دروس وتمارين في الكيمياء الحركية

هندسة طرائق / دروس وتمارين في الكيمياء الحركية

--------------------------------------------------------------------------------



أقدم لأعضائنا أصحاب شعبة التقني رياضي

دورس وتمارين تطبيقية بالإضافة إلى سلسلة من التمارين حول :

المجال الثالث : الكيمياء الحركية

للتحميل

الملف في المرفقات


نوع الملف: doc



المجــال الثالث: الكيمياء الحركية


الكفاءة القاعدية:
يكون المتعلم قادرا على التمييز بين مختلف التفاعلات و تتبع سرعتها و
استخراج قوانينها مع التحكم في التمثيل البياني وتحديد العوامل المؤثرة
عليها.
مخطط المجال:
الوحدة التعلمية الأولى: الكيمياء الحركية
الوحدة التعلمية الثانية: بحث توثيقي
يقترح على المتعلم انجاز بحث توثيقي حول المفاعلات الكيميائية.























الكيمياء الحركية

1- التذكير بمختلف التعاريف:
الكيمياء الحركية تهتم بدراسة سرعة التفاعلات الكيميائية و الآلية التي تحدث عن طريقها و يمكن تصنيف
التفاعلات الكيميائية حسب سرعتها إلى:
- التفاعلات السريعة مثل تفاعلات :
* ترسب الهيدروكسيدات المعدنية
* ترسب الكباريت المعدنية
* ترسب الأملاح المعدنية
* تفاعلات التعديل
* تفاعلات انطلاق الغازات
التفاعلات السريعة تحدث في وقت قصير وتطورها صعب المتابعة وقد يكون التفاعل السريع
تام أو غير تام التفاعل السريع جدا يتم في زمن من الدرجة 8-10 ثانية

HCl + H2O H3O+ + Cl-
CH3COOH + HCl H3O+ + CH3COO-
NaOH + HCl NaCl + H2O

- التفاعلات البطيئة تكون عندما يستمر التفاعل عدة ثواني أو دقائق و
بطيئ جدا عندما يدوم عدة ساعات حتى عدة أيام أو سنوات , وهذه التفاعلات
ويمكن أن تكون تامة أو غير تامة.
أمثلة:
- تفاعل ( Zn + H3O+, Cl-) حيث تختفي ذرات Zn المكونة لسطح المعدن و بعدها تليها الذرات
المتواجدة بالطبقات الداخلية.

- تفاعلات الأسترة وحلمهة الاستر من بين التفاعلات البطيئة جدا.

R-COOH + R-OH R-COOR + H2O
R-COOR + H2O RCOOH + R-OH

وهي تفاعلات بطيئة , لا حرارية , عكوسة وتأخذ زمن طويل حتى تبلغ حالة التوازن.

- أكسدة Fe++ إلىFe+++ بأكسجين الهواء الجوي أو ما يعرف بتآكل الحديد ( الصدأ )

2- سرعة التفاعل:
2.1- تعريف سرعة التفاعل
يمكن تقدير سرعة التفاعل الكيميائي كميا متابعة التغير في تركيز المواد المتفاعلة أو الناتجة في وحدة
الزمن, مثلا التفاعل : A + B C
يمكن قياس سرعة هذا التفاعل بمتابعة التركيز [A] أو التركيز [B] أو [C] بدلالة الزمن والتي نمثلها
بالمنحنى التالي :



















:
أ- السرعة المتوسطة : A + B
C
* بالنسبة للنواتج : = Vmoy
* بالنسبة للمتفاعلات : Vmoy = -


Vmoy =

ب- السرعة اللحظية :

تعرف رياضيا أنها تساوي نهاية السرعة المتوسطة ( Vmoy ) لما t1 تقترب من t2 أو بعبارة أخرى لما Δt
يؤول إلى الصفر ونعبر عنها بالقانون التالي :

Vt = (∆C / ∆t) ∆t 0
Vt = d[C]/d[t] = tg α

مثال1: A + B C
Vmoy = : السرعة المتوسطة
Vt = السرعة اللحظية :

مثال2: I2 + H2 2HI
Vt = ½ d[HI]/dt = - d[I2]/dt = - d[H2]/dt

في الحالة العامة
α A + β B δ C + σ D

Vt = + 1/ δ. d[C] / dt = + 1/ σ. d[D]/dt = -1/ α. d[A]/dt = - 1/ β.d[B]/dt

الإشارة ( ـ ) تدل على إختفاء المادة .
الإشارة ( + ) تدل على ظهور المادة .

