منتدى التحكم الآلي والإلكترونيات
مرحبا بك عزيزي الزائر يشرفنا أن تقوم بالدخول إذا كنت من الأعضاء أو التسجيل إذا كنت زائرا ويمكنك إنشاء حسابك ببساطة ويمكنك التفعيل عن طريق البريد أو الانتظار قليلا حتى تقوم الإدارة بالتفعيل
منتدى التحكم الآلي والإلكترونيات

Automatic control , PLC , Electronics , HMI , Machine technology development , Arabic & Islamic topics , Management studies and more
 
الرئيسيةالبوابة*مكتبة الصوراليوميةس .و .جبحـثالتسجيلقائمة الاعضاءالمجموعاتدخول
 | 
 

 موسوعة الكيمياء الفيزيائيه والفيزياء الكيميائيه

استعرض الموضوع السابق استعرض الموضوع التالي اذهب الى الأسفل 
انتقل الى الصفحة : 1, 2, 3  الصفحة التالية
كاتب الموضوعرسالة
احمـــــــــد بشـــير
فريق أول
فريق أول


عدد الرسائل: 4006
العمر: 63
العمل/الترفيه: مدير جودة
تاريخ التسجيل: 04/03/2008

مُساهمةموضوع: موسوعة الكيمياء الفيزيائيه والفيزياء الكيميائيه   الإثنين 21 يوليو 2008 - 21:05

موسوعة الكيمياء الفيزيائيه والفيزياء الكيميائيه

او Encyclopedia of chemical physics and physical chemistry

وهي مفيده جدا لكل كيميائي وفيزيائي

وهي عباره عن ملف pdf مساحته 68,4 ميجابيت

وتم اصدارها 15 اكتوبر 2001

وهي تحتوي ايضا على

mechanics electricity and magnetism, differential equations, simple matrix algebra, chemical nomenclature and the basics of chemical spectroscopy

وهي تحتوي علي عدة تجارب حديثه جدا

ويمكن للطالب والمتخرج الاستفاده منها في نواحي نظريه وعمليه كثيره والموسوعه 3076 صفحه
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
معاينة صفحة البيانات الشخصي للعضو
احمـــــــــد بشـــير
فريق أول
فريق أول


عدد الرسائل: 4006
العمر: 63
العمل/الترفيه: مدير جودة
تاريخ التسجيل: 04/03/2008

مُساهمةموضوع: المواد فائقة التوصيل   الجمعة 25 يوليو 2008 - 15:01

بسم الله الرحمن الرحيم
ماذا نعني بالموادفائقة التوصيل؟وبماذا تختلف عن المواد العادية؟
السلوك الكهربائي للمواد فائقة التوصيل(عدم المقاومة للتيار) والمغناطيسي (رفض المجال المغناطيسي) -وهما السمتان البارزتان لها- جعلا منها مواد ذات تطبيقات غير محصورة .فمن المعلوم أن مقاومة التيار الكهربائي في جميع المواد العادية هي السبب في ضياع وفقد الكثير من الطاقة الكهربائية وهي السبب أيضا" في عطل كثير من الأجهزة الكهربائية,وارتفاع درجة حرارتها.
فمقاومة المواد الفئقة التوصيل للتيار الكهربائي تصل للصفر,ولا تستطيع المجالات المغناطيسية إلى جسم الموصل الفائق,مما يبشر بتطبيقات كثيرة في النواحي العسكرية والصحية والمواصلات.
تاريخ الموصلات الفائقة:
في عام 1908م نجح العالم الهولندي الشهير (هيك كامرلين أونيس)
في ضغط ثم إسالة غاز الهيليوم الذي يتحول من الحالة الغازية إلى السائلة عند درجة 4.2 كلفن ,وبعدها بثلاث سنوات وأثناء دراساته على المقاومة النوعية لبعض العناصر ,لاحظ إنعدام المقاومة للزئبق النقي عندما تقترب درجة حرارته من الصفر المطلق,وقد استحق جائزة نوبل في الفيزياء بسبب هذين الإكتشافين.وسميت الدرجة التي تفقد عندها المادة مقاومتها وتتحول إلى موصل فائق بدرجة الحرارة الحرجة.
وحصلت بعد ذلك قفزة متميزة عندما كل من (جورج بندورز)و(كارل ميولار)في عام 1986 بنشر تقرير حول نجاحمهما في تحضير مركب سيراميكي
هو(La-Ba-Cu-O) تبلغ درجة تحوله 30 كلفن. وتوالت الإكتشافات إلى أن جاء عام 1993م عندما أضيف مركب الزئبق(Hg-Ca-Cu-O)الذي يتحول عند 135درجة كلفن.
مزايا الموصلات الفائقة
*سهلة التحضير.
*رخيصة الثمن نسبيا"
*تتحول فوق درجةغليان النيتروجين وهو رخيص الثمن وسهل الحمل والنقل والحفظ.
*الفرق بين درجات تحولها ودرجة الوسيط المبرد(النيتروجين)كبير مما يجعلها أكثر إستقرارا".
*يسهل تشكيلها بأشكال مختلفة مثل الرقائق والأفلام أو المواد المكدسة.
نظرية الموصلات الفائقة
في عام 1957م ظهرت نظرية باردين- كوبر-شريفر وهم العلماء الذين قالو بهذه النظرية,فمن المعلوم أن نقل التيار الكهربائي في الموصلات يتم بواسطة الإلكتروناتالحرة.وأن سبب المقاومة الكهربائية ناجم عن تصادم تلك الإلكترونات مع إلكترونات أخرى ومع الأيونات والذرات التي عادة ما تخرج عن النظام الدوري الشبكي للمادة.وقد فسّرت النظرية إنعدام المقاومة الكهربائية في الموصلات الفائقة التوصيل كالتالي:
حيث أن الشبكية(Lattice)المشكلة للموصل تعتمد في إهتزازها الدائم على كتلة الذرات المكونة لها,فإن التغير في كتل الذرات (إختلاف النظير)يعني بالضرورة تغيرا" في إهتزازات الشبيكة ,أي أن اهتزازات الشبيكة يؤدي إلى إختلاف كتل الذرات , وبالتالي لايحدث تنافر بين الإلكترونات بل على العكس يحدث تجاذب للنظير المستخدم,ويرجع السبب في ذلك إلى مايعرف بأثر النظائر.
وقد قامت هذه النظرية على فكرة أزواج كوبر الإلكترونية,فعندما يمر الإلكترون الأول بين الأيونات الموجبة فإنه,ولزمن قصير جدا",يؤدي إلى زيادة تركيز الشحنة الموجبة لحظيا" في المنطقة التي بدورها تجذب إلكترونا" آخر إليها,وبهذه الطريقة يظل الإلكترون الثاني مرتبطا"
بصورة دائمة مع الأولبحيث يكونان زوجا".
ظاهرة جوزيف صن
كان جوزيف صن طالبا" في مرحلة الدراسات العليا عندما طلب الأستاذ من الطلاب القيام بمشارع بحثية صغيرة.فخرج هذا علينا هذا الطالب بظاهرة وصلات صارت تعرف بإسمه,لقد تنبأ أنه عندما يتم موصلين فائقين بجانب بعضهما بحيث لايفصل بينهما إلا شريحة رقيقة جدا" من مادة عازلة فإن بعض الأزواج الإلكترونية تستطيع التملص(Tunneling)
من خلال تلك الشريحة غير الموصلة,وقد تم تأكيد توقعاته بعد فترة وجيزة من خلال التجربة.(صار بعد ذلك من أشهر العلماء وفاز بالمشاركة بجائزة نوبل للفيزياء لعام 1973م).
وبالطبع يمكن الإستفادة من هذه الظاهرة الكمية في عمل كثير من الدوائر الإلكترونية السريعة جدا" كما في الحاسبات الآلية,وكذلك في صنع كواشف للمجالات المغناطيسيةالمتناهية الصغر.
تطبيقات المواد فائقة التوصيل
للمواد فائقة التوصيل العديد من التطبيقات من أهمها.....
**المواصلات:
تستخدم المواد فائقة التوصيل في القطارات الطافية وذلك بالإستفادة من ظاهرة الطفو المغناطيسي أو التعليق.فإذا توفرت قطارات معلقة في الهواء وبالتالي سيرها بدون إحتكاك يعطي توفيرا"هائلا" في الطاقة منجهة ويوفر سرعات كبيرة إلى جانب التخلص من الضوضاء.
**التطبيقات العسكرية:
تستخدم في صنع الرادارات , وكذلك استخدام كاشف السْكويد للكشف
عن أدق الأعطال المتمثلة في الشقوق والشروخ في داخل أجسام الطائرات العسكرية والمدنية ,ولو كانت متوغلة في عمق يزيد كثيرا" عن عشرة سنتيمترات,وذلك بواسطة الإختبارات غير المتلفة.
وهناك الكثير من التطبيقات الأخرى لا يتسع المجال هنا لذكرها
وبالنسبة للتطبيقات المواد فائقة التوصيل ...
فى مجال الالكترونيات لما تمتاز به من قدرة عالية فى فتح و إغلاق الدائرة الكهربية لتمرير التيار ومنعه، وهذا يشكل العنصر أساسى فى بنية الكمبيوتر والبحث جارى الأن لإدخال هذه المواد فى صناعة السوبركمبيوتر، وإذا ما توصل إلى ذلك فإن هذا سوف يؤدى إلى تطور كبير فى مجال الكمبيوتر.


