كيمياء – قاعدة لوشاتيليه للصف الثالث الثانوى 2016

قاعدة لوشاتيليه

وضع العالم الفرنسي لوشاتيليه قاعدة تصف تأثير العوامل المختلفة من تركيز وحرارة وضغط على الأنظمة المتزنة وتنص على:

إذا حدث تغير في أحد العوامل المؤثرة على نظام في حالة إتزان (مثل الضغط والتركيز ودرجة الحرارة ) فإن النظام ينشط في الإتجاه الذي يقلل أو يلغي تأثير هذا التغير

أولاً: تأثير التغير في التركيز على الإتزان

1-              عند زيادة تركيز أحد المتفاعلات فإن التفاعل ينشط في إتجاه النواتج (الإتجاه الطردي)

إضافة المزيد من النيتروجين N₂ أو الهيدررجين H₂ يجعل التفاعل يسير في الإتجاه الطردي أي تزداد كمية النشادر المتكونة.

2-              عند زيادة تركيز أحد النواتج فإن التفاعل ينشط في إتجاه المتفاعلات (الإتجاه العكسي)

في المثال السابق عند إضافة المزيد من النشادر NH₃ يجعل التفاعل يسير في الإتجاه العكسي أي تزداد كمية النيتروجين N₂ والهيدروجين H₂المتكونة.

ثانياً: تأثير التغير في درجة الحرارة على الإتزان

1-              في حالة التفاعلات الطاردة للحرارة.

رفع درجة الحرارة يجعل التفاعل يسير في الإتجاه العكسي

خفض درجة الحرارة يجع التفاعل يسير في الإتجاه الطردي

التسخين يقلل كمية النشادر المتكونة بينما التبريد يزيد من كمية النشادر المتكونة

2-              في حالة التفاعلات الماصة للحرارة

رفع درجة الحرارة يجعل التفاعل يسير في الإتجاه الطردي

خفض درجة الحرارة يجع التفاعل يسير في الإتجاه العكسي

التسخين يزيد من كمية غاز ثالث أكسيد الكبريت SO₃ المفككة بينما التبريد يقلل من كمية الغاز المفككة

 ثالثاً: تأثير التغير في الضغط على الإتزان

يؤثر الضغط على إتزان التفاعلات الغازية التي يصاحبها تغير في الحجم (عدد جزيئات الغازات المتفاعلة ≠ عدد جزيئات الغازات الناتجة.

عند زيادة الضغط فإن التفاعل ينشط في إتجاه الحجوم الأقل (عدد الجزيئات الأقل)

عند تقليل الضغط فإن التفاعل ينشط في إتجاه الحجوم الأكبر (عدد الجزيئات الأكبر)

 مثال:

زيادة الضغط يجعل التفاعل يسير في الإتجاه الطردي مما يؤدي إلى زيادة تكوين النشادر NH₃

تقليل الضغط يجعل التفاعل يسير في الإتجاه العكسي مما يؤدي إلى تقليل تكوين النشادر NH₃

رابعاً: تأثير العوامل الحفازة

العامل الحفاز: مادة يستخدم بنسب قليلة لتغيير معدل التفاعل الكيميائي دون أن تتغير أو تغير من موضع الإتزان

العوامل الحفازة هي عناصر فلزية أو أكاسيد فلزات أو مركباتها أو إنزيمات

العامل الحفاز يغير من سرعة التفاعل دون الحاجة إلى رفع درجة الحرارة.

العامل الحفاز يقلل من طاقة النتشيط اللازمة للتفاعل

العامل الحفاز في التفاعلات الإنعكاسية يسرع معدل التفاعل الطردي والعكسي في نفس الوقت بنفس المقدار فيؤدي إلى الوصول لحالة الإتزان بسرعة

دور العامل الحفاز:

تقليل طاقة التنشيط اللازمة للتفاعل فهو يسرع التفاعل الطردي والعكسي بنفس المقدار فيؤدي إلى الوصول لحالة الإتزان بسرعة

علل: لا يغير العامل الحفاز من موضع الإتزان في النفاعلات الإنعكاسية

لأنه يزيد من معدل التفاعل الطردي والعكسي بنفس المقدار فهو يقلل من طاقة التنشيط اللازمة للتفاعل فقط

أهمية العامل الحفاز بدلاً من الحرارة في التفاعلات:

لأن تكاليف الطاقة اللازمة لإحداث هذه التفاعلات ستكون عالية مما يؤدي إلى رفع أسعار المنتجات الصناعية نتيجة تحميل تكاليف الطاقة على أسعارها

