقیم تغییر آنتالپی آن‌ها، یعنی $\Delta H$، دشوار است.

مثلاً نوشتن معادلهٔ تشکیل متان از گرافیت و گاز هیدروژن آسان است، ولی فراهم کردن شرایط مناسب برای انجام آن دشوار و پرهزینه است. در عوض، آنتالپی سوختن گرافیت، هیدروژن و متان را می‌دانیم و می‌توانیم از این اطلاعات برای تعیین آنتالپی واکنش موردنظر استفاده کنیم.

این کار شبیه پیدا کردن اندازهٔ یک مسیر دسترس‌ناپذیر با کمک اندازهٔ مسیرهای مرتبط و شناخته‌شده است. دشوار بودن اندازه‌گیری مستقیم، به معنی ناممکن بودن محاسبه نیست. قانون هس راه این محاسبهٔ غیرمستقیم را به ما نشان می‌دهد.

تغییر ضریب، تغییر گرما

گرمای واکنش به مقدار ماده‌ای که واکنش می‌دهد بستگی دارد. مثل وقتی که برای آماده‌کردن دو وعده غذا، نسبت به یک وعده، مواد بیشتری لازم داری؛ در یک واکنش هم با بیشترشدن مقدار مواد، گرمای مبادله‌شده به همان نسبت بیشتر می‌شود.

پس اگر همهٔ ضریب‌های معادله را در عددی ضرب کنیم، باید $\Delta H$ را هم در همان عدد ضرب کنیم. مثلاً برای هماهنگ‌کردن معادلهٔ سوختن هیدروژن با واکنش هدف کتاب، ضریب هیدروژن باید از $1$ به $2$ برسد؛ بنابراین کل معادله و آنتالپی آن در $2$ ضرب می‌شوند.

این قاعده برای کوچک‌کردن ضریب‌ها هم برقرار است: اگر همهٔ ضریب‌ها نصف شوند، آنتالپی هم نصف می‌شود. یادت باشد فقط ضریب‌های جلوی فرمول‌ها تغییر می‌کنند، نه زیروندهای داخل فرمول مواد؛ و ضرب در یک عدد مثبت، علامت آنتالپی را عوض نمی‌کند.

واکنش را برعکس کن

گاهی ماده‌ای که در واکنش هدف باید فراورده باشد، در معادلهٔ داده‌شده سمت واکنش‌دهنده‌هاست. راه‌حل این است که معادله را وارونه کنیم؛ یعنی جای واکنش‌دهنده‌ها و فراورده‌ها را عوض کنیم.

اما همراه معادله، جهت انتقال گرما هم برعکس می‌شود: اگر مسیر رفت گرما آزاد کند، مسیر برگشت همان مقدار گرما جذب می‌کند. پس علامت آنتالپی عوض می‌شود، ولی اندازهٔ آن ثابت می‌ماند. شبیه بالا رفتن و پایین آمدن بین دو طبقه است: اندازهٔ اختلاف ارتفاع یکی است، اما جهت حرکت فرق دارد.

برای نمونه، سوختن متان را داریم:

$\mathrm{CH_4(g)+2O_2(g)\longrightarrow CO_2(g)+2H_2O(l)}$

$\Delta H=-890\,\mathrm{kJ}$

اگر برای رسیدن به واکنش هدف، متان را در سمت فراورده‌ها بخواهیم، معادله را وارونه می‌کنیم:

$\mathrm{CO_2(g)+2H_2O(l)\longrightarrow CH_4(g)+2O_2(g)}$

$\Delta H=+890\,\mathrm{kJ}$

دقت کن: در وارونه کردن، ضریب‌ها و حالت فیزیکی مواد تغییر نمی‌کنند؛ فقط دو طرف معادله جابه‌جا می‌شوند و علامت آنتالپی تغییر می‌کند. این وارونه‌نویسی برای محاسبه است و لزوماً به معنی آسان بودن اجرای واکنش برگشت در آزمایشگاه نیست.

جمع واکنش‌ها، جمع آنتالپی‌ها

حالا معادله‌ها را با ضریب و جهت مناسب آماده کرده‌ای؛ گام آخر، جمع کردن آن‌هاست. قانون هس می‌گوید اگر از جمع چند معادله به واکنش هدف برسیم، آنتالپی واکنش هدف نیز برابر جمع جبری آنتالپی همان معادله‌هاست:

$\Delta H_{\text{هدف}}=\Delta H_1+\Delta H_2+\cdots$

جمع جبری یعنی علامت مثبت و منفی هر آنتالپی را هم در حساب نگه داریم. شرط استفاده از این رابطه، یکسان بودن شرایط واکنش‌هاست.