وفى مجال الطب فقد تم صناعة أجهزة ذات حساسية عالية جدا للمجالات المغناطيسية المنخفضة الشدة، وتستخدم الأن كبديل للمواد المشعة المستخدمة فى تشخيص الأمراض التى قد تصيب الدماغ، حيث يتم الكشف عن التغير فى المجال المغناطيسى المنبعث من الدماغ والتى تبلغ شدته 10-13 تسلا، وهذا مقدار صغير جداً لكن تلك الأجهزة قادرة على قياسه، كذلك يمكن بدقة تحديد مصدر الأشارات العصبية الصادرة من الدماغ وأيضا يمكن أن تستخدم فى البحث عن المعادن الدفينة فى باطن الأرض وعن مصادر المياه والنفط لأنها تحدث تغيراً طفيفاً فى المجال المغناطيسى للأرض وهذا التغير يمكن التقاطه بواسطة هذه الأجهزة.

__________________[center]
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
معاينة صفحة البيانات الشخصي للعضو
احمـــــــــد بشـــير
فريق أول
فريق أول


عدد الرسائل: 4006
العمر: 63
العمل/الترفيه: مدير جودة
تاريخ التسجيل: 04/03/2008

مُساهمةموضوع: الديناميكا الحرارية الكيميائية   الأربعاء 30 يوليو 2008 - 9:28

*الديناميكا الحرارية الكيميائية
Chemical ThermoDynamics
من الطبيعي أن نتساءل خلال دراستنا للكيمياء عن سبب حدوث بعض التفاعلات وامتناع بعضها الآخر عن ذلك .
وبالتأكيد فإنه سيكون أمراً حسناً ، لو أننا نستطيع التنبؤ مسبقاً عما سيحدث عند خلط بعض المواد الكيميائية مع بعضها .
عندئذ نستطيع أن نجلس في المنزل ونعمل على حل المشكلات الكيميائية بدلاً من الذهاب إلى المختبر ولكن لسوء الحظ ( أو بالأحرى لحسن الحظ ، ويعتمد ذلك عند مدى حبك للعمل في المختبر ) فإن الكيمياء لم تتطور بعد إلى تلك الدرجة ، ولكننا نعلم الآن ما هي الأشياء التي تتحكم في نتيجة تفاعل ما .

هناك عاملان يحددان فيما إذا كنا سنشاهد تفاعلاً معيناً أم لا في المختبر أو في أي مكان آخر . والديناميكا الحرارية هي التي تحدد ما إذا كان التغير ممكناً ، وهل سيحدث التفاعل بنفسه ، بدون مساعدة خارجية ؟ كم أنها هي تحدد أيضاً موقع الاتزان عندما يتوقف تركيب خليط التفاعل عن التغير . ومن ناحية أخرى فإن علم الحركة الكيميائية ، يتعلق بالسرعة التي تحدث بها التغيرات الكيميائية .

