hotchpotch/wikipedia-multilingual-ir-pairs huggingface dataset:
حسان شمسي باشا المؤلفات
وهي من منشورات دار القلم دمشق، دار البشير جدة، مكتبة السوادي جدة، أو دار المنارة جدة:
1. Hope heartcare handbook، Manchester Freepress 1987، Manchester
2. Handbook of coronary care blackwell Scientific is Publication 1990 London.
3. Patient’s Guide to heart disease . Dar AlManara، Jeddah 1997
هذا إضافة إلى أكثر من خمسين بحثا طبيا في أمراض القلب نشرت في المجلات الطبية الأمريكية والأوربية. كما نشر له مئات المقالات في المجلات والصحف العربية
محمد عبد القادر الصمدي
محمد عبد القادر الصّمدي (1937) شاعر وكاتب سوري. ولد في مدينة حماة ونشأ في طرابلس بلبنان وتعلم العربية والفرنسية. مجاز في اللغة العربية من جامعة دمشق، 1963. عمل مدرّسًا في سوريا والكويت.
محمد عبد القادر الصمدي سيرته
ولد محمد بن عبد القادر الصّمدي سنة 1356 هـ/ 1937 في مدينة حماة ونشأ بها وفي طرابلس بلبنان. تعلم في مدارسها وحصل على الشهادة الثانوية باللغتين العربية والفرنسية ثم تابع دراسته في جامعة دمشق وحصل على الليسانس في علوم اللغة وآدابها 1963.
عمل مدرّسًا في سوريا والكويت. كتب إلى جانب الشعر، البحوث أدبية والقصة القصيرة ونشر انتاجه في الصحف والمجلات.
عبد الرؤوف السجيني
عبد الرؤوف بن محمد بن عبد الرحمن بن أحمد السجيني الشافعي شيخ الأزهر التاسع ويلقب بالسجيني نسبة إلى بلدته وكنيته أبو الجود. وقد لقبه الجبرتي في كتابه «عجائب الآثار في التراجم والأخبار» بالإمام العلامة الفقيه النبيه شيخ الإسلام وعمدة الأنام، حيث كان للأزهر أدوار تتعدى الدور الديني ليحتل مكانة سياسية واجتماعية وشعبية. ومن أحفاده الراحل جمال السجيني.
عبد الرؤوف السجيني مولده ونشأته
ولد ببلدة سجين الكوم بمحافظة الغربية سنة 1104 هـ. كان من أسرة اشتهرت بالعلم، وكان أستاذه الأكبر عمه الشيخ الشمس السجيني، فقد كان عمه فقيهًا نحويًّا أصوليًّا شافعيًّا، ولازمه حتى تخرج على يديه، وأنه خلفه في دراسة (منهج الطلاب للأنصاري) فقد كان من الكتب المقررة الهامة في مذهب الشافعي بالأزهر.
عبد الرؤوف السجيني من مواقفه
كان الشيخ السجيني ذا مكانة عالية، وقد اشتهر ذكره قبل ولايته لمشيخة الأزهر بسبب حادثة وقعت في ذلك الحين، ذكرها الجبرتي في تاريخه، وخلاصتها أن أحد التجار بخان الخليلي تشاجر مع خادم فضربه الخادم وفَرَّ من أمامه فتبعه هو وآخرون من التجار، فدخل إلى بيت الشيخ السجيني لائذًا به، فاقتحم التجار البيت وضربه التاجر برصاصة أخطأته وأصابت شخصًا من أقارب الشيخ السجيني إصابة قاتلة فهرب الضارب، وطلبه الشيخ وأقاربه فامتنع عليهم، وتعصب له أهل خطته وأبناء جنسه، فاهتمَّ الشيخ السجيني بالأمر، وجمع المشايخ والقاضي، وحضر بهم جماعة من أمراء الوجاقلية، وانضمَّ إليهم الكثير من العامة، وثارت فتنة غلَّق الناس فيها الأسواق والحوانيت، واعتصم أهل خان الخليلي بدائرتهم وأحاط بهم الناس من كل جهة، وحضر أهل بولاق، وأهل مصر القديمة، وحدث صدام قتل فيه من الفريقين عدة أشخاص، واستمرَّ الحال على ذلك أسبوعًا. ثم اجتمع ذوو الرأي بالمحكمة الكبرى، وانتهى الأمر بالصلح.
عبد الرؤوف السجيني توليه مشيخة الأزهر
تولى الشيخ السجيني مشيخة الأزهر سنة 1181 هـ، عقب وفاة الشيخ الحفني، ولكنه انتقل إلى رحمة ربه في العام التالي. كان الشيخ قبل ولايته لمشيخة الأزهر، تولَّى مشيخة رواق الشراقوة بالأزهر، وظل شيخًا له حتى بعد ولايته لمشيخة الأزهر، فلما مات خلفه فيه ابن أخته الشيخ محمد بن إبراهيم بن يوسف الهيتمي السجيني.