برای جمع معادله‌ها، مواد سمت چپ را کنار هم و مواد سمت راست را کنار هم بنویس. سپس مقدار برابر از یک مادهٔ یکسان در دو طرف را حذف کن. حالت فیزیکی هم مهم است؛ مثلاً $\mathrm{H_2O(l)}$ و $\mathrm{H_2O(g)}$ را نمی‌توان با هم حذف کرد.

تصور کن برای رسیدن از طبقهٔ همکف به طبقهٔ سوم، یک‌بار مستقیم بالا بروی و بار دیگر در طبقهٔ اول توقف کنی؛ تغییر ارتفاع نهایی یکی است. در قانون هس هم آنتالپی واکنش به مسیر وابسته نیست، بلکه به حالت آغاز و پایان بستگی دارد. البته جمع معادله‌ها الزاماً نشان‌دهندهٔ مسیر واقعی انجام واکنش نیست.

غذای سالم و تاریخ مصرف

فرض کن می‌خواهی یک بسته خوراکی بخری؛ فقط خوش‌ظاهر بودن آن کافی است؟ تاریخ مصرف به ما می‌گوید غذا تا چه مدتی سالم و قابل‌مصرف می‌ماند؛ البته باید شرایط نگهداری نوشته‌شده روی بسته هم رعایت شود.

سالم‌بودن غذا را باید از سه نظر بررسی کنیم:

• فیزیکی: در غذا جسم خارجی مانند سنگ‌ریزه نباشد؛ مثل سنگ‌ریزه‌ای که ممکن است میان عدس پیدا شود.
• شیمیایی: غذا به مواد شیمیایی زیان‌آور، مانند باقی‌ماندهٔ آفت‌کش‌ها، آلوده نباشد.
• زیست‌شناختی: جانداران ذره‌بینیِ زیان‌آور باعث آلودگی و فساد آن نشده باشند.

پس ظاهر تمیز یا نگذشتن تاریخ مصرف، به‌تنهایی تضمین نمی‌کند که غذا سالم است. برای انتخاب غذای سالم باید هر سه نوع آلودگی را در نظر بگیریم.

شرایط نگهداری مهم‌اند

چرا کشمش را می‌توان مدت بیشتری از انگور تازه نگه داشت؟ یکی از علت‌ها کم‌شدن رطوبت است. رطوبت، شرایط رشد و تکثیر میکروب‌ها را فراهم می‌کند؛ خشک‌کردن میوه این امکان را محدود می‌کند و ماندگاری آن را افزایش می‌دهد.

دما و نور هم مهم‌اند. پایین‌آوردن دما معمولاً فرایندهای فساد غذا را کند می‌کند؛ به همین دلیل، فراورده‌های گوشتی را برای نگهداری طولانی‌تر منجمد می‌کنند. البته انجماد به معنی نابودی همهٔ میکروب‌ها یا ماندگاری همیشگی غذا نیست.

نور نیز می‌تواند بعضی تغییرهای نامطلوب را تندتر کند. برای نمونه، ظرف مات و کدر با کاهش رسیدن نور به روغن، به ماندگاری بیشتر آن کمک می‌کند.

پس برای نگهداری غذا فقط به «کجا گذاشتن» فکر نکن؛ بپرس: محیط چقدر مرطوب، گرم یا روشن است؟ محیط سرد، خشک و تاریک معمولاً مناسب‌تر است، اما شرایط نگهداری هر خوراکی را باید مطابق دستور روی بسته‌بندی آن انتخاب کرد.

اکسیژن و نقش پوشش

پوست میوه فقط یک لایهٔ دورریختنی نیست؛ تا وقتی سالم است، مانند سدی طبیعی، ورود اکسیژن و جانداران ذره‌بینی به بخش درونی میوه را محدود می‌کند.

اکسیژن گازی واکنش‌پذیر است. تماس آن با مواد غذایی می‌تواند به تغییرهای شیمیایی و فساد سریع‌تر آن‌ها کمک کند. پس کاهش تماس غذا با اکسیژن، یکی از راه‌های افزایش ماندگاری است.