2.2- قياس سرعة التفاعل :

أ- الطرق الكيميائية :
نتابع تغير تركيز مادة متفاعلة أو أكثر وذلك بالمعايرة الكيميائية التقليدية
) المعايرة حمض ـ أساس ، المعايرة أكسدة ـ إرجاع ... (

تنبيه: يجب تحديد بدقة اللحظة الموافقة للمعايرة من أجل تحديد بدقة التغير في تركيز المادة المتفاعلة.

ب- الطرق الفيزيائية :
يمكن في كل مرة ربط تغير خاصية فيزيائية من خواص المزيج التفاعلي ، بتغير أحد المكونات وإستخدام
هذه الخاصية من أجل متابعة التفاعل.
- تغير الضغط والحجم :
ليكن التفاعل التالي : C2H6 → C2H4 + H2
غاز غاز غاز
في حجم ثابت للجملة الكيميائية ، يمكن أن نربط تغير عدد مولات الإيثان المتفكك بتغير الضغط.

- تغير الخواص الضوئية :
يتم ذلك بإستخدام مقياس الإستقطاب ) دراسة القدرة الدورانية (.
مثال: التحلل المائي للسكروز

C12H22O11 + H2O → C6H12O6 + C6H12O6

نستنتج مختلف التراكيز من خلال قياس القدرة الدورانية.

- تغير الخواص الكهربائية :
يسبب التغير في طبيعة الشوارد وعددها تغيرا في الناقلية الكهربائية للمحلول .
مثال: معايرة حمض الإيثانويك بااصود

CH3 COOH + NaOH → CH3COONa + H2O



3 ـ قوانين سرعة التفاعل
1.3- دراسة رتبة التفاعل
أ- تعريف رتبة التفاعل:
مفهوم رتبة التفاعل: Ordre de Reaction :
من أجل وضع علاقة أوضح بين سرعة التفاعل وتركيز المتفاعلات أو النواتج نعتمد على قياسات تجريبية
دقيقة مأخوذة عند حرارة ثابتة

مثال : C12H22O11 + H2O C6H12O6 + C6H12O6هذا التفاعل من الرتبة(1) ,

وتشترك فيه جزيئتان إلا أن جزيئ C6H12O6 هو الذي يحدد سرعة التفاعل
باعتبار أن تركيز الماء ليس له تأثير على السرعة , إذن التفاعل من الرتبة
الأولى, وعبارة السرعة :

V =
وبعبارة أخرى : V = k[C12H22O11]1
الحالة العامة : A B

V = d[B]/dt = - d[A]/dt ; V = k[A]n
رتبة التفاعل السرعة
تركيز المتفاعل ثابت السرعة

مثال: A + B C + D
- تفاعل من الرتبة :1 ............ V =k[A]0.[B]
- تفاعل من الرتبة :1 ............ V = k[A]
- تفاعل من الرتبة :2 ............ V = k[A]2
- تفاعل من الرتبة :2 ............ V = k[A].[B]
- تفاعل من الرتبة :1 ............ V= k[B]
- تفاعل من الرتبة :2 ............ V = k[B]2
- تفاعل من الرتبة :3 ............ V = k[A]2[B]
وبصورة عامة ليكن التفاعل التالي : αA + βB → γC + λD