فكلا هذين العاملين ، التلقائية والسرعة ، يجب أن يكونا في صالحنا إذا أردنا أن نرى تكون نواتج من تغير كيميائي . فعلى سبيل المثال ، تتنبأ الديناميكا الحرارية أن الأكسجين والهيدروجين يجب أن يتفاعلا في درجة حرارة الغرفة ليكونا الماء ولكن خليطاً من H2 و O2 يبقى مستقراً إلى أمد غير محدود عملياً ( بشرط أن لا يقوم أحدهم بشعل عود ثقاب ) وذلك لأن الأكسجين والهيدروجين يتفاعلان بمعدل بطيء جداً عند درجة حرارة الغرفة ، لدرجة أنه بالرغم من أن تفاعلهما لإنتاج الماء تلقائي ، إلا أن التفاعل قد يحتاج إلى الأبد حتى يكتمل .
تهتم الديناميكا الحرارية Thermodynamic أساساً بتغيرات الطاقة التي تصاحب العمليات الفيزيائية والكيميائية . ونشأ هذا العلم دون معرفة عميقة بتركيب المادة ،وفي الحقيقة فإن ذلك يعتبر من أقوى نقاطها .
كما يمكننا تعريف الديناميكا الحرارية الكيميائية بأنها فرع من علم الكيمياء يهتم بالعلاقة بين الحرارة والشغل وصور أخرى من الطاقة المتعلقة بحالة الاتزان في التفاعلات الكيميائية وكذلك في تغير الأطوار .
وتعتبر الكيمياء الحرارية أحد فروع الديناميكا الحرارية الكيميائية وينصب الاهتمام فيها على قياس وتفسير التغيرات الحرارية التي تصاحب التفاعلات الكيميائية وتغيرات الأطوار وتكون المحاليل .


*مفهوم دالة الحالة State Function : ـ
هي الدالة الثرموديناميكية التي لا تتعلق قيمتها بالطريق الذي يسلكه النظام عند الانتقال من حالة ابتدائية ( أولى ) إلى حالة نهائية ( ثنائية ) ونذكر منها : ـ
∆F , ∆G , ∆S , ∆E , ∆H
ولا تعد W , q دوال حالة لأن قيمتها تتعلق بالطرق الذي يسلكه النظام في تحول ما.
وبما أن الدوال السابقة تمثل تغيرات فإنه ليس من المهم قياس قيمتها المطلقة وزلا يهم معرفة قيمتها ولا يمكن قياسها ولكن قياس التغير يفي بالغرض .
وسنقوم في هذا البحث بدراسة كل من "∆G , ∆S , ∆H " بشيء من الإسهاب .
*دالة المحتوى الحراري ( دالة الأنثالبي ) : ـ
يعرف الفرق بين مستوى طاقة وضع المواد المتفاعلة وطاقة وضع المواد الناتجة بحرارة التفاعل الكيميائي ( التغير في الأنثالبي ) ويرمز له بالرمز ∆Hوقد تم الإتفاق على حساب حرارة التفاعل الكيميائي بطرح أنثالبي المواد المتفاعلة من أنثالبي المواد الناتجة وعلية فعندما تكون قيمة حرارة التفاعل موجبة يكون التفاعل ماص للحرارة أما القيمة السالبة فتعني أن التفاعل طارد للحرارة .
∆H = H ( products ) - H ( reactants )
سندرس من خلال بحثنا هذا حالتين هما : ـ
1 ـ في حالة حجم النظام ثابت .
2 ـ عندما يضل الضغط على النظام ثابتاً . أي الذي يحدث عندما تجرى التفاعلات أو العمليات الأخرى في أوعية مفتوحة أي معرضة للهواء الجوي .
أولاً : ـ في حالة عملية تحت حجم ثابت : ـ
عندما تتم العملية تحت حجم ثابت فإن التمثيل النموذجي للوسط الحراري والميكانيكي المحيط بالنظام يمكن استخدامه بدون أي تعقيدات . ويمكن كتابة :ـ
W ∆E = q +
من المعلوم أيضاً أن عندما تتم العملية تحت حجم ثابت فإنه لا يحدث شغـــــــــل ( ضغط – حجم ) ( PV ) لذلك فقط لا بد من وجود نوع آخر من الشغل ، كشغل كهربائي للتعبير عن حد الشغل الديناميكي الحراري في المعادلة . وكما هي العادة في كثير من الحالات إذا لم يبذل مثل هذا الشغل فإن : ـ
W = 0
ولمثل هذه العمليات التي تجرى تحت حجم ـ ثابت نحصل على هذه النتيجة والتي هي ملائمة بشكل خاص للدراسات الكالوريمترية أو السعرية .
[ الحجم ثابت ، الشغل ناشئ من ( PV ) فقط ]
q= ∆E
حيث q كمية الحرارة الممتصة بواسطة النظام .
أما العمليات التي تحدث تحت ضغط ثابت تختلف من هذه الناحية فهناك تغير في حجم النظام ، ولذلك يوجد شغل مبذول ، أما على أو بواسطة الوسط المحيط .
وبصفة خاصة إذا زاد حجم النظام بمقدار (∆V ) تحت ضغط خارجي ثابت مقداره ( P ) فإن قدراً من الطاقة ( P∆V ) هي الطاقة المكتسبة بواسطة الخزان الميكانيكي وهي كذلك الطاقة المفقودة بواسطة النظام . وهنا أيضاً في كثير من الشغل المبذول ولذلك فإنه في حالة العمليات تحت ضغط ثابت يكون لدينا :
∆E = q - P∆V
ويمكننا أن نواصل البحث باستخدام المعادلة السابقة ولكنه في الواقع غير مناسبة الاستخدام في حالة التفاعلات الحادثة في أوعية مفتوحة للهواء الجوي ، وأن تشمل هذا الحد ( PdV ) جنباً إلى جنب مع الحد الكالوريمتري (q) كما أنه من الملائم جدا أن نعلم أن كلا من (∆E ،∆V ) هي تغيرات حادثة في النظام وأن نعيد ترتيب حدود المعادلة لتقرأ : ـ
∆V = q ∆E + P
ويمكن اعتبار مثل هذا التجميع (∆E ) و (∆V ) الحادث هنا كجزء من المعالجة الديناميكية الحرارية وذلك بإدخال كمية جديدة وهي المحتوى الحراري أو الأنثالبـي enthalpy or heat content ) " H ") والذي يعرف بالعلاقة : ـ
H = E + PV
وفي أي عملية فإن التغير في (H) سوف يكون : ـ
V) H =∆ E + ∆(P ∆
وفي أي عملية تحت ضغط – ثابت فإن : ـ
∆E + P∆ V ∆H =
وباستخدام المعادلة q )= P∆V + ∆E ) فإن : ـ
[ الضغط الثابت ، الشغل الناشئ من ( PV ) فقط ]
= q ∆H
وهكذا ، في حالة العمليات تحت الضغط – الثابت تعطي القياسات الكالوريمترية التي تقيس التغير في طاقة الخزان الحراري ، مباشرة قيمة (∆H ) والتي تمثل التغير في قيمة ( ( H = E + PVللنظام .
ومن الملائم ، وبصفة عامة أن نتعامل مع ( E ) في حالة العمليات تحت الحجم – الثابت بينما نتعامل مع (H = E + PV ) في حالة العمليات تحت الضغط – الثابت ، وبالطبع لأي عملية من النوعين يمكن أن نحسب ونتعامل مع إحدى الكميتين أو كلتيهما (∆E and ∆H ) .
ويعتبر المحتوى الحراري ( الأنثالبي ) كالطاقة الداخلية ، دالة حالة ، أي أنه لأي حالة معلومة النظام يكون الأنثالبي قيمة محددة . يتبع هذا مباشرة من تعريف ( H ) حيث أنها حاصل جمع دالتي حالة ( PV ) and ( E ) .