حالا به پرسش آغاز درس برگردیم: با آسیاب‌کردن مغز پسته، بخش بیشتری از آن در تماس با هوا قرار می‌گیرد؛ بنابراین پستهٔ آسیاب‌شده، در شرایط یکسان، زودتر از مغز کامل فاسد می‌شود.

در بعضی بسته‌بندی‌ها نیز هوای داخل ظرف را خارج می‌کنند تا اکسیژن کمتری کنار غذا باقی بماند. این کار به ماندگاری کمک می‌کند، اما غذا را برای همیشه سالم نگه نمی‌دارد و جای رعایت شرایط نگهداری و تاریخ مصرف را نمی‌گیرد.

سینتیک؛ دانش تندی تغییر

فرض کن می‌خواهیم بفهمیم چرا شیر در یخچال دیرتر از محیط گرم فاسد می‌شود. دانستن اینکه «شیر ممکن است فاسد شود» کافی نیست؛ باید بپرسیم: این تغییر با چه آهنگی رخ می‌دهد و چه چیزی آن را کند یا تند می‌کند؟

شاخه‌ای از شیمی که به این پرسش‌ها می‌پردازد، سینتیک شیمیایی نام دارد. سینتیک هم آهنگ تغییرهای شیمیایی را بررسی می‌کند و هم عوامل مؤثر بر آن را؛ مثلاً بررسی می‌کند تغییر دما چگونه بر تندی فرایندهای فساد غذا اثر می‌گذارد.

پس نقش شیمی فقط شناخت مواد تشکیل‌دهندهٔ غذا نیست. با شناخت آهنگ تغییرها و عوامل مؤثر بر آن‌ها، می‌توان شرایطی انتخاب کرد که فرایندهای نامطلوب کندتر شوند و غذا مدت بیشتری سالم بماند. سینتیک کمک می‌کند روش نگهداری را بر پایهٔ شناخت علمی انتخاب کنیم، نه فقط حدس و تجربه.

از زمان تغییر تا سرعت واکنش

فرض کن دو تکه از یک میوه را در شرایط متفاوت نگه داشته‌ای. در یکی، تغییر شیمیایی مشخصی زودتر رخ می‌دهد و در دیگری، همان مقدار تغییر دیرتر دیده می‌شود. کدام تغییر تندتر بوده است؟ آن‌که برای رخ‌دادن به زمان کمتری نیاز داشته است.

پس برای مقایسهٔ آهنگ دو واکنش، باید مقدار تغییر یکسانی را در نظر بگیریم؛ فقط کوتاه‌بودن زمان مشاهده کافی نیست. مثلاً اگر مقدار یکسانی از یک ماده در دو نمونه تجزیه شود، نمونه‌ای که این تغییر در آن زودتر رخ داده، آهنگ تجزیهٔ تندتری داشته است.

شیمی‌دان‌ها آهنگ واکنش را در یک بازهٔ زمانی معین با نام «سرعت واکنش» بیان می‌کنند. واکنش‌ها همگی با یک سرعت پیش نمی‌روند؛ بعضی در کسری از ثانیه و بعضی در سال‌های بسیار رخ می‌دهند. در نگهداری غذا معمولاً می‌خواهیم تغییرهای شیمیاییِ عامل فساد کندتر شوند تا غذا مدت بیشتری سالم بماند.

آب گرم‌تر، واکنش تندتر

قرص جوشان در آب سرد هم گاز آزاد می‌کند؛ اما آیا برای تولید مقدار معینی گاز، به همان اندازهٔ آب گرم زمان می‌خواهد؟

در آزمایش دوم، حجم آب را برابر با $5\,\mathrm{mL}$ و مقدار قرص را برابر با $\frac{1}{2}$ قرص نگه می‌داریم. شکل قرص و شرایط قوطی هم یکسان است؛ فقط دمای آب را از $10\,^\circ\mathrm{C}$ به $25\,^\circ\mathrm{C}$ تغییر می‌دهیم. این‌طوری می‌توانیم تفاوت زمان‌ها را به اثر دما نسبت بدهیم.

گاز تولیدشده در قوطی جمع می‌شود و فشار را بالا می‌برد. در شرایط یکسان این مقایسه، پرتاب زودتر قوطی در آب گرم‌تر نشانهٔ سریع‌تر تولید شدن گاز است. پس زمان کمتر برای رسیدن به یک نتیجهٔ مشخص، نشانهٔ سرعت بیشتر واکنش است؛ نه لزوماً تولید گاز بیشتر در پایان.

