العوامل المؤثرة في سرعة التفاعل الكيميائي

العوامل المؤثرة في سرعة التفاعل والاتزان الكيميائي

       العوامل المؤثرة في سرعة التفاعل :

      أولاً: تركيز المواد المتفاعلة :

       إن زيادة تركيز إحدى المواد المتفاعلة تؤدي إلى زيادة سرعة التفاعل الكيميائي , فمثلاً تكون سرعة احتراق  الكربون

       بوجود أكسجين نقي اكبر من سرعة احتراقه في الهواء الجوي ، بسبب قلة تركيز الاكسجين في الهواء الجوي عنه في

       الأكسجين النقي .

 وفي التفاعلات التي تشمل على مواد متفاعلة في الحالة الغازية فان زيادة ضغط الغاز يعمل على تقليل حجم الغاز ،

وبالتالي زيادة عدد جزيئات الغاز ( زيادة تركيزه) ، فتزداد سرعة التفاعل الكيميائي ، كما في تصنيع الامونيا حيث

تؤدي زيادة ضغط غازيِ الهيدروجين والنيتروجين إلى زيادة سرعة إنتاج الامونيا .

    ثانياً: طبيعة المواد المتفاعلة :

 قد تكون المواد المتفاعلة على شكل مسحوق أو بلورة ، حيث أن المواد المتفاعلة في حالة المسحوق أسرع منها في حالة

البلورة ، لأن مساحة السطح المعرضة للتفاعل في حالة المسحوق  أكبر منها في حالة البلوة ( كلما كانت مساحة السطح

المعرض للتفاعل أكبر كان التفاعل أسرع ) .  

سؤال: أيهما يصدأ بسرعة أكبر سلك من الحديد كتلته 10غم أم برادة حديد كتلتها 10غم تحت نفس الظروف الجوية ؟ فسر

  برادة الحديد تصدأ بسرعة أكبر، لأن مساحة السطح المعرض للتفاعل فيها أكبر ، فتزداد سرعة التفاعل .

ثالثاً: درجة الحرارة :

جميع التفاعلات الكيميائية تزداد سرعتها مع زيادة درجة الحرارة سواء كانت ماصة أم طاردة للحرارة ،مثل زيادة درجة الحرارة أثناء طهي الطعام ، وكذلك خفض درجة الحرارة يقلل من سرعة التفاعل الكيميائي كما في حفظ الأطعمة في

 المبرد أو الثلاجة ، لضبط التفاعلات الكيميائية التي تحدث للأطعمة وتسبب  تحللها و فسادها.  

سؤال : تحفظ الأدوية في درجة الحرارة التي تنصح بها الشركة الصانعة ، وضِح ذلك ؟

  لمنع تحلل وتفكك المواد الكيميائية المكونة للأدوية وبالتالي فسادها فلا تحافظ على صفاتها العلاجية.

  نظرية التصادم وسرعة التفاعل:

        تفسر نظرية التصادم سرعة التفاعلات الكيميائية من خلال افتراضين هما :

      الفرضية الأولى : ( إن تفاعل أي مادتين يتطلب تصادم دقائقهما ) وهو شرط  أساسي لحدوث التفاعل, ونستنتج

         من ذلك أنه كلما ازداد عدد التصادمات بين دقائق المواد المتفاعلة زادت احتمالية حدوث التفاعل .

       سؤال  :   فسر ؛  كلما ازداد تركيز المواد المتفاعلة أو مساحة السطح المعرض للتفاعل تزداد سرعة التفاعل ؟

  حسب نظرية التصادم فإن زيادة التركيز أو مساحة السطح للمواد المتفاعلة يزيد من عدد التصادمات المحتملة بين

 الدقائق  مما يزيد من سرعة التفاعل الكيميائي.

         ب- الفرضية الثانية  (حتى يؤدي التصادم إلى تكوين نواتج يجب أن يكون التصادم فعالا ً) وحتى يكون التصادم فعالاً

              يجب أن يتوافر فيه الشرطين الآتيين :

 1.الشرط الأول: أن يكون اتجاه التصادم مناسباً ، أي أن تتصادم الدقائق بالاتجاه الصحيح الذي يؤدي لتكوين النواتج المطلوبة.

