ا/محمد موسى : ملخص سرعة وآلية التفاعل الكيميائي

المنهج السوداني : مرحلة الصف الثالث الثانوي - تحميل مذكرات و ملخصات - شرح درس باب سرعة وآلية التفاعل الكيميائي - مادة علوم الكيمياء - أستاذ محمد موسى

باب سرعة وآلية التفاعل الكيميائي مهم جداً لجميع الطلاب ✍️✍️ فهو من أكبر أبواب كتاب كيمياء الصف الثالث فبه 10 درجة مقررة في امتحان الشهادة السودانية حسب ماورد في دليل الطالب لسنة الدراسة 2023 فيجب على أي طالب الاجتهاد والتركيز عليها ونترككم مع عرض الدرس PDF ادناه👇

بسم الله الرحمن الرحيم

سرعة وآلية التفاعلات الكيميائية لطلاب الشهادة السودانية // إعداد أستاذ / محمد موسى

الكيمياء الحركية :

تختص بدراسة سرعة (معدل) التفاعلات الكيميائية و ميكانيكية (الية) حدوث و ضبط ظروف التفاعل الكيميائي للحصول على المواد الناتجة بالكميات المطلوبة و
بالطرق الاقتصادية المناسبة .

تختلف التفاعلات الكيميائية في سرعة حدوثها ومنها :

لحظى مثل احتراق الفسفور مع الأوكسجين .
بطئ نسبياً مثل تفاعل الحديد مع الهواء في وجود بخار ماء (الصدا)
تفاعل بطئ و يستمر لملايين السنين مثل تكوين النفط.

سرعة التفاعل الكيميائي :
هي مقدار التغير في تركيز احدى المواد المتفاعلة أو الناتجة في وحدة الزمن.

قياس سرعة التفاعل الكيميائي :

تقاس سرعة التفاعل الكيميائي بمعدل اختفاء إحدى المواد الداخلة في التفاعل أو معدل تكوين إحدى المواد الناتجة عند التفاعل مع مرور الزمن.
التغير في تركيز المدى المواد المتفاعلة أو الناتجة سرعة التفاعل (مول/دسم" . ثانية) = معدل التفاعل " Rate " ويرمز له بـ "R" " ويتناسب طرديا مع معدل اختفاء المواد المتفاعلة عبر الزمن ، و يتناسب عكسيا مع تركيز النواتج . مثلاً التفاعل الافتراضي
معدل التفاعل
A+B→ C+D
والرموز أعلاه تعني على التوالي :

التركيز الإبتدائي معدل سرعة التفاعل (بالمول / دسم" . ث) حرف إغريقي يرمز للفرق بين كميتين (التغير) .
. علامة التناسب
المادة المتفاعلة (تركيزها بالمول /دسم). At = الزمن النهائي - الزمن الابتدائي (بالثانية)

سرعة وآلية التفاعل الكيميائي

التركيز النهائي للمادة المتفاعلة يكون أقل من تركيزها الإبتدائي ، لذلك التغير في تركيز المادة المتفاعلة يكون له قيمة سالبة . علامة السالب تدل على نقصان تركيز المادة المتفاعلة مع مرور الزمن.
R=A[C]
وإذا تم قياس معدل التفاعل بمعدل ظهور المادة الناتجة فإن : اختفاء العلامة السالبة يعنى تركيز المادة الناتجة في ازدياد مع مرور الزمن.
و نلاحظ أن تركيز المواد الناتجة يزداد مع مرور الزمن أثناء التفاعل الكيميائي ، لذلك يكون التغير في التركيز موجباً .

مسالة (۱) سرعة وآلية التفاعل الكيميائي :

في التفاعل التالي : -CH3l + Cl + عند درجة حرارة ٢٥م (۲۹۸ (کلفن) و ضغط ۱ جو
[1] مول / دسم" الزمن بالدقيقة
أحسب معدل استهلاك أبون البوديد خلال الفترة من بداية التفاعل وحتى أحسب معدل استهلاك أيون اليوديد خلال الفترة من بداية التفاعل وحتى مرور ۱۸۰ دقيقة على بدء التفاعل .