در زندگی هم سرد نگه‌داشتن بسیاری از خوراکی‌ها، واکنش‌های عامل فساد را کندتر می‌کند و ماندگاری را افزایش می‌دهد.

⚠️ اینجا فقط نتیجهٔ آزمایش را بررسی می‌کنیم؛ آزمایش قوطیِ دربسته را به‌تنهایی در خانه انجام نده، چون خطر پرتاب شدن دارد.

قرص کامل یا پودر قرص؟

نصف یک قرص جوشان را در نظر بگیر: اگر همان مقدار را پودر کنیم، آیا مادهٔ بیشتری داریم؟ نه؛ مقدار قرص ثابت مانده، اما سطح تماس آن با آب بیشتر شده است. آب می‌تواند هم‌زمان با بخش‌های بیشتری از قرص تماس داشته باشد؛ بنابراین تولید گاز سریع‌تر می‌شود.

برای بررسی اثر سطح تماس در آزمایش سوم، باید قرص پودرشده را با نصف قرصِ پودرنشده در حجم و دمای یکسان آب مقایسه کنیم. اگر هم‌زمان دمای آب را هم تغییر دهیم، دیگر نمی‌توانیم تفاوت سرعت را فقط به سطح تماس نسبت بدهیم. اینجا فقط آزمایش را تحلیل می‌کنیم؛ آزمایش قوطی دربسته را به‌تنهایی انجام نده.

نمونهٔ مشابه، سوختن گرد زغال در مقایسه با تکهٔ زغال است: در شرایط یکسان، گرد زغال سطح تماس بیشتری با اکسیژن دارد.

سطح تماس تنها عامل نیست؛ دما، مقدار و غلظت واکنش‌دهنده‌ها، نوع مواد و کاتالیزگر هم بر سرعت اثر دارند. مثلاً خاک باغچه کاتالیزگر مناسبی برای تندتر شدن سوختن قند دارد.

از مشاهده تا اندازه‌گیری سرعت

دیدن حباب‌ها نشان می‌دهد گاز تولید می‌شود؛ اما برای فهمیدن اینکه واکنش چقدر سریع پیش می‌رود، باید مقدار گاز تولیدشده را در یک بازهٔ زمانی اندازه بگیریم.

سرعت متوسط تولید یک ماده یعنی مقدار تولیدشدهٔ آن تقسیم بر زمان سپری‌شده. اگر مقدار ماده را برحسب مول اندازه بگیریم:

$\bar{R}=\frac{\text{مول‌های تولیدشده}}{\text{زمان سپری‌شده}}$

برای سرعت متوسط مصرف هم مقدار مصرف‌شده را بر زمان تقسیم می‌کنیم. اگر زمان برحسب ثانیه باشد، واحد سرعت $\mathrm{mol\,s^{-1}}$ است. «متوسط» یعنی این مقدار به کل بازه مربوط است؛ نه اینکه سرعت در تمام لحظه‌های آن یکسان بوده باشد.

اما مول‌های گاز را چطور پیدا کنیم؟ در آزمایش واکنش کلسیم کربنات با هیدروکلریک اسید، گاز $\mathrm{CO_2}$ از ظرف خارج می‌شود و جرم مخلوط کاهش می‌یابد. اگر فقط همین گاز از ظرف خارج شود، کاهش جرم مخلوط برابر جرم گاز تولیدشده است. سپس با تقسیم جرم گاز بر جرم مولی آن، مقدار مولی به دست می‌آید. پس ترازو هم می‌تواند ابزاری برای تعیین سرعت تولید گاز باشد!

سرعت را از شیب بخوان

نمودار مول ـ زمان مثل گزارشی تصویری از پیشرفت واکنش است: محور افقی زمان و محور عمودی مقدار ماده برحسب مول را نشان می‌دهد. برای فراورده‌ای که تولید می‌شود، نمودار رو به بالا می‌رود.