عبد الرؤوف السجيني وفاته
توفى في الرابع عشر من شوال سنة ١١٨٧ هـ كما جاء فى الخطط التوفيقية لعلى مبارك .وذلك عن عمر ٨٣عاما. وصلي عليه بالأزهر ودفن بجوار عمه بأعلى البستان.وهى الان مقابر المجاورين.
محتوى حراري
في الديناميكا الحرارية والكيمياء الجزيئية، المحتوى الحراري أو السخانة  (بالإنجليزية: Enthalpy)‏ وُتعرَّب إلى الأنطلبية (يرمز لها ب H) هي تعبير عن الكمون الدينامي الحراري للنظام. هي مقياس للطاقة الكلية لنظام ترموديناميكي. ومن ضمنها الطاقة الداخلية U التي هي الطاقة اللازمة لإنشاء نظام، بالإضافة إلى كمية الطاقة اللازمة لإفساح مكان (حجم) للنظام خلال الوسط المحيط، وتهيئة النظام للحصول على حجمه وضغطه. وحدة الإنثالبي هي وحدة الطاقة، أي جول.
لا يمكن قياس الإنثالبي الكلي H لنظام. ولكننا نستخدم التغير في الإنثالبي ΔH وهي كمية يمكن قياسها والاستفادة بها أكثر من تعيين قدرها المطلق. وقد اتفق على الآتي:
ويعتبر التغير في الإنثالبي ΔH لنظام هو الشغل الغير ميكانيكي الذي نمد به النظام أو كمية الحرارة التي نعطيها للنظام.
وعند ثبات الضغط تكون ΔH مساوية للتغير في الطاقة الداخلية ΔU للنظام بالإضافة إلى كمية الشغل التي يؤديها النظام ويعطيها إلى الوسط المحيط  وهذا يعني أنه خلال تفاعل كيميائي يكون التغير في الإنثالبي مساويا لكمية الحرارة التي ينشرها النظام (أو كمية الحرارة التي يمتصها النظام) في الوسط المحيط.
محتوى حراري
وحدة الإنثالبي H (وكانت H في الأصل مأخوذة من كلمة heat content بالإنجليزية) وحدتها هي جول. في الكيمياء وفي التقنية يلعب الإنثابي المولي دورا أساسيا ويرمز لها  (الوحدة: جول/مول)، كما توجد وحدة لها تستخدم نادرا وتسمى الإنثالبي النوعي die spezifische Enthalpie  (الوحدة: جول/كيلوجرام) وهي تعطي الإنثالبية لكيلوجرام واحد من المادة.
في التقنية تفيدنا حسابات تغير إنثالبية نظام حركة حرارية لمعرفة الشغل الذي يمكن الاستفادة منه من النظام (عند الاحتفاظ بالضغط ثابتا). {ذلك لأنه عند ثبات الضغط يتغير الحجم، وتغير حجم النظام معناه أن النظام يؤدي شغلا ميكانيكيا ويعطيه إلى الوسط المحيط. كمية الشغل p. V، ووحدته الجول.}
مصطلح إنتالبية enthalpy مشتق من اللاتينية ويتألف من سابقة en-، تعني «يضع في» وكلمة إغريقية -thalpein تعني «يسخن» كما يقترح أيضا أنها مشتقة من كلمة "enthalpos" (ἐνθάλπος).
محتوى حراري تعريف
يتكون الإنثالبي لنظام من جزئين طاقة داخلية  وشغل ناشئ عن تغير الحجم  (الشغل هنا هو حاصل ضرب الضغط p في الحجم V):
وتتكون الطاقة الداخلية لنظام من طاقة حرارية - ناشئة عن حركة عشوائية للجزيئات من ضمنها طاقة حركة، وطاقة حركة دورانية وطاقة اهتزاز- بالإضافة إلى طاقة الروابط الكيميائية والكمون الكيميائي للذرات. كما تدخل فيها تآثر متبادل بين ثنائي أقطاب ناشئة عن المغناطيسية والشحنات الكهربية.
وتزداد الطاقة الداخلية لنظام بزيادة درجة الحرارة، ونسميها عند درجة الصفر المطلق طاقة درجة الصفر.
والشغل الناتج هنا هو الشغل الذي يتم ضد الضغط  
ويعمل على إنتاج الحجم  الذي يشغله النظام ().
بإجراء التفاضل على المعادلة أعلاه نحصل على:
بذلك نكون قد حصلنا على التغير في الإنثالبي عند تغير الطاقة الداخلية وتغير الشغل (d(p. V المؤدى من النظام.
ونظرا لأن التغير في الطاقة الداخلية يعطيه القانون الأول للديناميكا الحرارية:
محتوى حراري تعريف
ويجب التفرقة بين معامل التفاضل  «القائم» والمعامل 
 «المائل» ويرمز له أحيانا بـ (دلتا): فالأول ينتمي إلى دالة حالة النظام، أما الثاني فهو مجرد تغير غير تفاضلي (قد يزيد أو يقل بسبب كونه لا ينتمي إلى دالة حالة النظام، وإنما هو دالة عملية يقوم بها النظام، وهذه تعتمد على «طريق سير» العملية).