حيث :A،B تمثل المتفاعلات وC،D تمثل النواتج و α , β , γ , λ المعاملات الستوكيومترية.
فإن علاقة سرعة التفاعل كما يلي : Vi = k [A]m [b]n
حيث : Vi : سرعة التفاعل وتتعلق بتركيز المواد المتفاعلة .
k : ثابت السرعة الذي يتعلق فقط بالحرارة .
m وn : أعداد موجبة قد تكون صحيحة أو عشرية .
نسمي m : الرتبة الجزئية للتفاعل الخاصة بالمتفاعل A .
n : الرتبة الجزئية للتفاعل الخاصة بالمتفاعل B .
نسمي المقدار m + n : الرتبة الكلية للتفاعل.
ملاحظة: لا يمكن تحديدm وn إلا تجريبيا وهما يختلفان عن المعاملات الستوكيومترية.
ب- تفاعل الرتبة المعدومة ( الرتبة صفر ):
ليكن التفاعل التالي : A→ B الذي تكتب سرعته بالشكل التالي :
V= k[A]0 = k
- d[A]/ dt = k
V = - d[A]/ dt

نفرز المتغيرات فنحصل على : k dt = - d[A]
نكامل طرفي المعادلة عند الشروط الإبتدائية ) t = 0 و 0[A] = [A] )
إلى أن نصل إلى العلاقة:
kt= [A] - 0[A]
تعيين ثابت السرعةk :
هناك طريقتين لتعيين ثابت السرعة( الطريقة التحليلية والطريقة البيانية )
• الطريقة التحليلية :
من العلاقة السابقة نجد : t /) [A] _ 0[A] k = (
نحسب قيمة ثابت السرعة من اجل قيم مختلفة لـ [ A] و t الزمن الموافق و نأخذ
متوسط قيم k المحسوبة.
• الطريقة البيانية :
من العلاقة السابقة نجد : 0[A] t + k _ = [ A]
ورسم منحنى الدالة : ( t )f =[A] يعطي مستقيم ميله يساوي (K _).
[ A]




α tgα = - k


الزمن(ثا) (t=0,x=0)


k → k= - tgα _ tgα = = الميل
t 2 – t1 / ( 1[A] - 2 [A] )- = k






تعيين زمن نصف التفاعل t1/2 :
عند زمن نصف التفاعل يكون تركيز المركب A يساوي نصف التركيز الابتدائي :
2/ 0[A] =[ A ]
kt= [A] - 0[ A ]
نعوض [ A ] بـ 2/ 0 [A]
k t1/2 = 2/ 0[A] -0[ A ]
k 2/ 0 [A]= t1/2→ k t1/2 = 2/ 0 [A]

ملاحظة: زمن نصف التفاعل t1/2يتناسب طردا مع التركيز الإبتدائي للمركب A.

تطبيـق:
نتابع تغير تركيز المركب Aالذي يتم وفق تفاعل الرتبة المعدومة. التجربة أعطت النتائج التالية :

t(mn ) 0 10 20 30 40 50 60
Mole/L[A] 1.68 1.42 1.20 0.94 0.7 0.46 0.22

1- أحسب ثابت السرعة k بالطريقتين التحليلية والبيانية .
2- أحسب زمن نصف التفاعل t1/2 .

الحل : حساب ثابت السرعة k :
أ- بالطريقة التحليلية: نحسب قيمة kمن أجل قيم مختلفة للتركيز[A] و الزمن t الموافق .


t / [A] _ 0[A] k =

mole /l.mn k1= 1.68 – 1.42 / 10 – 0 = 2.6.10-2
mole /l.mn k2 = 1.68 – 1.2 / 20 = 2.4. 10 -2
k3 = 1.68 – 0.94 / 30 = 2.46. 10 -2 mole /l.mn
10 -2 mole /l.mn k = k1 +k2 + k3 / 3 = 2.49 .

ب ـ بالطريقة البيانية: نرسم المنحنى ( t )f =[A]

k → k = - tgα _ tgα = = الميل
t 2 – t1 / ( 1[ A] - 2 [A] )- = k
k = - 0.94 – 1.44 / 30 – 10 = 0.5 / 20 = 2.5 .10 -2 mole / L .mn

هام جدا: يتطرق الأستاذ إلى التفاعل من الرتبة الأولى وكذا التفاعل من الرتبة الثانية بنفس
الطريقة



2.3- تعيين رتبة التفاعل:
توجد طريقتين ( استعمال الصيغة التكاملية و الصيغة التفاضلية للسرعة )