برای پیدا کردن سرعت متوسط تولید در یک بازه، دو نقطهٔ ابتدا و انتهای همان بازه را با خطی مستقیم به هم وصل کن. شیب این خط برابر است با:

$\bar{R}=\frac{\Delta n}{\Delta t}=\frac{n_2-n_1}{t_2-t_1}$

پس باید «افزایش مقدار ماده» را بر «زمان سپری‌شده» تقسیم کنی، نه مقدار کل ماده را بر زمان پایانی. اگر مقدار ماده برحسب $\mathrm{mol}$ و زمان برحسب $\mathrm{s}$ باشد، واحد سرعت $\mathrm{mol\,s^{-1}}$ است.

مثل جمع شدن آب در یک ظرف، هرچه در زمان یکسان مقدار بیشتری اضافه شود، نمودار تندتر بالا می‌رود. کم‌شدن شیب مثبت یعنی تولید آهسته‌تر شده، نه اینکه مقدار فراورده کاهش یافته است. اگر نمودار افقی شود، مقدار فراورده ثابت مانده و سرعت متوسط تولید آن در آن بازه صفر است.

علامت سرعت و نسبت مواد

وقتی واکنش‌دهنده مصرف می‌شود، مقدار پایانی آن از مقدار آغازین کمتر است؛ پس $\Delta n$ و شیب نمودار مول ـ زمان آن منفی‌اند. اما سرعت مصرف را مثبت گزارش می‌کنیم؛ بنابراین می‌نویسیم:

$\bar{R}(\text{واکنش‌دهنده})=-\dfrac{\Delta n}{\Delta t}$

برای فراورده، مقدار ماده افزایش می‌یابد و نیازی به علامت منفی نیست:

$\bar{R}(\text{فراورده})=\dfrac{\Delta n}{\Delta t}$

حالا واکنش کلسیم کربنات با هیدروکلریک اسید را ببین:

$\mathrm{CaCO_3+2HCl\rightarrow CaCl_2+CO_2+H_2O}$

ضرایب می‌گویند به‌ازای مصرف هر یک مول کلسیم کربنات، دو مول هیدروکلریک اسید مصرف می‌شود. چون این تغییرها در یک بازهٔ زمانی مشترک رخ می‌دهند، سرعت متوسط مصرف اسید دو برابر سرعت متوسط مصرف کلسیم کربنات است:

$\bar{R}(\mathrm{HCl})=2\bar{R}(\mathrm{CaCO_3})$

مثل آماده‌کردن بسته‌هایی با یک مداد و دو پاک‌کن: آهنگ مصرف پاک‌کن‌ها دو برابر مدادهاست، هرچند هر دو هم‌زمان مصرف می‌شوند. پس سرعت مواد لزوماً برابر نیست؛ نسبت آن‌ها را ضرایب معادلهٔ موازنه‌شده تعیین می‌کنند.

رنگ‌های خوراکی، بازدارنده‌های مفید

گوجه‌فرنگی و هندوانه چه ارتباطی با سرعت واکنش‌های بدن دارند؟ هر دو دارای لیکوپن هستند؛ ماده‌ای که می‌تواند فعالیت رادیکال‌ها را کاهش دهد. بیایید ببینیم چرا این ویژگی مهم است.

رادیکال گونه‌ای فعال و ناپایدار است که در ساختارش الکترون جفت‌نشده دارد. رادیکال‌ها واکنش‌پذیری بالایی دارند و هنگام انجام واکنش‌های گوناگون بدن نیز به وجود می‌آیند. اگر مهار نشوند، ممکن است با واکنش‌های سریع به بافت‌های بدن آسیب برسانند.

برخی ریزمغذی‌های موجود در میوه‌ها و سبزیجات، ترکیب‌های آلی سیرنشده‌ای هستند که نقش بازدارنده دارند: رادیکال‌ها را به دام می‌اندازند و مقدار آن‌ها را کاهش می‌دهند. در نتیجه، سرعت واکنش‌های ناخواسته کمتر می‌شود؛ مانند کم کردن تعداد جرقه‌هایی که ممکن است آتش به پا کنند.

پس پاسخ پرسش آغازین این است: این خوراکی‌ها با داشتن موادی مانند لیکوپن، به مهار رادیکال‌ها کمک می‌کنند؛ نه اینکه همهٔ واکنش‌های بدن را متوقف کنند. البته نقش کامل همهٔ این ریزمغذی‌ها هنوز دقیقاً روشن نیست.