ولفهم «الشغل» الناتج عن حاصل ضرب الضغط في الحجم p.Vخلال عملية للنظام عند ثبات الضغط نفترض المثال الآتي:
نفترض أن غازا يغير حجمه (خلال تفاعل كيميائي مثلا) في أسطوانة وبها مكبس، حيث يدفع الضغط الكبس للحفاظ على ثبات الضغط p. فنستطيع حساب القوة الدافعة من مساحة سطح المكبس A طبقا للعلاقة p == F/A: حيث تبلغ القوة F = p.A. وطبقا للتعريف يكون الشغل المؤدى W = F.x, حيث x هي المسافة التي يتحركها المكبس في الأسطوانة. هذا معناه أن W == p.A.x، وحاصل ضرب المساحة في المسافة A.x تعطينا حجم الغاز بعد التمدد: A.x = V.
حيث p هو الضغط الثابت و V هو الحجم المتمدد. هذا يعني أنه خلال عملية يكون فيها الضغط ثابتا يكون أي تغير للطاقة الداخلية يقدمها النظام في صورة شغل إلى الوسط المحيط لا تؤثر على قيمة الإنتالبي. فيمكن تعريف التغير في الإنتالبي:
حيث ΔU هي مقدار الطاقة الحرارية المعطاة أثناء تمدد الغاز، ويكون W هي الططاقة المكتسبة من الشغل الذي قام بتحريك المكبس.
محتوى حراري الإنثالبي القياسي لتكوين مركب
الإنثالبي القياسي لتكوين مركب كيميائي هو الطاقة اللازمة لتكوين 1 مول من مركب كيميائي من عناصره الأولية تحت الظروف القياسية (أي تحت الضغط العادي 101,3 كيلو بسكال ودرجة حرارة 25 °C (درجة مئوية)، وقد تتحرر تلك الطاقة وتظهر في هيئة حرارة في حالة تفاعل طارد للحرارة وتكون إشارتها سالبة، أما إذا كان تفاعل يمتص الحرارة فتكون إشارة تغير الإنثالبي موجبة، وهذا معناه أننا لا بد وأن نمد النظام المتفاعل بحرارة من الخارج لكي يتم التفاعل فنحصل على الناتج الذي نريده.
وتقاس الإنثالبي القياسي لتكوين مركب بوحدة كيلوجول/مول ويرمز له  (وتأتي f من كلمة formation الإنجليزية، كما تعني الدائرة فوقها أن ظروف التكون تحت الظروف القياسية).
محتوى حراري الإنثالبي القياسي لتكوين مركب
فإذا كانت سالبة الإشارة فهذا معناه أن حرارة تتولد عن تكون المركب، أما إذا كانت إشارة تغير الإنثالبي موجبة فهوي يعني أنه لا بد من امداد النظام المتفاعل من الخارج بحرارة من أجل تكوين المركب المطلوب. وتعني إشارة سالبة كبيرة للإنثالبي القياسي للتكوين أن المركب الناشئ يكون مستقرا لا يتغير (حيث أن تكوين المركب كان مصحوبا بنشر حرارة كبيرة فيكون لا بد لتسليط عليه حرارة كبيرة من الخارج لإعادة تفكيكه).
وقد اتفق على اعتبار الإنثالبي القياسي للعناصر الكيميائية في حالتها المستقرة مثل الهيدروجين 
H2 والهيليوم He والليثيوم Li... وهكذا طبقا للتعريف بأنه 0 كيلو جول/مول.
من أهم تطبيقات الإنثالبي القياسي للتكوين هو أنه وسيلة لحساب حرارة التفاعل طبقا قانون هس الذي يقول أن «إنثالبي التفاعل لتفاعل كيميائي تحت الظروف القياسية هو حاصل طرح الإنثالبي القياسي لتكوين النواتج من الإنثالبي القياسي للعناصر الداخلة في التفاعل».
نستنتج من ذلك أن إنثالبي التكوين لمركب معين تحت الظروف القياسية يعتمد فقط على المركب نفسه وليس على الطريق الذي سلكه لتحضيره. وبذلك يعتبر إنثالبي التكوين دالة حالة لنظام ترموديناميكي. وتنتسب جميع القيم في المعادلة إلى حالة توازن ترموديناميكي لكي يتم بذلك ضمان ثبات درجة الحرارة.
يمكن تعيين الغنثالبي القياسي للتكوين بطريقة غير مباشرة عن طريق استخدام قانون هس من إنثالبي التفاعل للنواتج والمواد الداخلة في التفاعل (المعادلة أعلاه). وإذا لم تكن هناك نتائج عملية للتحضير فيمكن الاعتماد على حساب تقريبي للمواد، ونعرف في الكيمياء طريقة لذلك تسمى نظرية بنسون.