علل: إستخدام العوامل الحفازة في الصناعة له بعد إقتصادي ؟

لأنها تزيد من معدل التفاعلات البطيئة دون الحاجة إلى التسخين فتوفر الطاقة وتقلل تكلفة المنتجات الصناعية

علل: يفضل إستخدام العوامل الحفازة في الصناعة بدلاً من التسخين في الصناعة؟

لتوفير الطاقة وتقليل التكاليف

مجالات إستخدام العامل الحفاز

خامساً: تأثير الضوء

في عملية البناء الضوئي يقوم الكلوروفيل في النبات بإمتصاص الضوء في وجود ثاني أكسيد الكربون والماء ويكون الكربوهيدرات

أفلام التصوير تحتوي على مادة بروميد الفضة في طبقة جيلاتينية عندما يسقط عليها الضوء فإنه يعمل على إكتساب أيون الفضة الموجب لإلكترون من ايون البروميد السالب ليتحول إلى فضة ويمتص البروم المتكون في الطبقة الجيلاتينية وكلما زادت شدة الضوء زادت كمية الفضة التكونة

تطبيقات قانون فعل الكتلة على حالات الإتزان الأيوني

أولاً: المحاليل الإلكتروليتية

تنقسم المحاليل من حيث قدرتها على التوصيل الكهربي إلى:

1-              المحاليل اللاإلكتروليتية : هي محاليل لمواد لا تتفكك أيونياً عند ذوبانها في الماء

2-              المحاليل اللإلكتروليتية : هي محاليل لمواد تتفكك أيونياً عند ذوبانها في الماء وتنقسم إلى:

تنقسم المحالليل الإلكتروليتية إلى

المركبات الأيونية

مواد صلبة متأينة تماماً

عند إذابتها في الماء تتفكك إلى أيونات موجبة وأيونات سالبة

محاليل هذه المواد جيدة التوصيل للكهرباء

المركبات التساهمية

ترتبط ذراتها برابط تساهمية

عند إذابتها في الماء تتأين إلى أيونات موجبة وأيونات سالبة بدرجات متفاوتة

تجربة لإختبار التوصيل الكهربي لحمض الخليك النقي وغاز كلورالهيدروجين الجاف في الحالات الأتية:

كون دائرة كهربية كما بالشكل:

1-    ذوبان كل منهما على حده في لتر من البنزين

المشاهدة: كل منهما لا يوصل التيار الكهربي

التفسير: لا يوجد أيونات في الحالتين توصل التيار

2-    ذوبان 0,1 مول من كل منهما في لتر من الماء على حدة

المشاهدة: كلا المحلولين يوصل التيار الكهربي ويضيئ المصباح بشدة في حالة محلول غاز كلوريد الهيدروجين (حمض الهيدروكلوريك) ويضيئ إضاءة ضعيفة في حالة محلول حمض الخليك

التفسير: يتأين غاز كلوريد الهيدروجين في الماء تأين تام ( إلكتروليت قوي) بينما يتأين حمض الخليك في الماء تأين غير تام ( إلكتروليت ضعيف)

3-     تخفيف كلا المحلولين إلى 0,01 مولار ثم إلى 0,001 مولار

المشاهدة: لا يتأثر توصيل حمض الهيدروكلوريك بالتخفيف بينما يتأثر توصيل حمض الخليك

التفسير: تزداد درجة تأين اللإكتروليتات الضعيفة فقط بزيادة التخفيف

من التجارب السابقة نستنتج:

بعض المركبات التساهمية تكون تامة التأين مثل غاز كلوريد الهيدروجين HCl لذلك  تتأثر الإضاءة بزيادة التخفيف

بعض المركبات التساهمية يكون ضعيف التأين مثل حمض الخليك CH₃COOH فيكون تأينه محدود جداً لذلك تزداد شدة افضاءة بزيادة التخفيف وهذا دليل على وجود جزيئات غير متأينة تتأين تدريجياً مع زيادة التخفيف

علل: لا تتأثر درجة توصيل كلوريد الهيدروجين بالتخفيف

علل: تزداد درجة توصبل حمض الخليك بزيادة التخفيف

علل: محلول حمض الخليك وكلوريد الهيدروجين في البنزين لا يوصل التيار بينما في الماء يوصل التيار الكهربي.