مسالة (۲)

تحترق الأمونيا حسب التفاعل التالي :
٤,٦ ٢٠١٠ مول / دسم". ثانية
4NH3 +502) 4NO) + 6H2O)
إذا افترضنا أن معدل تفاعل الأمونيا في فترة معينة أثناء التفاعل كان ٠,٢٤
مول /دسم۳. ث ،،

أحسب :
معدل تفاعل الأكسجين في نفس الفترة
ب معدل تكون بخار الماء في نفس الفترة
الحل :
المعادلة توضح أن اختفاء ٤ مول من الأمونيا يصحبه اختفاء لول من الاكسجين
معدل تفاعل الاكسجين (اختفاء) معدل اختفاء الأمونيا
معدل تفاعل (اختفاء) الاكسجين =
5 x 0.24
معدل تكوين بخار الماء =
5
معدل اختفاء الأمونيا x 5
= ۰٫۳۰ مول/دسم۳.ث معدل اختفاء الأمونيا × 6
4
ا-
6 x 0.24
= ٠,٣٦ مول/دسم٣.ث

مثال (۳) : سرعة وآلية التفاعل الكيميائي

يتم اختزال كلوريد الحديد (III) بواسطة كلوريد القصدير (11) وفقا التفاعل :
2FeCl2 + 2nCl
2FeCl3 + 2nCl2
اذا كان تركيز ايون الحديد ) Fe3 عند بداية التجربة يساوي ٠.٠٣٦ مول / دسم" وبعد مضي ٤ دقائق صار ۰٫۰۳۰ مول / دسمكم يكون متوسط معدل تفاعل Fella خلال هذه الفترة الزمنية.

مثال (٤) : سرعة وآلية التفاعل الكيميائي

قطعة من المغنيزيوم أضيفت ل ۱۰۰سم من حمض HCI . تم قياس الزمن اللازم لتفاعل الحمض كليا مع الفلز . كررت التجربة باستخدام نفس الحجم من الحمض و نفس الكتلة من المغنيزيوم. سجلت النتائج في الجدول التالي : رقم التجربة
الزمن بالثانية
٤
٦٠
٢٤٠
مستخدما نتائج التجربة (۱) - في الجدول أعلاه - مقياسا للمقارنة أكمل الجدول؟
الحل :
الزمن يتناسب عكسيا مع التركيز
بالمقارنة بين التجربة (۱) و (۳) نجد أن التركيز تضاعف ضرب في (۲) و بـ
يقسم الزمن على ۲ ، و بالتالي الزمن في التجربة
٦٠ - ٢=٣٠ =
و بالمقارنة بين التجربة (۱) و (٤) نجد أن الزمن تضاعف ضرب في (٤) من ٦٠ في التجربة (۱) إلى ٢٤٠ في التجربة (٤) ، و بالتالي يقسم التركيز في التجربة (1) على ٤ للحصول على التركيز في التجربة (٤)
.,TO=2+1=

حيث (K) تُسمى ثابت التفاعل و تختلف باختلاف نوع التفاعل و قيمتها
تتغير بتغير درجة الحرارة.

رتبة التفاعل الكلي = x + y

مثال

العوامل المؤثرة على سرعة التفاعل:

طبيعة المواد المتفاعلة
درجة الحرارة.
تركيز المواد المتفاعلة.
العوامل الحفازة (المساعدة) .

1 - طبيعة المواد المتفاعلة

و يعتمد أثر طبيعة المواد المتفاعلة على :

نوع المادة
عدد الروابط الكيميائية :

المركبات الإسهامية سرعة تفاعلاتها أقل لأن عدد الروابط فيها كبير وتكسر قبل اكتمال التفاعل. أما المركبات الأيونية فهي متأينة في الماء لذلك فهي تفاعلات سريعة جداً ولحظية.

تذكر أن :

تفاعل الذرات اسرع من تفاعل الجزيئات.
تفاعل الأيونات أسرع من تفاعل الذرات.
تفاعل الأيون أحادي الذرة أسرع من المجموعة الأيونية أسرع من الذرات
أسرع من الجزيئات قليلة الروابط أسرع من الجزيئات كثيرة الروابط
تفاعل الإضافة في الألكاينات أسرع من الألكينات أسرع من تفاعل الإحلال في الألكان.

ب - خواص المواد المتفاعلة :

تعتمد سرعة التفاعل الكيميائي على الخواص الكيميائية و الفيزيائية لـ المتفاعلة ، أي يعتمد على موقع العنصر في السلسلة الكهروكيميائية :

كلما زاد نشاط العنصر زادت سرعة تفاعلاته
الفلزات الأعلى السلسلة الكهروكيميائية أكثر نشاطاً وأسرع من التي تليها.
اللافلزات الأسفل في السلسلة الكهروكيميائية أكثر نشاطاً وأسرع من الأعلى منها.