محتوى حراري إنثالبي التفاعل
إنثالبي التفاعل هي الطاقة التي تتحرر من التفاعل أو الطاقة التي تمتصها المواد المتفاعلة لكي تتفاعل، حيث تتكون من جزيئات مادتين مركبات جديدة (نشأة روابط جديدة بين الذرات أو الجزيئات). وهي تعتمد على المواد الداخلة في التفاعل وطريقة الروابط الكيميائية في المركب الناتج. ولحساب إنثالبي التفاعل نقوم بحساب مجموع إنثالبي التكوين للمادة الناتجة ومجموع حساب إنثالبي التكوين للمواد الداخلة في التفاعل وطرحها من بعضها.
الفرق بينهما هو «إنثالبي التفاعل» أو «حرارة التفاعل»:
. 2Na (s)      +      Cl2 (gas        2 NaCl (s)
وطبقا لتعريف الإنثالبي القياسي للتكون للعناصر الأولية بلأنها تساوي صفر، فهي تساوي صفر لذرتي الصوديوم (الصلب) وتساوي صفرا لغاز الكلور. أما الإنتالبي القياسي للناتج كلوريد الصوديوم فهو -411 كيلو جول/مول، ونظرا لأننا نحصل في المعادلة على 2 مول من كلوريد الصوديوم عند درجة حرارة 25 درجة مئوية، فيكون إنثالبي التفاعل:
Reaction enthalpy = 2*(-411) kJ/mol - 0 kJ/mol = - 822 kJ/mol NaCl
محتوى حراري إنثالبي التفاعل
أي أن هذا التفاعل هو تفاعل ناشر للحرارة عند درجة 25 درجة مئوية. ومقدار الحرارة المتولدة من التفاعل
التي تنتشر من تكون 2 مول من كلوريد الصوديوم هي 822 كيلو جول، أي أن 1 مول من كلوريد الصوديوم له إنثالبي قياسي للتكوين هو -411 كيلو جول / مول (الإشارة السالبة تعني أن تفاعل التكوين هو تفاعل ناشر للحرارة).
في معادلة التفاعل تعني (s) اختصارا لكلمة solid حيث أن كلا من الصوديوم وكلوريد الصوديوم صلب، أما الكلور في التفاعل فهو في حالة غازية.
إضافة البرومين إلى مركب ألكين: يمكن حساب إنثالبي التفاعل بواسطة الإنثالبي القياسي:
H2C=CH2       +       Br2          H2BrC-CBrH2
1) الإنثالبي القياسي للألكين: 52 كيلوجول/مول
2) الإنثالبي القياسي للبرومين: 0 كيلو جول/مول
3) الإنثالبي القياسي لبرومين الألكين: - 39 كيلو جول/مول،
باستخدام تلك القيم نحصل على إنثالبي التفاعل:
إنثالبي التفاعل= (52- 39-) كيلو جول/مول = -91 كيلو جول/مول
مع اعتبار جميع القيم تخص الحالة الغازية للمركبات والمواد عند 25 درجة مئوية.
(طور المادة: g = غاز; l = سائل ; s = صلب ; aq = محلول مائي)
محتوى حراري تطبيقات
في الديناميكا الحرارية يمكننا حساب الإنتروبي عن طريق تعيين ظروف تشكيل نظام في «الفراغ»، حيث الشغل الميكانيكي اللازم لتشكيل النظام هو حاصل ضرب الضغط في الحجم pV. هذا الشغل مضافا إليه الطاقة الداخلية U يشكلان الإنتروبي.
نمد النظام الترموديناميكي بطاقة داخلية U تعمل على إزاحة جزيئات الهواء المحيطة لتوسيع مكان (حجم) ينشأ فيه النظام الوليد مع اعتبار أن الضغط p ثابتا. وتتكون الطاقة الداخلية لنظام غازي من حركة عشوائية للجزيئات من ضمنها طاقة حركة انتقالية، وطاقة حركة دورانية وطاقة اهتزاز للروابط بين الذرات في الجزيئات، بالإضافة إلى طاقة الروابط الكيميائية نفسها والكمون الكيميائي للذرات. كما تدخل فيها تآثر متبادل بين ثنائي أقطاب ناشئة عن المغناطيسية والشحنات الكهربية. 
ومن ضمن الطاقة الداخلية طاقة التنشيط، وطاقة تفكيك الروابط بين الذرات. فالطاقة الداخلية هي مجمل تلك الخواص.
محتوى حراري تطبيقات
وعندما نقوم بحساب الإنثالبي عن طريق U + pV، ونجمع بين الطاقة الداخلية بالإضافة إلى الشغل اللازم pV لتوسيع مكان (حجم) لنشأة نظام ترموديناميكي. والتغير في الإنثالبي لنظام هو الحرارة الصادرة من النظام أو الحرارة التي يمتصها النظام من الخارج عند ثبات الضغط. وبالنسبة إلى نظام ترموديناميكي يشكل التغير في الإنثالبي أكبر طاقة يمكن استغلالها من عملية ترموديناميكية يكون خلالها الضغط ثابتا.