إنثالبيات التكوين القياسية ∆Hf° : ـ

تعتبر إنثالبية المادة من الخواص الهامة لأنها دالة لحالة المركب الكيميائي وتعتمد قيمتها على شكل المادة قبل بدء التفاعل وعند انتهائه ولكنها لا تعتمد على الطريق الذي تسلكه المادة للوصول إلى نواتج التفاعل النهائية . وبالنظر إلى تفاعل تكوين ثالث أكسيد الكبريت نجد أن المحتوى الحراري لمول في الحالة القياسية يقل عن المحتوى الحراري للكبريت والأكسجين بقدر يبلغ 395.7 KJ .
S (s) + O2(g) SO2(g) ∆Hr°= - 296.83 KJ
O2(g) SO3(g) ∆Hr° = - 98.9 KJ SO2(g) +
وحينما يراد تحضير ثالث أكسيد الكبريت في خطوة واحدة فإن الحرارة المنطلقة تكون مجموع كميتي الحرارة في المعادلتين السابقتين : ـ
O2(g) SO3(g) ∆Hr° = -395.73 KJ S(s) + 1
ويعتبر التغير الإنثالبي (الحراري ) ثابتاً رغم تعدد طرق تحضير ثالث أكسيد الكبريت .
أما الإنثالبية المطلقة للمواد فهي غير معروفة ولكن يمكن تقدير الانثالبيات النسبية باختيار حالة يرجع إليها لمقارنة الانثالبية ومن ثم قياس التغير الانثالبي للتفاعلات المختلفة . وتستخدم حالة العنصر القياسية عند درجة حرارة 25C° أساساً عاماً لهذه المقارنة إذ تعتبر قيمة إنثالبية تكون العنصر في هذه الحالة صفراً (1) .
إن قياس التغير في الأنثالية عندما تتحول المواد المتفاعلة إلى مواد ناتجة هو الهدف من دراسة الكيمياء الحرارية . وإذا كانت المواد المتفاعلة عناصر كما هو الحال في التفاعل السابق فإن الحرارة المنطلقة من التفاعل وحرارة تكون المركب الناتج يمثلان شيئاً واحداً ∆Hr° = ∆Hf° .
العلاقة التي تربط ∆Hf° للميثان بالانثالبيات القياسية لعناصره الأصلية ( وقيمتها صفراً ) وكذلك الانثالبيات القياسية لتكون ثاني أكسيد الكربون والماء .
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
معاينة صفحة البيانات الشخصي للعضو
احمـــــــــد بشـــير
فريق أول
فريق أول