       سؤال :    في تفاعل تصادم NO مع Cl₂  كما في التفاعل :

                                      NO  + Cl₂       NOCl   + Cl   

1-   أيهما يؤدي إلى تكوين المواد الناتجة المطلوبة الاصطدام في الوضع ( أ ) أم (ب) ؟   الوضع  ( أ )

2-   أيهما يعد تصادماً فعالاً ؟  الوضع ( أ )

2.    الشرط الثاني : أن تمتلك الجزيئات المتصادمة حد أدنى من الطاقة الحركية لكسر الروابط في المواد المتفاعلة عند

اصطدامها حتى يكون التصادم فعالاً , ويؤدي إلى تكوين النواتج المطلوبة ، والتي تعرف بطاقة التنشيط (Ea ) .

سؤال :  لا تؤدي جميع التصادمات بين دقائق المواد المتفاعلة إلى حدوث تفاعل ، فسِر ذلك ؟

وذلك لأن بعض التصادمات تكون غير فعالة فلا تُكون النواتج المطلوبة ، لعدم امتلاكها الحد الأدنى من طاقة التنشيط .   

سؤال : من خلال نظرية التصادم كيف يمكن تفسير أثر درجة الحرارة في سرعة التفاعل ؟

  يتم تفسير ذلك باستخدام منحنى ماكسويل- بولترمان والذي يبين العلاقة بين عدد الجزيئات وطاقتها الحركية كما في الشكل:

حيث أن معدل الطاقة الحركية للجزيئات يزداد بازدياد درجة الحرارة ، فنلاحظ من الشكل أنه كلما ارتفعت درجة الحرارة ازداد عدد الجزيئات ( المنطقة المظللة) التي تمتلك طاقة التنششيط (أو أعلى منها) مما يعني زيادة عدد التصادمات التي

تؤدي إلى زيادة سرعة التفاعل الكيميائي.

ملاحظات:

1. العلاقة بين طاقة التنشيط  وسرعة التفاعل علاقة عكسية فكلما ازدادت طاقة التنشيط قلت سرعة التفاعل .

       2. لا تؤثر درجة الحرارة على طاقة التنشيط بل أن زيادة درجة الحرارة يؤدي لزيادة عدد الجزيئات التي تمتلك طاقة

          التنشيط فتزداد سرعة التفاعل .

طاقة التنشيط ( Ea ) :

  هي الحد الأدنى من الطاقة التي يجب توافرها للمواد المتفاعلة حتى يكون التصادم فعالاً ، وقد توصل العالم أرهينيوس إلى معادلة رياضية تربط بين طاقة التنشيط Ea ودرجة الحرارة المطلقة (ط) وثابت سرعة التفاعل (k) :

حيث  أن K = ثابت سرعة التفاعل ،   A= ثابت أرهينيوس ( وحدة قياس A هي نفسها وحدة قياس K )

Ea      = طاقة التنشيط وتقاس بوحدة الجول ،   = ثابت الغاز العالمي وتساوي (8.314 جول/ مول.كلفن)

          ط = درجة الحرارة المطلفة ( وتقاس بالكلفن وتساوي 273+ س^o   )

 ويمكن إيجاد قيمة Ea من قيم k عند درجتين مختلفتين أو حساب ثابت السرعة وذلك باستخدام العلاقة :

 

مثال :

إذا كان ثابت سرعة التفاعل يساوي 2 × 10 ^{– 6} ث^{- 1} عند 127س^o  ويساوي  5 × 10 ^{– 4} ث^{- 1} عند 227 س ^o  احسب :                   1- طاقة التنشيط للتفاعل .         ( اعتبر  2.303 ر = 20 جول / مول . كلفن   ،  لو 2.5 = 0.4  ، لو 2 =  0.3 )

2- قيمة الثابت A .         3-  ما أثر زيادة درجة الحرارة على عدد التصادمات الفعالة ( تقل ، تزداد ، تبقى ثابتة ) ؟

الحل :

 1-  نحول درجات الحرارة إلى درجات مطلقة ( كلفن ) :

