الاثنين، 21 نوفمبر، 2016

الاتزان الكيميائي والعوامل المؤثرة عليه

الاتزان الكيميائي والعوامل المؤثرة  عليه:

تعريف الاتزان الكيميائي :

عند تفاعل غاز ثاني أكسيد النتروجين  NO2(بني محمر) مع غاز أول أكسيد الكربون   CO (عديم اللون) فان لون NO2 يفتح نتيجة لتفاعل جزء من أول أكسيد الكربون وينتجا غازي CO2 وNO (عديمي اللون) وفقا للمعادلة :

      CO  +  NO                    CO2 + NO                 (1)  
واذا مزجنا CO2 مع  NO(عديمي اللون) فانه بعد فترة نحصل على لون ضارب للحمرة يظهر نتيجة لتكون NO2 وفقا للمعادلة :

       CO2 + NO                     CO + NO2                  (2)
وبدمج المعادلتين (1) و (2) :
              CO + NO2                      CO2 + NO
ويستمر التفاعل (1) و(2) الى ان يتساوى سرعتاهما فيثبت لون المزيج ويصبح المزيج عندئذ في حالة اتزان .

أي أن الاتزان الكيميائي :
هي الحالة التي يكون فيها سرعة التفاعلين العكسيين متساوية وعندها تظل تراكيزالمواد المكونة للمجموعة الكيميائية ثابتة لا تتغير بمرور الوقت طالما لم تتغير الظروف الخارجية .

ثابت الاتزان :

 هو مقدار ثابت يعبر عن حالة الاتزان التي يصل إليها مجموعة من المواد الكيميائية المتفاعلة عكسيا عندما يكون سرعتا التفاعليين العكسيين متساوية وقيمته تساوي كسرا بسطه حاصل ضرب تراكيز المواد الناتجة عن التفاعل مرفوعا تركيز كل مادة منها الى أس يساوي معامل هذه المادة في معادلة التفاعل الموزونة ومقامه حاصل ضرب تراكيز المواد الداخلة في التفاعل مرفوعا تركيز كل مادة منها الى أس يساوي معتمل هذه المادة في معادلة التفاعل أيضا أي أنه في التفاعل :
           aA  + bB                      cC  +   d D 

نجد أن ثابت الاتزان يساوي  :
                                                 [C]c [D]d  =  K                                                                               [A]a [B]b
حيث k ثابت يعتمد على درجة الحرارة وعلى طبيعة المواد الداخلة في التفاعل والناتجة عنه .

العوامل المؤثرة على حالة الاتزان :

رأينا أن ثابت الاتزان يعتمد على طبيعة المواد المتفاعلة والناتجة من التفاعل وأن الاتزان يعتمد على تركيز هذه المواد وعلى درجة الحرارة وقام لوشاتلييه بدراسة حالات الاتزان لتفاعلات كثيرة وتوصل إلى هذا المبدأ .

مبدأ لوشاتلييه Le Chatelier   :

" إذا اثر مؤثر ما مثل درجة الحرارة أو الضغط أو التركيز على تفاعل كيميائي في حالة اتزان فان التفاعل يسير في الاتجاه الذي يقاوم مثل هذا المؤثر "
(أ‌)     
أثر التركيز على حالة الاتزان :

مثال : إذا أضيف الماء (H2O) إلى كلوريد البز موت ((BiCl3  (عديم اللون) نلاحظ تكون راسب أبيض من أوكسي كلوريد البز موت BiOCl   (راسب أبيض) طبقا للمعادلة :
      BiCl3  + H2O                       BiOCl + 2HCl

        عند إضافة الماء (الطرف الأيسر) إلى وعاء التفاعل نلاحظ ازدياد كثافة اللون الأبيض ( الطرف الأيمن ).
        عند زيادة تركيز الحمض (HCl) ( الطرف الأيمن ) تقل كثافة اللون الأبيض(الطرف الأيسر) .

ملاحظة : بزيادة تركيز المواد المتفاعلة يزداد التفاعل وذلك لزيادة سرعة الصدمات بين الجزيئات وبالتالي  تزداد سرعة التفاعل وتتناسب سرعة التفاعل طرديا مع تركيزات المواد المتفاعلة .