والمقدار pV هو الشغل الازم لإزاحة الوسط المحيط بغرض تهيئة مكان يحتله النظام.
إنثالبي التبخر أو حرارة التبخر وهو التغير في الحرارة الداخلية عند تحول سائل إلى الحالة الغازية، مثل تحول 1 مول من الماء إلى بخار تحت 1 ضغط جوي (لا يتغير إنثالبي التبخر كثيرا بتغير درجة الحرارة).
كمون دينامي حراري
الكمون الدينامي الحراري أو الكمونات الترموديناميكية (بالإنجليزية:Chemical potential) هي مقادير للطاقة الداخلية لنظام ترمودينامي، ولها نفس وحدات الطاقة ، أي تقاس بالجول. تعتمد الكمونات الترموديناميكية على الضغط P و درجة الحرارة T ، و الإنتروبي S وغيرها . وهي تزداد بزيادة كمية المادة، حيث N عدد الجسيمات. وبالإضافة إلى ذلك فهي تعتمد أيضا على بعض الخواص الأخرى التي قد تعين بالطرق الإحصائية أو القياس المعملي. الكمونات الدينامية الحرارية الأربع الأكثر شيوعا هي :
حيث :
T = درجة الحرارة بالكلفن,
S = الإنتروبية,
P = الضغط,
V = الحجم.
يرمز لطاقة هلمهولتز الحرة غالبا بالحرف F, لكن استخدام A هو المفضل من قبل الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية 2011.
عدد الجسيمات من النوع i في النظام. أي أن N هي مجموع كل أنواع الجسيمات في النظام، وأحيانا نستغنى عن تعيينها ونهملها .
كمون دينامي حراري أهميتها
تتمركز أهمية الكمونات الترموديناميكية في كونها تبين كيفية وصول نظام ترموديناميكي إلى حالة توازن. فعند توصيل نظام ترموديناميكي مع نظام آخر يحدث بينهما تعامل يؤدي إلى حالة توازن . ويصل الإنتروبيا إلى مقدار أعلى مقدار له عندما تتساوى جميع الخصائص المكثفة للنظامين المختلطين .
من الوجهة العملية : إذا كان مثلا الإنتروبي S والحجم V وعدد الجسيمات N متغيرات حرة في النظام (وحفظت باقي الخصائص ثابتة) فإن الطاقة الداخلية للنظام تعطي جميع المعلومات عن النظام وتؤدي إلى الوصول إلى حالة توازن ترموديناميكي .
في تفاعل كيميائي تشكل درجة الحرارة والضغط وعدد الجسيمات متغيرات وفي تلك الحالة يعطي الإنثالبي الحر اتجاه سير التفاعل .
كمون دينامي حراري أهميتها
وكما هو الحال في حالة الميكانيكا حيث تعرف طاقة الوضع بأنها قدرة نظام على أداء شغل ميكانيكي (مثل السقوط من جبل أو من أعلى حيث تتحول طاقة الوضع إلى حركة )، فتعطي الطاقة الداخلية U قدرة النظام على أداء شغل وعلى إصدار حرارة. و طاقة غيبس الحرة هي قدرة نظام على أداء شغل غير ميكانيكي، مثل إنتاج كهرباء أو تسيير تفاعل كيميائي . كما يوجد لدينا كمون كيميائي آخر يسمى إنثالبي وهو يعطي قدرة نظام على أداء شغل ليس ميكانيكيا وإصدار حرارة. و طاقة هلمهولتز الحرة تعطي نظام على أداء شغل ميكانيكي. وبناء على ذلك فيمكن القول بأن التغير في الحرارة الداخلية ΔU هي الطاقة المضافة إلى نظام، و ΔF هي الشغل المؤدي على النظام من الخارج، و ΔG هي الشغل الغير ميكانيكي المؤدى عليه، و ΔH هي مجموع الشغل الغير ميكانيكي والحرارة المضافتين إلى النظام .
نستخدم الكمونات الترموديناميكية لحساب توازن كيميائي يحدث في تفاعل كيميائي ، أو عندما نقوم بقياس بعض خصائص المادة في التفاعلات الكيميائية. ونقوم بإجراء التفاعلات الكيميائية عادة تحت ظروف الضغط الجوي و درجة حرارة الغرفة (بافتراض أن كلاهما ثابتين) أو نجري التفاعل عند ثبات الإنتروبيا و الحجم .
وكما هو الحال في الميكانيكا حيث تميل طاقة الوضع إلأن تتخذ أقل قيمة لها عند التوازن (عند السقوط تقل طاقة الوضع) كذلك يتخد الكمون الترموديناميكي أقل قيمة له عند الوصول إلى حالة التوازن . كما يمكن استخدام الكمون الترموديناميكي لتعيين الطاقة التي يمكن الاستفادة منها من نظام ترموديناميكي تحت ظروف معينة نقوم باختيارها .