أيون الهيدرونيوم ( البروتون المماه ⁺H₃O)

هو الأيون الناتج من إتحاد أيون الهيدروجين الموجب الناتج من تأين الأحماض في محاليلها المائية مع جزئ الماء

علل: لا يتواجد أيون الهيدروجين (البروتون ) الناتج من تأين الأحماض في محاليلها المائية منفرداً

لأنه ينجذب إلى زوج الإلكترونات الحر الموجود على ذرة أكسجين أحد جزيئات الماء ويرتبط مع جزئ الماء برابطة تناسقية

مقارنة بين تأين حمض الهيدروكلوريك وحمض الخليك (الأسيتيك ) في الماء

لذلك نستنتج مما سبق :

التأين: هو عملية تحول جزيئات غير متأينة إلى أيونات

التأين التام: يحدث في الإلكتروليتات القوية وفيه تتحول كل الجزيئات الغير متأينة إلى أيونات

التأين الضعيف: يحدث في الإلكتروليتات الضعيفة وفيه يتحول جزء ضئيل من الجزيئات الغير متأينة إلى أيونات

في محاليل اللإلكتروليتات الضعيفة يوجد في المحلول بإستمرار حالتان متعاكستان هما تفكك الجزيئات إلى أيونات وإتحاد الأيونات لتكوين جزيئات وذلك طبقاً للمعادلة التالية:

فنشأ حالة إتزان بين الجزيئات غير المتفككة وأليونات ويسمى هذا بالإتزان الأيوني

الإتزان الأيوني: نوع من الإتزان ينشأ في محاليل اللإلكتروليتات الضعيفة بين جزيئاتها وبين الأيونات الناتجة

علل: لا يمكن تطبيق قانون فعل الكتلة على محاليل اللإكتروليتات القوية

لأن محاليل الإلكتروليتات القوية لا تحتوي على جزيئات غير متفككة فهي تامة التأين

علل: يمكن تطبيق قانون فعل الكتلة على محاليل الإلكتروليتات الضعيفة فقط

س: قارن بين الإتزان الكيميائي والإتزان الأيوني

الإتزان الكيميائي: نظام ديناميكي يحدث عندما يتساوى معدل التفاعل الطردي مع معدل التفاعل العكسي وتثبت تركيزات المتفاعلات والنواتج ويظل الإتزان قائماً طالما كانت جميع المواد المتفاعلة والناتجة موجودة في حيز التفاعل ( لم يتصاعد غاز أو يتكون راسب) وما دامت ظروف التفاعل مثل درجة الحرارة أو الضغط ثابتة.

الإتزان الأيوني: هو إتزان ينشأ في محاليل الإلكتروليتات الضعيفة بين جزيئاتها وبين الأيونات الناتجة.

قانون إستفالد للتخفيف

قام استفالد عام 1888م بإيجاد العلاقة بين درجة التفكك (α) والتركيز (C) بالمول/ لتر لمحاليل الإلكتروليتات الضعيفة

إثبات قانون إستفالد

نفرض أن لدينا حمض ضعيف أحادي البروتون HA عند إذابته في حجم V لتر من الماء يتفكك عدد من جزيئاته تبعاً للمعادلة :

وعند الإتزان كان عدد المولات المفككة (α) مول فيكون عدد المولات الغير مفككة (1- α) مول

يطبق قانون فعل الكتلة على هذا التفاعل المتزن لحساب ثابت الإتزان Ka

وتعرف هذه العلاقة بـ قانون إستفالد للتخفيف وهو يبين العلاقة بين درجة التأين (α) ودرجة التخفيف ويتضح منها:

عند ثبوت درجة الحرارة فإن درجة التأين (α) تزداد بزيادة التخفيف (لتظل قيمة Ka ثابتة)

في حالة الإلكتروليتات الضعيفة فإن درجة التأين (α) تكون صغيرة جداً بحيث يمكن إهمالها وتصبح قيمة

وتصبح العلاقة

ولكن تركيز الحمض الضعيف

، فإن الصيغة النهائية لقانون إستفالد هي

أي كلما زاد التخفيف (قل التركيز C) وزادت درجة التفكك α والعكس صحيح

مثال: إحسب درجة التفككفي محلول 0.1 mol/L  من حمض الهيدروسيانيك HCN عند ⁵25م علماً بأن ثابت تأين الحمض ( K_a=7.2 ×10^-10 )

الحل:

بتطبيق قانون إستفالد

 K_a= α² × C_a

مثال: حمض ضعبف درجة تفككه 0,01وتركيزه 0,2 مول /لتر إحسب ثابت التأين Ka  له؟؟

الحل :

K_a= α² × C_a

K_a= (0.01)² × 0.2 = 2× 10^-5