یک واکنش، چند سرعت ماده

فرض کن برای آماده‌کردن هر ساندویچ، دو برش نان و یک ورق پنیر مصرف می‌شود. تعداد برش‌های نان دو برابر تعداد ورق‌های پنیر کم می‌شود، ولی هر دو از پیشرفت یک کار خبر می‌دهند! در واکنش شیمیایی هم نسبت مصرف و تولید مواد را ضریب‌های معادلهٔ موازنه‌شده تعیین می‌کنند:

$\mathrm{N_2(g)+3H_2(g)\rightarrow 2NH_3(g)}$

در یک بازهٔ زمانی مشترک، به‌ازای مصرف یک مول نیتروژن، سه مول هیدروژن مصرف و دو مول آمونیاک تولید می‌شود. پس سرعت‌های متوسط این مواد یکسان نیستند.

برای اینکه پیشرفت واکنش را با یک مقدار مشترک بیان کنیم، سرعت متوسط مصرف یا تولید هر ماده را بر ضریب آن تقسیم می‌کنیم:

$R=\bar R(\mathrm{N_2})=\frac{\bar R(\mathrm{H_2})}{3}=\frac{\bar R(\mathrm{NH_3})}{2}$

در این رابطه، سرعت‌های مصرف و تولید را مثبت در نظر گرفته‌ایم. اگر مستقیم از تغییر مول‌ها استفاده کنیم، برای واکنش‌دهنده علامت منفی می‌گذاریم، چون مقدارش کاهش می‌یابد:

$R=-\frac{\Delta n(\mathrm{N_2})}{\Delta t}=-\frac{\Delta n(\mathrm{H_2})}{3\Delta t}=+\frac{\Delta n(\mathrm{NH_3})}{2\Delta t}$

پس فرقی ندارد کدام ماده را دنبال کنی؛ با درنظرگرفتن ضریب آن، به همان سرعت واکنش می‌رسی.

سرعت از روی جدول غلظت

جدول غلظت مثل چند عکس پیاپی از واکنش است: نشان می‌دهد در هر لحظه، چه مقدار ماده در حجم معینی وجود دارد. نماد $[A]$ یعنی غلظت مولی مادهٔ $A$ و یکای آن $\mathrm{mol\,L^{-1}}$ است.

برای پیدا کردن سرعت متوسط تولید، افزایش غلظت فراورده را بر مدت بازه تقسیم می‌کنیم:

$\bar{R}_{\text{تولید}}=\frac{\Delta[\text{فراورده}]}{\Delta t}$

غلظت واکنش‌دهنده کاهش می‌یابد؛ پس برای گزارش سرعت مصرف به‌صورت مثبت می‌نویسیم:

$\bar{R}_{\text{مصرف}}=-\frac{\Delta[\text{واکنش‌دهنده}]}{\Delta t}$

اگر زمان برحسب ثانیه باشد، یکای این سرعت‌ها $\mathrm{mol\,L^{-1}\,s^{-1}}$ است. برای رسیدن به سرعت واکنش، سرعت مصرف یا تولید را بر ضریب استوکیومتری همان ماده تقسیم کن.

در جدول تبدیل مالتوز به گلوکز، غلظت گلوکز در هفت دقیقهٔ نخست و هفت دقیقهٔ دوم، هر بار به یک اندازه زیاد نمی‌شود. چون مدت دو بازه برابر است، بازه‌ای که افزایش غلظت بیشتری دارد، سرعت متوسط تولید بیشتری هم دارد. درست مثل مقایسهٔ مسافت طی‌شدهٔ دوچرخه در دو بازهٔ هم‌مدت! پس بیشتر بودن غلظت در پایان یک بازه، به‌تنهایی نشانهٔ بیشتر بودن سرعت نیست.

ردپای پنهان غذای ما

وقتی یک تکه نان را دور می‌ریزیم، آیا فقط همان نان هدر رفته است؟ برای رسیدن آن به سفره، زمین زیر کشت رفته، آب مصرف شده و افرادی کار کرده‌اند. آسیاب، پخت، بسته‌بندی و حمل‌ونقل هم انرژی و امکانات خواسته‌اند.

ردپای غذا دو چهره دارد: چهرهٔ آشکار، خودِ غذای مصرف‌نشده و دورریخته‌شده است؛ چهرهٔ پنهان، منابعی است که در مسیر تولید تا مصرف آن به کار رفته‌اند. تولید گازهای گلخانه‌ای در این مسیر هم بخشی از پیامدهای پنهان تهیهٔ غذاست.