طاقة غيبس الحرة
طاقة غيبس الحرة (بالإنجليزية: Gibbs free energy)‏ مصطلح في الثرموديناميكا هو كمون دينامي حراري يعتمد على متغيرات طبيعية مستقلة مثل درجة الحرارة T والضغط p وكمية المادة n، يرمز له عادة بالرمز G .المتغيرات الطبيعية فيها هي الحرارة T والضغط p وعدد المولات n معي مستقلة عن بعضها البعض. تسمى أحيانا «الإنثالبي الحر» وهي طاقة كامنة في نظام حركة حرارية. تلك الطاقة حرة بمعنى قدرتها على الانطلاق من النظام وتأدية شغل ميكانيكي أو تصدر كحرارة من النظام. مثل طاقة احتراق البنزين تعمل على تسيير سيارة أو تشغيل آلة. سميت هذه الطاقة باسم العالم جوزيه ويلارد جيبس. في الدول التي تتحدث الألمانية تسمى هذه الطاقة أيضا الإنثالبية الحرة  أو طاقة جيبس الحرة  أو جهد جيبس. يقاس الإنثالبي الحر  أو طاقة جيبس الحرة بوحدة الطاقة وهي الجول.
المعادلة المعرفة لهذه الطاقة هي:
حيث:
U الطاقة الداخلية لنظام ترموديناميكي،
V الحجم،
p الضغط،
S الإنتروبي
T درجة الحرارة
وتكتب معادلة جيبس للطاقة الحرة أيضا بطريقة أخرى:
حيث H المحتوى الحراري للنظام أو الانثالبي.
طاقة غيبس الحرة أهمية طاقة غيبس
تعطي طاقة غيبس فكرة عن ما إذا كان تفاعل كميائي تلقائي أم لا (انظر أسفله).
طاقة غيبس الحرة تأريخ
قام يوسيا جيبس بنشر بحوثه عن الديناميكا الحرارية في إطار ضيق لدى أكاديمية كانيتيكات. واهتم بدراستها العالم فيلهيلم أوستوالد وكتب رسالة إلى جيبس يقول فيها: «تبلغ أهمية عملك مبلغا من العظمة بحيث أنني لا أستطيع سوي العمل على توسيع دائرة التعريف بها وأشهارها». وظهر في عام 1892 الكتاب الذي نشره أوستوالد تحت عنوان «دراسات ترموديناميكية» معتمدا على ابحاث جيبس. قبل ذلك كان أحد العلماء الألمان، هرمان فون هلمهولتز من مدينة بوتسدام بنشر ثلاثة رسالات في موضوع «عمليات كيميائية ترموديناميكية»، خلال عامي 1882/1883 (انظر طاقة هلمهولتز الحرة). وكانت بحوث هلمهولتز تهتم بتطبيق قوانين الديناميكا الحرارية على الجلفانية وعلى العمليات الكهروكيميائية.
طاقة غيبس الحرة تأريخ
وبعد قيام أوستوالد بالأشتراك مع ياكوبوس فانت هوف بتأسيس المجلة العلمية «تسايتشريفت فير فيزيكاليشي شيمي..» „Zeitschrift für physikalische Chemie, Stöchiometrie und Verwandtschaftslehre“ أصبحت الكيمياء الطبيعية علما مستقلا. وكانت أعمال جيبس من الأ‘مدة الرئيسية لهذا الفرع من العلوم. ثم ابتكر أحد تلاميذ أوستوالد وهو العالم الألماني ولتر نرنست «النظرية الأزموزية للأعمدة الجلفانية»، وتعرف أساسيات تلك البحوث في وقتنا الحاضر ب معادلة نرنست في الكيمياء الكهربائية. وبذلك أدخلت قوانين «جيبس» بصورة أخرى على الكيمياء الكهربائية.
طاقة غيبس الحرة تعريف
تعرف طاقة جيبس الحرة واعتمادها على الطاقة الداخلية U لنظام ترموديناميكي كالآتي:
حيث الطاقة الداخلية (U(S;V;N تعتمد على إنتروبيا S النظام، وحجمه V، وكمية المادة N فيه. وحيث أن العلاقة بين الطاقة الداخلية والطاقة الكلية (H(S;p;N للنظام كالآتي:
تسمي الدالة (H(S;p;N إنثالبي وهو كما نرى يعتمد على الإنتروبي في النظام، وعلى الضغط p، وعلى كمية المادة N في النظام.
ويستخدم الكيميائون والفيزيائيون كثيرا بالصيغة التفاضلية لهذه المعادلة:
وتبين المعادلة تغير الطاقة الحرة للنظام بتغير الطاقة الداخلية، وتغير درجة الحرارة، وتغير الضغط.