أ- استعمال الصيغة التكاملية لسرعة التفاعل:
نبحث عن الدالة التي تتغير خطيا مع الزمن و منه نستطيع استنتاج رتبة التفاعل.
مثال:
نتابع تفكك NO2 الذي يعطى NO و O2 و التجربة أعطت النتائج التالية:
(دقيقة) t 0 10 20 30 40
(مول/ل) [NO2] 10.5-2 10.4-2 10.3.3-2 85, 10.2-2 5, 10.2-2
ما هي رتبة هذا التفاعل؟

1- نبحث إذا كان هذا التفاعل من الرتبة المعدومة لذلك نرسم المنحنىf (t) =[NO2] حسب هذه
القيم للتجربة ، المنحنىf (t) =[NO2] يختلف عن مستقيم و بالتالي نستنتج أن هذا التفاعل
ليس من رتبة الصفر (المعدومة).
2 - نبحث إذا كان هذا التفاعل من الرتبة الأولى لذلك نرسم المنحنىf (t) = [NO2] Log
(دقيقة) t 0 10 20 30 40
(مول/ل) [NO2] 1.30- 1.39- 1.48- 1.54- 1.60-
حسب هذه القيم، فان رسم الدالةf (t) =[NO2] Log لا يعطي خط مستقيم و بالتالي نستنتج أن
هذا التفاعل ليس من الرتبة الأولى.

3- نبحث إذا كان هذا التفاعل من الرتبة الثانية لذلك نرسم المنحنى f (t) = 1
[NO2]

(دقيقة) t 0 10 20 30 40
1 (مول/ل)
[NO2]
20 25 30 35 40

نلاحظ حسب هذه القيم أن المنحنى: f (t) = 1 هو خط مستقيم.
[NO2]
ونستنتج أن هذا التفاعل من الرتبة الثانية.








ب- طريقة زمن نصف التفاعل:
من خلال تغير زمن نصف التفاعل ½t مع التركيز الابتدائي نستطيع مباشرة تعيين رتبة التفاعل.
مثال: انطلاقا من قيم تجريبية مختلفة ل ½t و التركيز الابتدائي الموافق لتفاعل ما:
التركيز الابتدائي للمادة المتفاعلة( مول/ل)
½t زمن نصف التفاعل (ساعة)
عين رتبة هذا التفاعل؟
- إذا كان هذا التفاعل من الرتبة صفر نجد أن زمن نصف التفاعل ½t يتناسب طردا مع
التركيز الابتدائي.
- إذا كان هذا التفاعل من الرتبة الأولى نجد أن زمن نصف التفـاعل ½t لا يتعلـق
بالتركيز الابتدائي .
- إذا كان هذا التفاعل من الرتبة الأولى نجد أن زمن نصف التفـاعل ½ t يتناسب عكسا مع
التركيز الابتدائي ، و نتأكد من ذلك بحساب ثبات السرعةk .

ب- استعمال الصيغة التفاضلية للسرعة:
بصفة عامة يعطى قانون السرعة بالعلاقة التالية:
n [A] k = V
ندخل اللوغاريتم على هذه العلاقة

n [A] Log k = LogV
n [A] Log Log k + = LogV
[A] n Log Log k + = LogV

Log k + [A] n Log = LogV

رسم المنحنى) [A] f (Log = LogVيعطي مستقيما لا يمر من المبدأ و ميل هذا المستقيم
يكون مساويا لرتبة التفاعل.

4- تأثير الحرارة على سرعة التفاعل
من العوامل الحركية المؤثرة على سرعة التفاعلات الكيميائية درجة الحرارة
استنتج أرينيوس بالتجربة وبالحساب علاقة سرعة التفاعل من خلال ثابت السرعة بدلالة درجة
الحرارة T

k = A.e-Ea/RT

حيث : Ea : طاقة التنشيط بالحريرة , k : ثابت سرعة التفاعل
R : ثابت الغازات الكاملة = 2 ,T : درجة الحرارة المطلقة (بالكالفن)
A : ثابت التكامل وله نفس وحدة ثابت السرعة k


1.4- تحديد طاقة التنشيط Ea بيانيا :
نستعمل اللوغاريتم لطرفي علاقة أرينيوس : Ln k = Ln A e -Ea/RT

Ln k =LnA-Ea/RT
Ln k = -Ea/R.1/T + Ln A
2,303 Log k = -Ea/R.1/T + 2,303 LogA

أ- التمثيل البياني للعلاقة Ln k = -Ea/R . 1/T + LnA
وهي من الشكل Y = aX + b

أي نرسم العلاقة Ln k بدلالة 1/T أي : Ln k = f(1/T)
Ln k

Ln k = LnA
Lnk1 α الميل = ظل = Tg α = -Ea/R Ea = -R Tg α

Lnk2 α Ea = -R .