عدد الرسائل: 4006
العمر: 63
العمل/الترفيه: مدير جودة
تاريخ التسجيل: 04/03/2008

مُساهمةموضوع: الديناميكا الحرارية الكيميائية 2   الأربعاء 30 يوليو 2008 - 9:31

الحرارية . وإذا آانت المواد المتفاعلة عناصر آما هو الحال في التفاعل السابق فإن الحرارة المنطلقة من
ΔHr° = ΔHf° . التفاعل وحرارة تكون المرآب الناتج يمثلان شيئاً واحداً
للميثان بالانثالبيات القياسية لعناصره الأصلية ) وقيمتها صفراً ΔHf° الشكل التالي يوضح العلاقة التي تربط
) وآذلك الانثالبيات القياسية لتكون ثاني أآسيد الكربون والماء.
يتضح من الجدول المدرج في نهاية البحث ص .... أن انثالبية تكون المرآبات من عناصرها يمكن أن تكون
طاردة للحرارة أو ماصة لها . ويطلق هذا الاسم على المرآبات نفسها فتسمى مرآبات طاردة للحرارة حيث
سالبة أما الأخرى فماصة لها . وغالباً ما نجد أن المرآبات الماصة للحرارة أقل ثباتاً من المرآبات ΔHr°
مثالاً لعدم الثبات وذلك لقابليته للانفجار بعنف عند التسخين HN الطاردة للحرارة فنجد نتريد الهيدروجين 3
لكل معدل آما نجد أيضاً أن غاز KJ ليعطي نيتروجين وهيدروجين مع انطلاق آمية من الحرارة تبلغ 294
قابل للانفجار في درجات الحرارة العادية ويباع تجارياً في جرات آوقود غازي ذو آفاءة C2H الأستيلين 2
احتراق عالية لأنه يعطي آمية حرارة تزيد عما يعطيه مرآب طارد للحرارة.
آما يلاحظ من الجدول أيضاً أن تكون المرآبات الأيونية يصاحبه انطلاق آمية من الحرارة تزيد عما تطلقه
أما الملاحظة الثالثة فتخص حالة المرآب الطبيعية لأنها HF ) . المرآبات التساهمية عند تكونها ( باستثناء
تؤثر على الانثالبية المرافقة لتكونه . ويمكن النظر إلى حالة الماء آمثال حيث وجدنا الفرق في انثالبية تكونه
بين حالتي البخار ةالسائل بلغ 44.10 لكل مول . وعموماً نجد أن تحول غاز إلى سائل يصاحبه فقدان انثالبية
أو انطلاق حرارة تتكافئ مع حرارة التبخر وهذا يعني أن الانثالبية المطلقة لسائل أقل دائماً من الانثالبية
المطلقة لغاز.
حساب انثالبية التكون القياسية من انثالبيات التفاعل القياسية :
يمكننا تعريف إنثالبية تكوين الميثان القياسية بالتعبير التالي :
ΔHr° = ΔHf° = -74.81KJ
ومع ذلك لا يمكن أن يتم هذا التفاعل في الوقت الحاضر تحت أي أحوال مختبرية معلومة . وتم الحصول على
بإضافة معادلات آيميائية حرارية معلومة على ضوء قانون هيس وتكون المعادلة الآتية KJ القيمة – 74.81
:
) ΣΔH°f = ΔH°r مواد ناتجة ) ΣΔH°r – ( )مواد متفاعلة
المعينة تجريبيا وحساب ΔH°r لمرآب من ΔH°f تعبير رياضي مناسب لقانون هيس وربما تستعمل لحساب
حرارات تكون آل المشارآات الأخرة في التفاعل . ولقد حددت حرارة تكون معظم الهيدروآربونات والمشتقات
الأآسجينية للهيدروآربونات ) مثال ذلك آحولات وإيترات ) بهذه الطريقة.
مثال :
) ΔH°r= - في جو من الأآسجين . وتبلغ انثالبية التفاعل ( حرارة التفاعل C8H18(l) يحترق الأوآتان
ΔH°f . 5470.68 احسب حرارة التكون للمرآب KJ .
الحل :
X 0 8(-393.52) 9(-285.83)
-547.68 = ΔH°r
-547.68 = (-3148.16) + (-2572.47)-( X + 0)
X = (-3148.16)+(-2572.47)+ 5470.68
X = -249.95KJ = ΔH°f , C8H18(l)
تشير إلى تحول المواد المتفاعلة إلى ماد ناتجة وجميعها في ΔH°r من الملاحظ من المثال السابق أن قيم
تحرق ΔH°r الحالة القياسية . إلا أن ما يحدث خلال التجربة قد يكون مختلفاً تماماً . فأثناء تجربة لقياس
المرآبات العضوية في مسعر حيث يكون الحجم ثابتاً ولكن الضغط آبيراً نتيجة تصاعد غازات من التفاعل مما
يجعل المواد بعيدة عن الحالة القياسية.
عند حجم ثابت فإنه من الممكن حساب هذه ΔH°r ) وبالرغم من أن قياس التغير في آمية الحرارة ( أي
25 وهما الشرطان الأساسيان لهذه الحالة القياسية . ويكون C° الكمية تحت ضغط ثابت وعند درجة حرارة
ذلك ممكناً إذا أخذنا في الاعتبار آمية الحرارة اللازمة لتمدد أو لضغط الغاز ، واللازمة أيضاً لتبريد أو
لتسخين المواد ، وآذلك آميات الحرارة المصاحبة لتغير أطوار المادة بصورها المختلفة
)جامد سائل غاز ) . وهناك جداول نرجع إليها آالمدرج في نهاية البحث لإجراء هذه الحسابات وبها قيم