وعندما تكون كمية المادة N في النظام ثابتة، فيمكن استنتاج الإنثالبي المولي الحر للنظام:
وعندما نأخذ كمية المادة في النظام في الحسبان نحصل من المعادلة التفاضلية على الإنثالبي الحر (حرارة حرة) في حالة التوازن لمادة نقية:
وفي حالة مخلوط من مواد مختلفة يصبح الإنثالبي الحر:
تلك المعادلة هي التي تحدد اتجاه سير تفاعل كيميائي. وهي تعتمد بالإضافة إلى خصائص النظام على الضغط ودرجة الحرارة.
يقاس الإنثالبي الحر  أو طاقة جيسبس الحرة بوحدة الطاقة وهي الجول.
طاقة غيبس الحرة تطبيق طاقة جيبس في الكيمياء
تتبع التفاعلات الكيميائية قوانين الترموديناميك. وتصف الديناميكا الحرارية العلاقات بين نظم الطاقة المختلفة (طاقة حرارية، طاقة حركة، طاقة كيميائية، طاقة كهربائية، وغيرها)، وتوضح شروط اتمام تفاعل كيميائي وظروف سيره. وهنا تلعب طاقة جيبس G دورا أساسيا. فعند تغيرها  خلال تفاعل كيميائي تسري واحدة من العلاقات التالية:
بالنسبة إلى التغير في طاقة جيبس تنطبق المعادلة:
أي أن 
تعتمد على اللوغاريتم الطبيعي لمجموع فاعليات المواد الداخلة والناتجة من التفاعل.
هي القياسية، أي المقاسة في ظروف ضغط وحرارة قياسية، ويمكن حسابها بالاستعانة بجداول للمواد.)
وتنطبق المعادلة
, عندما تكون فاعلية كل من المواد الداخلة في التفاعل والمواد الناتجة من التفاعل ذات فاعلية 1. عندئذ تصبح  = 0.
ومن الوجهة النظرية يمكن عن طريق معرفة الإشارة أمام  وعندما تكون  لكل من المواد المتفاعلة (فيما يسمى الظروف القياسية) يمكن معرفة اتجاه سير التفاعل.
طاقة غيبس الحرة تطبيق طاقة جيبس في الكيمياء
تلك المعادلة تحدد اتجاه سير تفاعل كيميائي (انظر أيضا انثالبي قياسي للتكوين).
وفي الكيمياء الحيوية نستخدم الرمز  لغرض تمييز طاقة جيبس عندما يكون تركيز الهيدرونيوم الفسيولوجي pH 7.
طاقة غيبس الحرة تطبيق طاقة جيبس في الكيمياء
وتتعمد حالة التوازن الكيميائي لتفاعل على مبدأ ميل النظام إلى طاقة جيبس الصغرى (في الطبيعة بوجه عام تحاول الأنظمة التخلص من طاقتها الزائدة لتصل إلى حالة استقرار عند مستوى طاقة منخفض. مثلها كمثل حجر على الجبل: على الجبل يمتلك الحجر طاقة وضع كبيرة ويميل لأن يتخلص بجزء منها، ويتخلص بجزء منها عندما يسقط من أعلى الجبل ويستقر في الوادي. في الوادي تحت تكون طاقة وضعه قد انخفضت بكمية كبيرة، ويصبح في حالة «استقرار». ينطبق هذا المثال أيضا على ماء النهر الذي تكون له طاقة وضع عالية في الأعالي وينساب إلى المنخفضات حيث يبحث الي مستقر له عن طريق التخلص من جزء من طاقة وضعه العالية. كذلك حال ذرة مثارة: في الذرة المثارة يكون فيها إلكترون مثار، أي يشغل مستوى طاقة عالي ويميل لأن يشغل مستوى طاقة منخفض، وهو يفعل ذلك بالتخلص من الفرق بين الطاقتين عن طريق إطلاق شعاع ضوء (فوتون). ينطلق شعاع الضوء خارجا من الذرة، ويهبط الإلكترون إلى مستوى طاقة أقل و«يستقر فيه»، تماما كما فعل الحجر الذي كان على الجبل. وطاقة جيبس الحرة هي تلك الطاقة الزائدة في نظام ترموديناميكي، والمبدأ في الطبيعة كما نرى هو أن يتخلص أي نظام مما يحتويه من طاقة زائدة، ولن تجد لسنة الله تبديلا).
في حالة التوازن لا تتغير
 وتثبت، طبقا للتعريف، أي عندئذ تصبح  وينتج عن ذلك:
ومن ناحية أخرى تتغير  بتغير فاعلية كل من المواد الداخلة والناتجة من التفاعل. أما
 فهي القيمة التي تحدد اتجاه سير التفاعل: وعندما تكون  سالبة الإشارة يسير التفاعل في اتجاه إنتاج النواتج. (كما يمكن ان يسير تفاعل له  بإشارة موجبة وذلك إذا كانت فاعليات المواد الداخلة في التفاعل تعطي إشارة سالبة ل
 gewährleisten.)