(ب‌)    أثر الضغط على حالة الاتزان :

من الدراسات السابقة وجدنا أن عند درجة حرارة معينة يتناسب ضغط الغاز طردا مع تركيز جزيئات الغاز لذا فان أثر الضغط على الاتزان مقصور على التفاعلات الغازية حيث أن أي تغير في الضغط يتبعه تغير في درجة التركيز- لذا فان ما قيل عن أثر التركيز ينطبق أيضا على الضغط .
ولقد وضع " وليم هنري " قانونه المشهور الذي ينص على أن تركيز الغاز المذاب في سائل عند أي درجة حرارة يتناسب مباشرة مع ضغط الغاز ويعبر عن هذا القانون بالعلاقة التالية :
                                    Cg = Kg Pg
حيث    Cg تعبر عن تركيز الغاز و Pgتعبر عن ضغط الغاز و Kg = ثابت

(ج)أثر درجة الحرارة على حالة الاتزان :

من الثابت عمليا أن قيمة ثابت الاتزان للتفاعلات الماصة للحرارةendothermic)) أي التفاعلات التي تكون حرارة التفاعل فيها ( (∆Hموجبة تزداد بارتفاع درجة الحرارة بينما تنخفض قيمة ثابت الاتزان بارتفاع درجة الحرارة في التفاعلات الطاردة للحرارة (exothermic) أي التي تكون حرارة التفاعل فيها(∆H )  سالبة .

فالتفاعل الأول الماص للحرارة :

N2O2 (g)                    2NO2(g)             ∆H =14 K.cal

له ثابت اتزان 0.113 عند درجة حرارة 25 درجة مئوية و 12.6 عند درجة حرارة 100 درجة مئوية .
أما التفاعل الثاني الطارد للحرارة :

SO2 (g)  + 1/2 O2(g)               SO3(g)    )       ∆H  = -23 K.cal      
           له ثابت اتزان    1.74x1012 عند درجة حرارة 25 درجة مئوية بينما عند درجة حرارة 327 درجة مئوية هو 3.17 x103



ويمكن تفسير تأثير الحرارة في ثابت الاتزان بموجب  " مبدأ لوشاتلييه " باعتبار الحرارة وكأنها مادة متفاعلة وذلك في التفاعلات الماصة للحرارة ثم وكأنها " ناتج" في التفاعلات الطاردة للحرارة .
ملاحظة :
 بزيادة درجة الحرارة تزداد الطاقة الحركية للجزيئات المتفاعلة (طاقة التنشيط ) وبالتالي تزداد  معدل الصدمات فتزداد سرعة التفاعل سرعة التفاعل.

(د) أثر المواد الحافزة على حالة الاتزان :

إن المواد الحافزة تزيد من سرعة التفاعل بأن توفر للمواد المتفاعلة مسارا سهلا تنتقل عبره إلى نواتج التفاعل إلا أن المادة الحافزة التي تزيد في سرعة التفاعل في اتجاه معين تزيد أيضا  من سرعته في الاتجاه المعاكس لأن المركب  المنشط عامل مشترك بين أي تفاعل وعكسه ولهذا فأن المواد الحافزة لا تؤثر في الاتزان و لا في قيمة ثابت الاتزان
   
 عند تحضير الأكسجين يضاف ثاني أكسيد المنجنيز كمادة حافزة لإسراع التفاعل إلى كلورات  البوتاسيوم

2KClO3                              2KCl  + 3O2
MnO2     
                                    مادة حافزة ثاني أكسيد المنجنيز
 

(2)    تأثير الأيون المشترك :

إذا حدث تغير بالزيادة أو النقصان لأيون مشترك في أحد طرفي التفاعل فأن التفاعل يسير في الاتجاه المعاكس .
مثال : عند إضافة محلول الثيوسيانات إلى وسط التفاعل بعد الاتزان يزداد لون الأيون  FeSCN++ وضوحا بينما إذا أضفنا NaNO3 الى وسط التفاعل تقل كثافة اللون الأحمر وهكذا .
NaSCN + Fe(NO3)3                   Fe(SCN)3 + NaNO3


الذوبانية وحاصل الإذابة         Solubility  & Solubility Product  

ذوبان المركبات الأيونية وغير الأيونية :

ان كلا من ملح الطعام أو السكر سريع الذوبان في الماء ولكن محلول ملح الطعام في الماء موصل جيد للكهرباء في حين أن محلول السكر غير موصل جيد للكهرباء ويرجع السبب في  اختلاف الخواص الكهربية لملول ملح الطعام ومحلول السكر إلي أن ملح الطعام NaCl عندما يذوب في الماء يتفكك إلى أيونات موجبةcations  هي أيونات الصوديوم Na+ وأيونات سالبةanions هي أيونات الكلور يد Cl- وتسبح هذه الأيونات في الماء محاطة بجزيئات الماء التي تساعد على ثباتها إذ تقلل من قوة تجاذب الكاتيونات والأنيونات وخاصة إذا كان المحلول مخففا وللتعبير عن ذلك نقوم بكتابة  لفظ مائي aqueous أمام الأيون مختصرا بالحرفين (aq) كما هو آت :
NaCl(s)       H2O        Na(aq)   +  Cl(aq)

آما في محلول السكر ( مركب غير أيوني ) فلأن جزيئات السكر تسبح في الماء دون أن تتفكك وبالتالي لا توجد أيونات تنقل التيار الكهربي .
تعريف: تسمى المواد التي تذوب في الماء لتعطي محلولا موصلا للتيار الكهربائي بالمواد الموصلة electrolyte أما المواد التي تعطي محلولا لا يوصل التيار الكهربي فتسمى بالمواد غير الموصلة non-electrolyte .
أمثلة : معظم الأملاح القابلة للذوبان في الماء موصلات وهي غالبا مواد صلبة أيونية كهاليدات الفلزات القلوية .