لكثير من المواد وفي ΔHvap والتبخر ΔHfus السعة الحرارية ) أو الحرارة النوعية ) وحرارة الانصهار
ظروف متباينة . ولقد ساعدت تلك الجداول على إعادة حساب التغيرات الحرارية إلى الحالة القياسية ومن ثم
ومن الممكن استخدام نفس الجداول لحساب C° . عند ضغط جوي واحد ودرجة حرارة 25 ΔH°r تعيين
تحت ظروف غير قياسية إذا آانت قيمتها تحت ظروف قياسية معلومة. ΔH°r
*لو تتبعنا ما ذآر بعين دارس متفحص فإننا سنجد أنه من الضروري توضيح قانون هيس ولو بقليل من
الإسهاب وذلك لغرض إيضاحه فلقد ذآر على غرار العناوين الأخرى في عدة مواضع لذا سنقف وقفة يصحبها
نوع من التفصيل لدراسة هذا القانون....
قانون هيس :
يمكن قياس حرارة التفاعل مباشرة باستعمال مسعرات وهي أجهزة يستعان بها في قياس إنثالبيا بعض
التفاعلات الكيميائية داخل المعمل.
لكن العديد من التفاعلات الكيميائية يتعذر قياس حرارتها مرد هذا آون هذا النوع من التفاعلات إما بطيئاً جداً
أو ينتج خليطاً من المواد منها غير المطلوب نتيجة لتفاعلات جانبية ( تفاعلات الكربون مع الهيدروجين مثلاً
) . أو ينتج مواد سامة . قانون هيس يسمح بتعيين حرارة التفاعل بطريقة غير مباشرة ( حسابياً ) . ويمكن
تلخيص القانون على النحو التالي :
عند تحويل المواد المتفاعلة إلى مواد ناتجة يكون التغير في الانثالبيا المصاحب للتفاعل هو نفسه سواء تم
هذا التحول في مرحلة واحدة أو في مراحل متعددة . وهذا يعني أن التغير في أنثالبيا التفاعل لا يعتمد على
الكيفية التي يتم بها التفاعل ولكن على بداية التفاعل ونهايته.
أحد التفاعلات التي لا يمكن القيام بها داخل المعمل تفاعل الكربون مع الأآسجين لإنتاج أول أآسيد الكربون
ويعز ذلك لسببين :
يتفاعل الأآسجين مع الكربون لإنتاج مخلوط من أول أآسيد الكربون وثاني أآسيد الكربون.
سمية أول أآسيد الكربون.
لإيجاد قيمة التغير في الأنثالبيا المصاحب للتفاعل.
) C جرافيت ΔH=? CO(g) + (
يستعان بقانون هيس ومجموعة من التفاعلات المعروفة والتفاعلات هي :
CO2(g) ΔH = -282.0KJ CO (g) + (1)
) C ( جرافيت( 2 + O2(g) CO2(g) ΔH = -393.5KJ(
يجب البحث على طريقة تعالج بها المعطيات للحصول على التفاعل : ΔH لحساب
) C جرافيت CO(g) + (
آمحصلة نهائية الأمر هنا بسيط جداً ، بعكس المعادلة الأولى وجمعها مع المعادلة الثانية نحصل على
المطلوب.
CO2(g) ΔH = -282.0KJ CO (g) + (1)
) C ( جرافيت( 2 + O2(g) CO2(g) ΔH = -393.5KJ(
) C = جرافيت ) C = CO2 (g) + CO (g) + ( جرافيت +CO2(g) CO(g) + +(
ΔH = +282.0 KJ -393.0KJ = - 110.5 KJ
وبالتالي المعادلة الكيموحرارية لتفاعل الكربون مع الأآسجين لإنتاج أول أآسيد الكربون هي :
) C جرافيت CO (g) ΔH= -110.5KJ + (
نلاحظ أن قانون هيس يسمح لنا بمعالجة المعادلات الكيموحرارية آمعادلات جبرية بسيطة يمكن جمعها
وطرحها أو ضربها وتقسيمها بأي عدد.
*الأنتروبي :
من قوانيين الله عز وجل الثابتة في هذا الكون ميل الأنظمة إلى أن تصبح عديمة الانتظام ( في حالة عشوائية
والسبب في هذا الميل هو وجود سبل آثيرة لإحداث ترتيبات غير " disordered " أو في حالة فوضى
منتظمة عشوائية أو فوضوية ) أآثر من ترتيبات منتظمة . وتقدر هذه العش آميا بخاصية تعرف بالأنتروبي
فالحالة الأآثر عشوائية يكون لها إنتروبي أعلى من حالة منتظمة. " enthropy "
بالضبط مثلما تكون التغيرات التي تؤدي إلى نقص في طاقة الوضع مفضلة فإن تلك التي تؤدي إلى زيادة في
الأنتروبي مفضلة أيضاً . فإذا آان التغير يصاحبه خفض في طاقة الوضع وزيادة في العشوائية فهذا ولا شك
يكون في صالح حدوث التغير بشكل تلقائي ، ولكن في حالات معينة فإن العاملين قد يضادان بعضهما بحيث
نتساءل أي العاملين سيكون المؤثر ؟ والجواب على ذلك أن درجة الحرارة تعتبر هي التي تحكم مدى أهمية
العاملين ، فعند الصفر المطلق فإن عامل الأنتروبي لا يؤثر في تحديد اتجاه التغير التلقائي ويكون المؤثر
الأقوى هنا هو التغير في طاقة الوضع ، وآلما ارتفعت درجة الحرارة فإن أثر وأهمية عامل الأنتروبي تزداد.
الفوضى والديناميكا الحرارية :
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
معاينة صفحة البيانات الشخصي للعضو
احمـــــــــد بشـــير
فريق أول
فريق أول