طاقة غيبس الحرة تأثير درجة الحرارة
عندما يكون اهتمامنا خاصا بدراسة اعتماد تفاعل كيميائي على درجة الحرارة، في تلك الحالة يكفي الانطلاق من المعادلة البسيطة التالية:
وعن طريق تلك المعادلة نستطيع معرفة، هل «يمكن» أن يسير التفاعل في الاتجاه المطلوب من ذاته أم لا؟ فتوجد تفاعلات نجدها متعثرة لا تبدأ حتى في وجود عامل مساعد م (مثل تفاعل تكوين الأمونيا من الهيدروجين والنيتروجين). عندئذ لا يمكن معرفة سرعة التفاعل.
حيث a, b, c, d معاملات حساب اتحادية العناصر و A, B, C, D  العناصر أو المركبات.
فيمكن بمعرفة أنثالبي قياسي للتكوين لمركبات التفاعل معرفة الإنثالبي الحر () للتفاعل (أي الحرارة الناتجة من التفاعل).
فيكون التفاعل الكيميائي ممكنا - بحسب ما ذكرناه أعلاه - عندما تكون .
وبغرض فحص مسائل خاصة في مجال الترموديناميكا يمكننا إدراء التفاضا على الإنثالبي الحر في معادلة جيبس الأساسية ثم إدراء النكامل عليها.
طاقة غيبس الحرة تأثير درجة الحرارة
وتهمنا بعض مسائل الديناميكا الحرارة بصفة خاصة ونذكرها هنا:
التعبيرات  , ,  ,  هي الضغوط الجزئية لكل من الغازات الموجودة في النظام (القارورة مثلا).
حيث K تعادل التعبير الرياضي السابق، ولكن استبدلنا هنا الضغوط الجزئية بالتركيزات المولية.
وإذا كان التفاعل في حالة توازن، أي تكون  نحصل على قانون تأثير المادة
كما يمكن استنتاج معادلة جيبس عن طريق إجراء التفاضل على معادلة فان هوف، ثم تكاملها.
وفي الكيمياء الكهربائية (انظر جهد كهركيميائي) يمكن استنتاج كمية الشغل المؤدى من النظام المكون من عناصر كيميائية (مثل خلية وقود) باستخدام العلاقة:
مطار تونس قرطاج الدولي
مطار تونس قرطاج الدولي (إياتا: TUN، إيكاو: DTTA) هو مطار يخدم تونس عاصمة الجمهورية التونسية، سمي المطار بهذا الاسم اعتزازاً بالتاريخ والإرث الثقافي لمدينة قرطاج العاصمة التاريخية والثقافية لتونس، يعتبر المطار المقر الرئيسي ومركز عمليات لشركات الخطوط التونسية، الطيران الجديد تونس، الخطوط التونسية السريعة.
في 2019 وصل عدد المسافرين الذين استخدموا المطار إلى 886 441 6 مسافر.
في 2024 وصل عدد المسافرين الذين استخدموا المطار إلى 701 249 7 مسافر.
مطار تونس قرطاج الدولي تاريخ
يعود تاريخ المطار إلى عام 1920 عندما تم بناء أول قاعدة للطائرات المائية في تونس على بحيرة تونس.
خلال الحرب العالمية الثانية، تم استخدام المطار من قبل القوات الجوية الأمريكية كمقر رئيسي وقاعدة تحكم للحملة الإيطالية لعام 1943.
في عام 1944، بدأ بناء مطار تونس قرطاج بتمويل من فرنسا بالكامل، وفي عام 1948 أصبح المطار المحور الرئيسي للخطوط التونسية التي بدأت عملياتها مع طائرات من طراز دوغلاس دسي 3.
في عام 1997، تم توسيع مبنى المطار إلى 57,448 متر مربع، يتكون من طابقين (المغادرة والوصول) ويتسع لـ 000 400 4 مسافر في السنة.
مطار تونس قرطاج الدولي التنقل بين مباني المطار
تربط حافلات النقل التي تغادر كل 10 دقائق بين مباني المطار.
مطار تونس قرطاج الدولي المحطة الثانية
يتم تخصيص محطة ثانية وهي مطار ثان مخصص لنقل الحجاج والتخفيف على المطار حيث يتنقل قلة من المسافرين الآخرين فيه .
مطار تونس قرطاج الدولي اتجاهات القيادة
تستغرق الرحلة من 15 إلى 30 دقيقة بالسيارة من مركز المدينة إلى مطار تونس قرطاج الدولي، تبعا لحركة المرور. انطلاقا من المدينة، اتبع الطريق A1 حتى يتقاطع مع الطريق P 9 الذي يؤدي مباشرة إلى المطار.
مطار تونس قرطاج الدولي تأجير السيارات
تشمل شركات تأجير السيارات في مطار تونس قرطاج الدولي : آفيس، بدجيت، هيرتز وسيكست. لدى كل شركة من هذه الشركات مكاتب في صالة القادمين، إلا أنه لا يوصى بقيادة السيارات بالنسبة لزائري الدولة.