ج - مساحة السطح المعرض للتفاعل :

عند تفاعل مادة صلبة مع مادة سائلة أو غازية لا بد من تلامس سطح
المادة الصلبة مع المادة الأخرى ، و كلما زادت مساحة سطح التلامس بين المتفاعلتين زادت سرعة التفاعل ، و ذلك لزيادة سرعة التصادمات بين جزيئات المواد المتفاعلة
مثلاً :

عينة من قلة الخارصين على هيئة مسحوق تفاعلها أسرع من نفس
مثلاً : عينة من فلز الخارصين على هيئة مسحوق تفاعلها أسرع من نفس الكتلة من الخارصين عبارة عن كتلة واحدة .

د - درجة الحرارة :

ت درجة الحرارة تزيد سرعة التفاعل الكيميائي و ذلك لزيادة حركة
جزيئاتها المتفاعلة فتزداد طاقتها الحركية - مما يزيد من درجة احتكاكها
وتصادمها.
و احتمال كسر الروابط ارتفاعاً زادت فرصة حصول
تشكيل روابط جديدة (كلما ازدادت درجة الحرارة
المتفاعلة على طاقة كافية لكسر الروابط
تسمى طاقة التنشيط)

طاقة التنشيط : هي الحد الأدنى من الطاقة المطلوب لإحداث التفاعل .
أو هي الطاقة الإبتدائية التي تمكن الجزيئات من التصادم الفعال

التركيز :

زيادة تركيز المواد المتفاعلة الذي يجعل
بين الجزيئات أكثر وبالتالي تصبح سرعة التفاعل
زيادة تركيز المادة المتفاعلة يزيد من سرعة التفاعل
التصادمات الكيميائية وذلك لزيادة عدد الجزيئات المتفاعلة في وحدة الحجم وزيادة عدد التصادمات الفعالة بينها.
نقصان أو التخفيف لتركيز المادة المتفاعلة يقلل من سرعة التفاعل الكيميائي وذلك لنقصان عدد الجزيئات المتفاعلة في وحدة الحجم ونقصان عدد
التصادمات الفعالة بينها

العوامل الحفازة (المساعدة)

العامل الحفاز مادة تزيد من معدل التفاعل الكيميائي ولا تدخل في تكوين النواتج ولا
تتغير. واغلب العوامل المساعدة التي تزيد سرعة التفاعل يسمى حفزاً موجباً وبعضها
يقلل من سرعة التفاعل ويسمى حفزاً سالباً.

بعض خواص العامل المساعد:

يغير من سرعة التفاعل ، ولكنه لا يؤثر على بدء أو ايقاف التفاعل.
لا يحدث له تغيير كيميائي أو نقص في الكتلة قبل وبعد التفاعل.
يرتبط اثناء التفاعل بالمواد المتفاعلة ، ثم ينفصل عنها بسرعة لتكوين الناتج في نهاية التفاعل.
لكل عامل حفاز درجة مناسبة تكون عندها كفاءته أكبر ما يمكن.
غالباً ما تكفي كمية صغيرة من العامل الحفاز لإتمام التفاعل.
يجعل المتفاعلات تسلك أقصر الطرق لتكوين النواتج .
يقلل طاقة التنشيط للجزيئات المتفاعلة.

الإنزيمات الموجودة في أجسام الكائنات الحية (هي عامل مساعد) تعمل على زيادة سرعة التفاعلات الكيميائية بها ....
مثلاً:
أكسدة السكر في المعمل عند درجة حرارة ٣٧° م لا تكاد تذكر بينما يتأكسد داخل جسم الإنسان بسرعة كبيرة بفضل وجود إنزيم السكريز :
12CO2 + 11H2O
انزيم سكريز
C12H22O11 +1202
أيضاً داخل أمعاء الحيوانات آكلات الحشائش توجد بكتيريا تفرز
إنزيمات تساعد على تكسير روابط السيللوز

كيف يزيد العامل الحفاز من سرعة التفاعل ؟

عند تكسير الروابط يتم إعادة ترتيب الذرات و تكوين روابط كيميائية جديدة و ينتج مركب وسيط غير مستقر يسمى المتراكب المنشط) ، حيث تزداد صعوبة التفاعل
كلما ازدادت قيمة طاقة التنشيط يصبح حدوث التفاعل أكثر صعوبة ، و هذا ما توفره العوامل الحفازة ، وذلك لأنها توفر طريقاً أسهل تطرقه المواد المتفاعلة الى نواتج التفاعل ، بحيث تحتاج هذه الطريقة إلى كمية أقل من طاقة التنشيط .