عدد الرسائل: 4006
العمر: 63
العمل/الترفيه: مدير جودة
تاريخ التسجيل: 04/03/2008

مُساهمةموضوع: الديناميكا الحرارية الكيميائية 3   الأربعاء 30 يوليو 2008 - 9:33

تمثل درجة الفوضى لنظام ما بكمية ديناميكية حرارية تسمى الأنتروبيا ويرمز لها بالرمز
سابقاً.
وآما فهمنا من الحديث السابق فإن آمية الأنتروبيا تزداد آلما ازدادت الفوضى.
يعتمد فقط على أنتروبي النظام في حالتيه الأولية ΔS أي أن مقدار ،E ، H والأنتروبيا دالة حالة مثلها مثل
يمكن أن يحدث عن طريق إضافة حرارة للنظام . فانظر مثلاً إلى بلورة ΔS والنهائية . والتغير في الأنتروبيا
مصفوفة بنفس C O مكتملة تامة لأول أآسيد الكربون عند درجة الصفر حيث تكون آافة ثنائيات القطب
الاتجاه وبسبب الترتيب التام لثنائيات القطب ، فهناك نظام تام في البلورة وتكون قيمة أنتروبيا النظام عند
K نهايته الصغرى . وعند إضافة حرارة إلى هذه البلورة ترتفع درجة الحرارة فوق درجة الصفر آيلفن 0
وتسبب قيم حرآة حرارية " اهتزازات " ضمن الشبكية تؤدي إلى جعل بعض ثنائيات القطب معكوسة الاتجاه
ونتيجة لذلك يصبح النظام أقل " أو الفوضى أآثر " ، وبالطبع تزداد أنتروبيا البلورة ، وبالاتجاه نحو ما
يقوله المنطق نلاحظ أنه آلما ازدادت آمية الحرارة المضافة للنظام ، ازدادت آمية الفوضى تبعاً لذلك. لذا
يتناسب طردياً مع مقدار الحرارة المضافة للنظام ΔS ليس من المستغرب أن نجد أن التغيير في الأنتروبيا
وهي الحرارة التي يجب إضافتها إلى النظام إذا آان التغير يتبع طريقاً قابلاً " qrev - " ويرمز للحرارة
للانعكاس.
qrev α ΔS
K . ثنائيات القطب جميعها موجهة في نفس الاتجاه عند 0 CO "أ " بلورة تامة من
تسبب التذبذبات الشبكية دوران بعض ثنائيات القطب 180 ويحدث عدم انتظام K بعد 0 CO "ب " بلورة
في الشبكية.
الأنتروبيا ودرجات الحرارة :
التغير في الأنتروبيا يتناسب عكسياً مع درجة الحرارة التي يتم عندها إضافة الحرارة.
فعند درجات الحرارة المنخفضة ، تؤدي آمية ما من الحرارة إلى تغير آبير نسبياً في درجة النظام ،فبالقرب
من درجة الصفر المطلق تؤدي إضافة آمية ضئيلة من الحرارة إلى جعل النظام يبتعد عن حالة النظام المكتمل
آبيرة . ولكن لو ΔS التام تقريباً إلى حالة من الفوضى النسبية وهو تغيير آبير وهام للغاية وبالتالي فإن
أضيفت نفس آمية الحرارة للنظام عند درجة حرارة أعلى فإن النظام ينتقل من حالة عشوائية إلى حالة أآثر
عشوائية بقليل ويمثل ذلك تغييراً طفيفاً في درجة الفوضى النسبية ، أي تغييراً طفيفاً في الأنتروبيا يمكن
حسابه في النهاية بالمعادلة التالية :
ΔS = qrev / T
إلى النظام – لا حظ أن للأنتروبيا " qrev " تساوي درجة الحرارة المطلقة التي يتم عندها نقل T حيث
( JK- وحدات من الطاقة / درجة الحرارة على سبيل المثال جول / آيلفن. ( 1
من الممكن استخدام دورة آارنوت لإثبات Entropy Is astate function الأنتروبي دالة حالة :
الفرض السابق وهو أن أنتروبي تالنظام دالة حالة للنظام ، وبذلك فإن فرق الأنتروبي بين حالتين للنظام لأي
عملية لا يعتمد على المسار بين الحالتين.
(b) إلى حالة (a) مخطط لطريقين انعكاسيين من حالة
الشكل السابق يوضح مسارين انعكاسيين طريق ( 1) وطريق ( 2) فإذا فرضنا أن التغير الحادث في أنتروبي
وأن التغير ΔSa-(1)>b◊b عن طريق المسار ( 1) هو (b) إلى الحالة (a) النظام في الانتقال من حالة
ويصبح التغير الحادث في أنتروبي النظام ΔSa( الحادث في أنتروبي النظام عن طريق المسار ( 2) هو ( 2
إذا أعيد المسار رقم ( 1) ، أو بمقدار- ◊b إذا أعيد مسار (a) b إلى الحالة (b) عند الانتقال من الحالة
) . الطريق رقم ( 2 -ΔSa( مساوياً ( 1 ΔSa(2)◊
يشكلان عملية دورة آاملة . ولنعتبر إجراء (b) و (a) ويمكن أن نفكر في أن الطريقتين المختلفتين بين
عن طريق المسار رقم ( 1) ثم العودة إلى الحالة الأصلية (b) وتذهب إلى الحالة (a) دورة تبدأ من الحالة
عن طريق المسار رقم ( 2) وبذلك يصبح التغير في أنتروبي النظام الناتج عن عملية الدورة هذه. (a)
ΔScycle= b◊b- ΔSa(2)◊ΔSa(1)
أو
b + ΔScycle◊b = ΔSa(2)◊1* ΔSa(1)
ومن ذلك يتضح أننا نستطيع أن نكتشف معلومات عن الفرق بين التغيرات في الأنتروبي عندما تسلك طريقين
( ΔScycl). انعكاسيين مختلفين بواسطة استنباط قيمة
ويمكن أن نفكر في دورة انعكاسية آاملة تتضمن غازاً مثالياً على أنها تتكون من عدد آبير من دويرات
آارنوت آما في الشكل التالي . وذلك برسم شبكة من مجموعة آبيرة من منحنيات أيسوثرمية وأديباتيكية
داخل محيط الدورة الرئيسية الممثلة لدورة انعكاسية آاملة . ويمكن استخدام هذه الشبكة من الخطوط لتكوين
مجموعة من دويرات آارنوتية بحيث أن الأجزاء الخارجية للمجموعة ترسم منحنياً مساوياً لمنحنى العملية
الرئيسية الكاملة . وبذلك إذا أجريت جميع عمليات الدويرات
مخطط عملية دورة آاملة آتقريب لمجموعة تخطيطية من دويرات آارنوت
الكارنوتية في هذه المجموعة ، تكون النتيجة المحصلة مساوية لإجراء عملية الدورة الواحدة الكاملة .
ويتأتى هذا من واقع أن جميع خطوات دويرات آارنوت الداخلية تلغي نفسها لأن آلا منها تمثل في اتجاهين
متضادين متساويين ولا يتبقى إلا الخطوات الخارجية فقط المتضمنة في المحيط العام للدورة الكاملة.
وفي النهاية عندما يزداد عدد الدويرات المتعاقبة وتصغر الخطوات إلى قيمة في منتهى الصغر فإن الإطار
الخارجي لمجموعة دويرات خارجية والممثل بسلسلة من الخطوات في منتهى الصغر ينطبق على الخط
المحيطي للدورة الكاملة يكون مساوياً لعمل الدويرات المتلاحقة.
أم الآن فإننا سنقوم بتحليل التغيرات في الأنتروبي التي تحدث في الوسط الحراري المحيط آنتيجة لكل دورة
لآلة آارنوت.
-W/q = Th-Ti /Th *2
وبالتعويض منها في المعادلة 2* نحصل ( -w = qh-qi ) وحسب القانون الأول في حالة عملية دورة يكون
على :
qh+ qi)/ qh = Th-Ti / Th )
أو بإعادة الترتيب تصبح :
+ q i / T i T h q h /
فيصبح ( qi = - ( ΔE thermers )I وأن ( qh = - ( ΔE thermres)h وإذا ما تذآرنا أن العلاقة
لدينا العلاقة :
/ Ti = 0 ( ΔE thermers) h / Th + ( ΔE thermres) I
وبالتالي يكون التغير في الأنتروبي للوسط الحراري المحيط لكل دورة آارنوت صفراً . آما يتبع أيضاً ، من