1/T
(1/T)1 (1/T)2

ب- التمثيل البياني للعلاقة Log k = -Ea / 2,303RT + Log A
نرسم المنحنى البياني Log k = f(1/T)
Log k

Log A
الميل = Tg α = -Ea/2,303RT
Logk1 Ea = -2,303 . R . tg α

Logk2 α



1/T
(1/T)1 (1/T)2

2.4- تحديد طاقة التنشيط Ea تحليليا:
لحساب قيمة طاقة التنشيط Ea نقيس ثابت السرعة عند نقطتين مختلفتين T1 و T2
عند T1 k1 , عند T2 k2

عند T1 : k1 = A . e -Ea/RT1
عند T2 : k2 = A . e-Ea/RT2


































تماريـن تطبيقيـة


تمرين1:
نتابع تغير تركيز المركب (A) الذي يتم وفق تفاعل من الرتبة المعدومة (صفر) , نتائج
التجربة أعطت القيم التالية :
t بالدقائق 0 10 20 30 40 50 60
[A] مول / ل 1,68 1,42 1,20 0,94 0,70 0,46 0,22

1 – أوجد قيمة ثابت السرعة K بالطريقتين التحليلية والبيانية .
2 - أحسب زمن نصف التفاعل t ½ .

الإجابة:
1- حساب ثابت السرعة k .
* الطريقة التحليلية :
k = 2,49 . 10-2 mol . l-1.mn-1
* الطريقة البيانية:
k = 2,5 . 10-2 mol/l .mn
2- زمن نصف التفاعل
t ½ = 33 mn + 36 s .
تمرين2:
يتفكك N2O5 كما يلي : N2O5 N2O4 + ½ O2 , هذا التفاعل من
الرتبة الأولى , نتابع هذا التفكك بقياس الضغط بـ:(ملم زئبق)
الزمن(دقيقة) 0 10 20 60 120
ضغط N2O5 348 259 192 60 10
1 – حدد قيمة ثابت السرعة k بالطريقتين : التحليلية والحسابية .
2 - أحسب زمن نصف التفاعل : t ½ .

الإجابة:
1- حساب ثابت السرعة k .
* الطريقة التحليلية :
k = 2,95 . 10-2 mn-1
* الطريقة البيانية :
k = 2,95 × 10-2 mn-1
2- زمن نصف التفاعل
t ½ = 23 mn + 23,4 s .

تمرين3:
يتفكك NO2 إلى NO و O2 وفق التفاعل الآتي : NO2 NO + ½ O2 , فتحصلنا
على النتائج التالية : (التفاعل من الرتبة الثانية)

الزمن (دقيقة) 0 5 10 15 20
[N2O5] مول/ل 0,1 0,017 0,009 0,0062 0,0047

1 - أحسب ثابت السرعة k بالطريقتين البيانية والتحليلية .
2 - أحسب زمن نصف التفاعل t ½ .

الإجابة:
1 - حساب ثابت السرعة k .
* الطريقة التحليلية :
k = 9,98 L . mol-1 . mn-1.
* الطريقة البيانية :
k = 10 L.mol-1.mn-1
2- زمن نصف التفاعل
t ½ = 1 mn






















الملفات المرفقة 4--Cin-tique-chimique.doc‏ (188.5 كيلوبايت, )
تمارين في الحركيات 03.doc‏ (33.0 كيلوبايت, )

إخترتم من رياض الكلم أجمل العبارات

وسطرتم لنا بها كل ما ينير العقل ويلهم الروح

دمتم ودام حسن اختياركم

تسلم يا غالي على الدروس و التمارين