أنواع الحفز:

(۱) الحفز المتجانس

وفيه يكون العامل الحفاز ( العامل المساعد في نفس الحالة الفيزيائية للمواد المتفاعلة أي مثلاً كلها تكون في الحالة الغازية :

2SO3 (g) + NO(g)

الحفز غير المتجانس

2SO2(g) + O2(g) + NO(g)

وفيه يكون العامل الحفاز في حالة فيزيائية غير حالة المواد المتفاعلة . مثلاً:

2SO3 (g) + Pt(s)
2SO2(g) + O2(g) +Pt(s) →
أحياناً العامل الحفاز يوضع فوق سهم المعادلة هكذا

نظرية التصادم :

تنصلي على أن : (سرعة التفاعل الكيميائي تتناسب تناسباً طردياً من عدد الاصطدامات بين الجزيئات المتفاعلة لكل ثانية ) . و لا تؤدي كل الاصطدامات بين الجزيئات المتفاعلة الى تكوين نواتج
تفسر نظرية التصادم كيفية حدوث التفاعل الكيميائي و تأثير بعض العوامل مثل درجة الحرارة ، التركيز والعوامل الحفازة . الفرض الأول للنظرية :
يحدث التفاعل الكيميائي نتيجة لتصادم الوحدات المتفاعلة (جزيئات ، أيونات ، ذرات ) ولذلك سرعة التفاعل تتناسب طردياً مع عدد التصادمات في وحدة الزمن
كيف تؤثر زيادة تركيز المواد المتفاعلة على سرعة التفاعل على ضوء نظرية
التصادم ؟
كلما زاد تركيز المواد المتفاعلة زاد عدد جزيئات المواد المتفاعلة فتزداد بالتالي عدد التصادمات

الفرض الثاني لنظرية التصادم :

ليس بالضرورة أن يؤدي كل تصادم بين جزيئين إلى حدوث تفاعل بينهما .

حيث تنقسم التصادمات الى :

تصادمات فعالة :

وهي تؤدي إلى حدوث تفاعل (تصادم مثمر) و ذلك لأن الجزئيات تمتلك طاقة أكبر أو تساوي طاقة التنشيط ( علل؟) لكي تتغلب على قوة التنافر بين الالكترونات في الذرات شروطه:

أن تتخذ الجزيئات اتجاهاً مناسباً لحظة التصادم. و أن تكون الطاقة الحركية للجزيئات المتصادمة أكبر من طاقة التنشيط أو مساوية لها

تصادمات غير فعالة :

و هي لا تؤدي إلى حدوث تفاعل (تصادم غير مثمر) جزيئات المادة تكون في حالة حركة مستمرة و لذلك تمتلك طاقة حركية تختلف هذه الطاقة حسب سرعة الجزئ ، كلما زادت سرعته زادت طاقة حركته ، و في التفاعل الكيميائي عندما تختلط جزيئات المواد المتفاعلة فإنها تتصادم مع بعضها ،
فإذا كانت تمتلك طاقة حركية ابتدائية كبيرة فسيؤدي تصادمها إلى تكسير الروابط وبدء التفاعل

طاقة التنشيط (Ea)

أقل مقدار من الطاقة تحتاجه الجزيئات المتفاعلة لتكوين النواتج وحصول التفاعل المثمر ، وتساوي الفرق في الطاقة بين طاقة المتفاعلات أو النواتج وطاقة المركب النشط المتكون عند قمة المنحنى.
آلية (ميكانيكية) التفاعل بالصور

المعادلة الكيميائية:

هي عبارة عن تلخيص واختزال لكثير من العمليات
التي تحدث فعلاً أثناء مرور التفاعل وحتى تكوين النواتج
.

آلية التفاعل الكيميائي :

هي الخطوات التي يسير بها التفاعل إلى أن تتكون النواتج
النهائية
و تقاس سرعة التفاعل بأكثر خطواته بطئاً و تسمى بالخطوة المحددة للتفاعل .
فمثلاً تفاعل H2 مع 12 لتكوين 2 :

خطوة (۱) سريعة
خطوة (۲) سريعة خطوة
(۳) بطيئة التفاعل الكلي:

Н21
2HI
+
2HI
I2
I + H2
Н2
يعتمد معدل التفاعل على أبطأ خطوة في آلية التفاعل ولذلك تسمى بالخطوة المحددة للتفاعل (مثل الخطوة (۳) ) .
قانون سرعة التفاعل يكتب بدلالة الخطوة البطيئة