حاصل الإذابة  :

تقاس الأحماض والقواعد والأملاح في محاليلها بتطبيق قانون فعل الكتلة على الإلكتروليتات ضعيفة التأين وحتى المواد التي يطلق عليها لفظ ((عديمة الذوبان)) فإنه يمكن تطبيق قانون فعل الكتلة عليها في محاليلها المخففة .
AB         AB         A+    +       B-
أيونات                          في المحلول                جزيئات                  صلب
وحيث أن المحلول يكون عادة مخففاً جداً بالنسبة للمادة الذائبة فإن جميع الجزيئات الذائبة تتحول إلى أيونات . فإذا كان لدينا محلول مشبع من كلوريد الفضة في حالة اتزان مع يعض البلورات من كلوريد الفضة كما يلي :







AgCl (s)  Ag+ + Cl
   ترسيب
فإنه ينطبق قانون فعل الكتلة :

= K                                     


حيث [Ag] ، [Cl] ، [Agcl] تمثل الكتلة الفعالة (الكتلة الفعالة هي عدد الجزئيات الجرامية في اللتر من المحلول .
نظراً لأن تركيز كلوريد الفضة الصلب يظل ثابتاً فإن المعادلة تصبح :
[Ag+] [Cl-] = Kc [AgCl] = Ksp

ويعرف الثابت Ksp بحاصل الإذابة Solubility Product .

وحاصل الإذابة : قيمة ثابتة لا يمكن تجاوزها إلا في حالة المحاليل فوق المشبعة حيث لا توجد بها حالة اتزان بين المحلول والمادة غير الذائبة .

فمثلاً : إذا بدأنا بمحلول غير مشبع من المادة AB فإنه يمكن زيادة حاصل الضرب [A+] [B-] بإذابة قدر آخر من نفس المادة (أبو بإضافة مادة أخرى تحتوي على أيون مشترك) ويستمر المحلول في تقبل هذه الزيادة حتى تصل على القيمة المحددة لحاصل الإذابة AB فإذا تجاوزنا هذه القيمة تبدأ AB في الترسيب على الفور .

ولقاعدة حاصل الإذابة تطبيقات عديدة في التحليل الكيفي وفيما يلي حاصل الإذابة لبعض الأملاح الشائعة :
كلوريد الفضة [Ag] [Cl] = 1.5 × 10 –10

كلوريد الرصاص [Pb2+] [Cl]2 = 0.24 × 10 –4


هيدروكسيد الألومنيوم [Al+3] [OH-]3 = 8.5 × 10 –23

كبريتات الكالسيوم [Ca2+] [SO42-] = 2.3 × 10-23




الأس الهيدروجيني :pH

نظرا لأن تركيز أيونات الهيدرونيوم  H3O+ والهيدروكسيد     OH -    في المحاليل   قليل نسبيا            ويعبر عنه بأرقام صغيرة على شكل معاملات للرقم 10 السالب الأس فقد اتفق على استعمال مقياس أسهل يعبر بموجبه عن تركيز أيونات الهيدرونيوم بأرقام بسيطة ويسمى هذا المقياس بالأس الهيدروجيني PH ومعادلته كالأتي:
pH = - log [H3O+]
وحيث أن تركيز أيون الهيدرونيوم في الماء النقي=10-7  مولار فأن الأس الهيدروجيني يكون pH=7  وهنا يكون من الأسهل التعبير بالأس الهيدروجيني pH عن التعبير بالتركيز ذو الأس السالب 


وكذلك فان تركيز أيون الهيدروكسيلOH. = 10-7  مولار وبالتالي فان :
pOH =- log [10-7] =7
وبالتالي فان الحاصل الأيوني للماءpKw  يكون :
pKw = pH + pOH
  وعلى ذلك فان المحاليل الحمضية تأخذ قيما للأس الهيدروجينيpH تتراوح من 7 الى 1 حسب زيادة الحمضية بينما تأخذ المحاليل القاعدية قيما تتدرج من 7 إلى 14 حسب زيادة القاعدية وكون المحلول متعادلا عند القيمة 7. 

                              

.







               

ليست هناك تعليقات:

إرسال تعليق