پس کاهش دورریز فقط سبک‌تر کردن سطل زباله نیست؛ از هدررفتن منابع هم جلوگیری می‌کند. پیش از خرید، مواد غذایی موجود در خانه را بررسی کن و به‌اندازهٔ نیاز بخر. انتخاب غذاهای بومی و فصلی نیز می‌تواند انرژی لازم برای حمل‌ونقل و نگهداری را کاهش دهد. با انتخاب‌های کوچک اما پیوسته، می‌توانیم ردپای غذای خود را کمتر کنیم.

از بستهٔ سرد تا حساب گرما

دو بسته با حل شدن نمک در آب فعال می‌شوند؛ پس چرا یکی سرد و دیگری گرم می‌شود؟ تفاوت در جهت انتقال گرما است.

در انحلال آمونیوم نیترات، گرما در سمت واکنش‌دهنده‌هاست؛ یعنی فرایند از محیط گرما می‌گیرد. بنابراین محل آسیب‌دیدگی را سرد می‌کند و $\Delta H>0$ است. در انحلال کلسیم کلرید، گرما در سمت فراورده‌هاست؛ پس فرایند گرماده است، محیط را گرم می‌کند و $\Delta H<0$ است.

برای حساب کردن مقدار گرما، اول جرم را به مول تبدیل کن:

$n=\frac{m}{M}$

در این رابطه، $m$ جرم و $M$ جرم مولی است. سپس مقدار مول را در گرمای مربوط به هر مول ضرب کن. مثلاً در معادلهٔ داده‌شده، انحلال هر $1\,\mathrm{mol}$ کلسیم کلرید، $83\,\mathrm{kJ}$ گرما آزاد می‌کند. حواست باشد گرمای معادله به مقدار ماده با ضریب نوشته‌شده مربوط است، نه همیشه یک مول.

اگر همهٔ گرمای آزادشده به آب برسد، از $q_{\text{آب}}=mc\Delta T$ استفاده می‌کنیم؛ $c$ گرمای ویژهٔ آب است. گرمای جذب‌شدهٔ آب مثبت است، هرچند آنتالپی فرایند گرماده منفی باشد.

خواندن ساختار کلسترول

برای شناخت یک مولکول بزرگ، لازم نیست همهٔ ساختار را یک‌باره بررسی کنی؛ دنبال نشانه‌های کوچک و معنادار بگرد، درست مثل پیدا کردن علامت‌ها روی نقشه.

در ساختار کلسترول، دو نشانه مهم‌اند:

• گروه هیدروکسیل، یعنی $\mathrm{-OH}$، به یک کربن با پیوندهای یگانه متصل است؛ این بخش نشان می‌دهد کلسترول یک الکل است.
• وجود پیوند دوگانهٔ کربن‌ـ‌کربن، یعنی $\mathrm{C=C}$، نشان می‌دهد کلسترول سیرنشده است. پس سیرنشده بودن به پیوند میان کربن‌ها مربوط است، نه صرفاً وجود اکسیژن.

حالا اگر بخواهیم پیوندهای اشتراکی یگانهٔ آن را از نظر آسان‌تر شکستن مقایسه کنیم، باید انرژی پیوندهای موجود، مانند $\mathrm{C-C}$، $\mathrm{C-H}$، $\mathrm{C-O}$ و $\mathrm{O-H}$ را در جدول ببینیم. هرچه انرژی پیوند کمتر باشد، شکستن آن انرژی کمتری می‌خواهد. در مقایسهٔ این پیوندها با داده‌های معمول جدول، پیوند $\mathrm{C-C}$ کم‌انرژی‌تر است. از روی ظاهر ساختار یا نام اتم‌ها به‌تنهایی قضاوت نکن!

آنتالپی از مسیرهای مختلف

برای رسیدن به یک مقصد می‌توانی مسیرهای متفاوتی بروی؛ در قانون هس هم اگر حالت آغاز و پایان یکسان باشد، آنتالپی کل واکنش به مسیر انجام آن وابسته نیست. پس می‌توانیم چند واکنشِ معلوم را طوری ترکیب کنیم که واکنشِ موردنظر ساخته شود.

هنگام ترکیب واکنش‌ها، این قواعد را نگه دار:

• با وارونه کردن واکنش، علامت $\Delta H$ عوض می‌شود.
• با ضرب ضرایب واکنش در یک عدد، $\Delta H$ هم در همان عدد ضرب می‌شود.
• با جمع کردن واکنش‌ها، آنتالپی‌های آن‌ها نیز جمع می‌شوند؛ مواد یکسان در دو طرف حذف می‌شوند.