ط ₁  =  273 + 127  =  400 كلفن                              

ط  ₂ =  273 + 227  =  500 كلفن                             

لو K₂   =     Ea       ( 1    _   1    )

   K₁        2.303 ر      ط₁        ط₂

لو 5 × 10^{-  4}  =    Ea    (   1     _   1    )

   2 × 10^{-  6}          20      400     500

لو( 2.5 ×  10 ² )  =  Ea   (   100   )

                              20      200000

0.4 +  2    =  Ea    (  0.0005  )  ↔   Ea=    20× 2.4      =    48      = 96000  جول

                      20                                            0.0005         0.0005

2-نعوض في معادلة أرهينيوس عند أي درجة من درجتي الحرارة المعطاة في السؤال :

  لو K  =  لو A  _          Ea          

                      2.303 ط

       لو ( 2 × 10 ^{– 6} ) =  لو A  _       96000       

                                         20 × 400

- 6 +  0.3  =  لو A  - 12  ↔  لو A  =  - 5.7 + 12  ↔  لو A  =  6.3

        ↔ A   =  10 ^6.3 = 10 ^0.3× ⁶10  =  2 × ⁶10  ث ^{– 1}

3-   تزداد

   مثال :  إذا كان عمر النصف لتفاعل أحادي الرتبة = 693× 10 ^{–  4} ثانية عند درجة ( -173 ) س ◦ وطاقة التنشيط

   للتفاعل تساوي 6× 10 ³ جول / مول . احسب ثابت ارهينيوس  ( اعتبر أن : 2,303 ر = 20 جول / مول . كلفن)

الحل :

    نحول درجة الحرارة إلى درجة  مطلقة ( كلفن )  =  273 + - 173  =  100 كلفن                             

 نجد قيمة K من علاقة عمر النصف :

ن _{1/ 2}   =  0.693    ↔ 693× 10 ^{–  4} =    0.693     ↔  K  =        0.693           =  10  ث ^{- 1}                                             

              K                                       K                         693× 10 ^{-  4}

    

  لو( 10 ) =  لو A  _        6000       

                         20 × 100

1  =  لو A  -  3  ↔  لو A  =  4 

  

        ↔ A   =  10 ⁴     ث ^{-  1}

مثال :  إذا علمت أن ثابت السرعة لتفاعل ما يساوي 4 × 10 ^{- 1}  ث ^{- 1}  عند 27 س^o ، وكانت قيمة طاقة التنشيط للتفاعل تساوي 12000 جول ، احسب قيمة ثابت أرهينيوس .   ( اعتبر أن : 2.303 ر = 20 جول / مول كلفن ، لو 4 =  0.6 )

الحل :

    نحول درجة الحرارة إلى درجة  مطلقة ( كلفن )  =  273 + 27  =  300 كلفن                                  

لو K  =  لو A  _         Ea          

                   2.303 ط

لو( 4 × 10 ^{– 1}) =  لو A  _         12000       

                               ( 20 × 300)

- 1 + 0.6  =  لو A  - 2  ↔  لو A  =  - 0.4 + 2  ↔ لو A  =  1.6

         ↔ A   =  10 ^1.6 = 10 ^0.6 × ¹10  =  4 × ¹10  ث ^{- 1}

مثال :  إذا كان ثابت السرعة ( K ) لتفاعل أحادي الرتبة = 1× 10 ^{– 1} ث^{- 1} عند درجة 200 كلفن وثابت ارهينيوس

( A ) = 1× 10 ² ث^{- 1} . احسب :               1. طاقة التنشيط للتفاعل                 2. فترة عمر النصف

الحل :                                                ( اعتبر أن : 2.303 ر = 20 جول / مول كلفن ، لط 2 = 0.693 )                               

1. لو K  =  لو A  _      Ea       

                       2.303 ط

لو( 1 × 10 ^{– 1}) =  لو (1× 10 ² )   -          Ea              

                                         (20 × 200)

↔ - 1 =  2  -    Ea     ↔  Ea   =  3  ×  4000  =  12000  جول                                                                                                    

                      4000

2.          ن _{1/ 2}   =  0.693  =     0.693          =   6.93  ث                                             

                          K            1× 10 ^{- 1}