المناقشة المبينة على أساس الشكل السابق أن التغير في الوسط الحراري المحيط لأي دورة انعكاسية يكون
صفراً . ويمكن التعبير عن هذه القاعدة رياضياً بكتابة :
على أن التكامل يؤخذ على الدورة الكاملة وأن الرمز السفلي يذآرنا أن ( Ø ) حيث تدل العلامة
هذه النتيجة محددة فقط للعمليات الانعكاسية.
وبالتالي ، فإنه في حالة أي عملية دورة انعكاسية ، لا يكون فقط التغير في أنتروبي الكون هو الذي يساوي
صفراً ، بل أيضاً التغير في أنتروبي الوسط الحراري المحيط يساوي صفراً . ويتطلب ذلك أن يكون التغير في
أنتروبي النظام في الدورة الكاملة مساوياً للصفر . وبالتعويض في معادلة * 1 نحصل على :
b = ΔS◊ΔS a(1) b◊a(2)
يصحبها نفس التغير في الأنتروبي. ( b ) إلى حالة ( a ) ولذلك فإن جميع المسارات من حالة
وبالتالي فإن ذلك يبرهن قيمة الصفر للتكامل ، وهذا يكافئ إثبات أن الفرق في الأنتروبي بين الحاليتين دالة
للحالتين فقط ولا يعتمد على المسار المستخدم في الانتقال من حالة إلى أخرى.
وهكذا يمكن حساب التغير في أنتروبي النظام لأي عملية انعكاسية . وتعتبر هذه النتيجة مقياساً صحيحاً لفرق
أنتروبي النظام بين حالته الابتدائية وحالته النهائية . ولا يعتمد هذا الفرق على آيفية إجراء عملية الانتقال
ولا على نوع العملية سواء أآانت انعكاسية أو غير انعكاسية . لذلك يعتبر الأنتروبي خاصية للمجموعة
آالطاقة الداخلية والأنثالبي والحجم ...
وهكذا أي " دالة حالة. "
*طاقة جبس الحرة :
من خلال دراستنا لمادة الكيمياء الفيزيائية نعلم جيداً بأن معادلة جبس تحمل الشكل التالي :
DG = dH - TdS
dH = TdS . وبالتالي فإن dG = ونعلم أيضاً أنه عند التوازن 0
يجب أن يزداد الأنتروبي أو dH أي عند ثبات dG < وحتى يكون التفاعل تلقائي الحدوث يجب أن يكون 0
بحيث يبقى فرقهما سالباً... TdS أصغر في قيمته المطلقة من dH أن يكون
وإذا افترضنا ثبات الأنتروبية مع درجة الحرارة فإن تلقائية التفاعل تحصل عندما يكون تغير الأنثالبي سالباً
سالبة عند dG أآبر من الصفر) تكون dS ، ( dH أي التفاعل ناشر للحرارة " طارد " في الحالة الأولى
ونتيجة لذلك يكون التفاعل تلقائياً عند درجان dH أآبر من TdS درجات الحرارة المرتفعة فقط حيث تكون
الحرارة العليا فقط.
سالبة عند درجات الحرارة المنخفضة فقط وتجمد الماء مثال dG سالبتين تكون dS و dH وعندما تكون
على ذلك فنحن نعرف أنه يجب إزالة الحرارة من السائل لإنتاج الثلج ومن هنا فالعملية طاردة للحرارة ولها
سالبة ويصاحب التجمد أيضاً ترتيب لجزيئات الماء عند مغادرتها الحالة السائلة العشوائية لتصبح جزءاً dH
سالبة إذا آانت درجة dG سالبة أيضاً وبالتالي تكون قيمة dS من البلورات الثلجية ونتيجة لذلك فإن
الحرارة منخفضة ومن هنا نرى أن الماء يتجمد تلقائياً عند درجة الصفر تحت ضغط 1 ضغط جوي . ويمكن
وتأثير الحرارة على التلقائية آما يلي : dS و dH أن نلخص تأثيرات إشارات
التفاعل تلقائي عند آافة درجات الحرارة. dS (+) و dH (-) 1
التفاعل غير تلقائي بغض النظر عن درجات الحرارة. dS (-) و dH (+) 2
التفاعل تلقائي عند درجات الحرارة المرتفعة. dS (+) و dH (+) 3
التفاعل تلقائي عند درجات الحررة المنخفضة. dS (-) و dH (-) 4
يمكن أن نعتبر الملخص السابق حوار حول الموضوع الرئيسي لذا سندخل بعد هذه المقدمة البسيطة في خضم
الموضوع وسنقول :
في التفاعل الكيميائي يكون تحول مادة إلى مادة أخرى مصحوباً بتغير في طاقة وضع المواد ويلاحظ هذا
التغير على شكل إطلاق أو امتصاص طاقة ( حرارة ) فإذا انطلقت حرارة من التفاعل الكيميائي يقال أن
التفاعل طارد للحرارة ، وإذا امتصت حرارة يكون التفاعل ماصاً للحرارة.
تفاعل طارد للحرارة
تفاعل ماص للحرارة
استطاع العالم ويلاد جيبس إيجاد علاقة بين عاملي التغير في الطاقة والأنتروبي باستعمال مبدأ يعرف بالطاقة
آما يتضح من العلاقة التالية : G ويرمز له بالحرف ( free energy ) الحرة
G = H - TS
هو S درجة الحرارة المطلقة و T ، المحتوى الحراري ( الأنثالبي ) للمادة H ، الطاقة الحرة G حيث
الأنتروبي الخاص بها.
من الصورة السابقة لمعادلة جبس يمكن الوصول إلى الصورة التالية عند درجة حرارة ثابتة :
ΔG = ΔH - TΔS
ولكي يكون التفاعل الكيميائي تلقائياً يجب أن يصاحبه نقص في الطاقة الحرة وبمعنى آخر فإن التفاعلات
سالبة ، بمعنى يجب أن تكون الطاقة الحرة للمواد الناتجة أقل من الطاقة الحرة ΔG التلقائية تكون قيمة
سالبة إما من نقص المحتوى الحراري أو زيادة في الأنتروبي. ΔG للمواد المتفاعلة وتكون قيمة
الطاقة الحرة وسرعة التفاعل :
من المهم عدم الخلط بين تلقائية تفاعل آيميائي والسرعة التي يحدث بها . فعندما يكون التفاعل تلقائياً فإن
يكون سالباً وقيمته مقياساً لهذه التلقائية . وقد يحدث هذا التفاعل ( طاقته الحرة ΔG التغير في الطاقة الحرة
سالبة ) بسرعة فائقة عند درجات الحرارة العادية وقد يكون بطيئاً إلى الدرجة التي يصعب معها ملاحظة
حدوثه . ويدلنا ذلك على أن مفاهيم الديناميكا الحرارية تستطيع أن تبين مدى تلقائية التفاعل ولكنها تعجز عن
التنبؤ بالسرعة التي يحدث فيها.
أثر الحرارة على تغيرات الطاقة الحرة :
إذا سخن الزئبق مع الأآسجين ( أو الهواء ) وعند درجة حرارة تقترب من درجة غليانه نتج أآسيد الزئبق
2)الأحمر (ثنائي التكافؤ) . وإذا حدث التسخين عند درجات أعلى بكثير من درجة غليان الزئبق فإن الناتج )
من الأآسيد يكون قليلاً . ولقد وجد بالتجربة أن تسخين أآسيد الزئبق ( 2) الأحمر عند درجات عالية يؤدي
إلى تفككه وإعطاء زئبق وأآسجين . ويطرأ الآن سؤال هام وهو لماذا يتحد الأآسجين مع الزئبق عند درجات
حرارة معينة بينما لا يتحد عند درجات حرارة أخرى ؟ ولكي نجيب على هذا التساؤل لا بد لنا من الربط بين
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
معاينة صفحة البيانات الشخصي للعضو
 

موسوعة الكيمياء الفيزيائيه والفيزياء الكيميائيه

استعرض الموضوع السابق استعرض الموضوع التالي الرجوع الى أعلى الصفحة 
صفحة 1 من اصل 3انتقل الى الصفحة : 1, 2, 3  الصفحة التالية

صلاحيات هذا المنتدى:لاتستطيع الرد على المواضيع في هذا المنتدى
منتدى التحكم الآلي والإلكترونيات :: المنتديات العلمية العامة :: المنتدى الكيميائي-