حالت فیزیکی را نادیده نگیر! ید جامد و بخار ید انرژی یکسانی ندارند. بنابراین برای جایگزین کردن $\mathrm{I_2(s)}$ با $\mathrm{I_2(g)}$ باید آنتالپی تصعید را هم در مسیر حساب وارد کنی.

راه دیگر، برآورد با انرژی پیوندهاست:
$\Delta H\approx\sum E_{\text{پیوندهای شکسته‌شده}}-\sum E_{\text{پیوندهای تشکیل‌شده}}$

این انرژی‌ها میانگین‌اند و محیط دقیق هر پیوند را نشان نمی‌دهند؛ پس نتیجه تقریبی است. برای گزارش علمی، محاسبه با آنتالپی‌های تجربی سوختن، با رعایت حالت فیزیکی مواد، معمولاً انتخاب دقیق‌تری است.

سرعت واکنش و شرایط آن

دو آزمایش ممکن است در پایان حجم یکسانی گاز تولید کنند، اما یکی زودتر تمام شود؛ مثل دو نفر که مسیر یکسانی را با تندی متفاوت می‌پیمایند.

سرعت متوسط تولید فراورده یعنی مقدار افزایش آن در یک بازهٔ زمانی، تقسیم بر مدت آن بازه. اگر داده‌ها غلظت باشند، می‌نویسیم:

$\text{سرعت متوسط تولید فراورده}=\dfrac{\Delta[\text{فراورده}]}{\Delta t}$

برای مصرف واکنش‌دهنده، مقدار کاهش غلظت را بر زمان تقسیم می‌کنیم تا سرعت مثبت باشد. اگر شکل، تعداد ذره‌ها را نشان دهد، ابتدا با هم‌ارزی داده‌شده آن‌ها را به مول و سپس با تقسیم بر حجم سامانه به غلظت تبدیل کن. برای واحد $\mathrm{mol\,L^{-1}h^{-1}}$، زمان هم باید برحسب ساعت باشد.

در نمودار حجم گاز برحسب زمان، شیب بیشتر یعنی تولید سریع‌تر گاز. پودر منیزیم نسبت به همان جرم نوار، سطح تماس بیشتری با اسید دارد و معمولاً سریع‌تر واکنش می‌دهد. افزایش دما هم معمولاً واکنش را تندتر می‌کند.

اما اگر جرم منیزیم یکسان و اسید کافی باشد، پودرکردن منیزیم مقدار نهایی گاز را تغییر نمی‌دهد؛ فقط رسیدن به آن مقدار را سریع‌تر می‌کند.

خوراکی، انرژی و فعالیت

برای یک نیاز فوری به انرژی و یک فعالیت طولانی، لزوماً یک خوراکی را انتخاب نمی‌کنیم. نوع مادهٔ مغذی مهم است، نه فقط عدد انرژی روی بسته! کربوهیدرات‌ها معمولاً سریع‌تر از چربی‌ها انرژی در اختیار بدن می‌گذارند؛ پس در میان خوراکی‌های جدول، برگهٔ زردآلو با کربوهیدرات بیشتر، برای نیاز فوری مناسب‌تر است. بادام چربی بیشتری دارد و برای تأمین انرژی در فعالیت‌های طولانی‌تر مناسب است؛ البته بدن در فعالیت‌ها از ترکیبی از منابع انرژی استفاده می‌کند.

اعداد جدول برای $100\,\mathrm{g}$ خوراکی‌اند. بنابراین، برای یافتن انرژی یک سهم کوچک‌تر، باید انرژی جدول را متناسب با جرم سهم کاهش دهیم:

$E=\dfrac{m}{100\,\mathrm{g}}\times E_{100}$

سپس برای برآورد زمان پیاده‌روی، انرژی سهم خوراکی را بر آهنگ مصرف انرژی تقسیم می‌کنیم:

$t=\dfrac{E}{r}$

اگر انرژی برحسب $\mathrm{kcal}$ و آهنگ مصرف برحسب $\mathrm{kcal\,h^{-1}}$ باشد، زمان برحسب $\mathrm{h}$ به دست می‌آید. این برآورد فرض می‌کند آهنگ مصرف انرژی در طول فعالیت ثابت است.