الكتاب الا ول الوحدة 01 التطورات الرتيبة تطور آميات مادة المتفاعلات والنواتج خلال تحول آيمياي ي في محلول ماي ي الدرس الا ول GUEZOURI Aek lycée Maraval Oran - Ι مراجعة - Ι الا آسدة والا رجاع المو آسد : هو فرد آيمياي ي مو هل لاآتساب إلكترون أو أآثر. شاردة البرمنغنات عبارة عن مو آسد MnO 4 (aq) + 5 e + 8 H + (aq) = Mn + (aq)+ 4 H O (l) Cr O 7 (aq) + 6 e + 14 H + (aq) = Cr + (aq) + 7 H O (l) شاردة ثناي ي الكرومات عبارة عن مو آسد المرجع : هو فرد آيمياي ي مو هل للتخلي عن إلكترون أو أآثر. Zn = Zn + + e ذرة التوتياء Zn) ( : شاردة الحديد الثناي ي ) + (Fe O /Red الثناي يات مرجع / مو آسد e Fe + = Fe + + الثناي ية مرجع / مو آسد هي المجموعة المتشكلة من مو آسد ومرجعه المرافق نكتبها اصطلاحا بالشكل : حيث O هو المو آسد (Oydant) و Red هو المرجع (Réducteur). أمثلة : MnO / Mn + 4 (aq) (aq) / I I (aq) (aq) O + n e = Red O /Red بالشكل : 1 S 4 O 6 - (aq) / S O - (aq) S O 8 - (aq) / SO 4 - (aq) Fe + (aq) / Fe + (aq) Fe + (aq) / Fe (s) Zn + (aq) / Zn (s) Al + (aq) / Al (s) H O (aq) / H O (l) O (g) / H O (aq) بصفة عامة نكتب المعادلة النصفية الخاصة بالثناي ية آيف نكتب معادلة نصفية إلكترونية للا آسدة أو للا رجاع مثال : المعادلة النصفية الخاصة بالثناي ية (aq) MnO / Mn + 4 (aq) 1 نكتب : MnO 4 (aq) = Mn + (aq)
في المحاليل الماي ية نحقق انحفاظ عنصر الا آسجين بالماء ) O H) فنكتب : Mn0 4 (aq) = Mn + (aq) + 4 H O (l) - في الا وساط الحامضية نحقق انحفاظ عنصر الهيدروجين بالبروتونات ) + H) فنكتب : MnO 4 (aq) + 8 H + (aq) = Mn + (aq) + 4 H O (l) - 4 نحقق انحفاظ الشحنة بواسطة الا لكترونات وبما أن MnO 4 إلكترونات من جهة اليسار. في حالة مرجع نضيف الا لكترونات من جهة اليمين لا ن المرجع يفقد الا لكترونات. وأخيرا نكتب : تفاعل الا آسدة إرجاع هو التفاعل الذي مو آسد فهو يكتسب الا لكترونات وبالتالي نضيف خمسة MnO 4 (aq) + 8 H + (aq) + 5 e = Mn + (aq) + 4 H O (l) يح دث فيه انتقال الا لكترونات من المرجع إلى المو آسد اللذين يشكلان الثناي ية.O /Red مثال : تفاعل محلول ماي ي لفوق منغنات البوتاسيوم مع محلول آبريتات الحديد (ΙΙ) في وسط حامضي. نحد د أولا الثناي يتين. O /Red برمنغنات البوتاسيوم ) 4,MnO (K + حيث + K مرجع قوي أي تفقد بسهولة الا لكترون الوحيد الموجود في الطبقة الخارجية جدول التصنيف الدوري (. شاردة غير فع الة لكن لماذا غير فع الة نعلم أن ذرة البوتاسيوم K لهذا تكون شاردة البوتاسيوم مو آسدا ضعيفا وبالتالي اعتبرناها شاردة غير فعالة أي أن الشاردة إلكترونا. أآاد أسمعك وأنت تقول : آيف عرفنا أن المرجع في الثناي ية هو الشاردة + Mn أقول لك : لا تقلق فا نت غير مطالب بهذا. هذه الثناي يات. فمثلا مع نفس المو آسد MnO 4 (يوجد عنصر البوتاسيوم في العمود الا ول من K + تكتسب بصعوبة آبيرة هناك ثناي يات آثيرة الاستعمال با مكانك أن تحفظها أما في التمارين ت عطى لك نجد مرجعا ا خر هو MnO في وسط أقل حموضة ونكتب الثناي ية. MnO 4 / MnO في المخبر تتعر ف على شروط التفاعلات. للمزيد... يمكن أن نقارن بين الثناي يتين MnO 4 / Mn + K + / K و بواسطة آمونات الا آسدة إرجاع. هذا الدرس من السنة الثانية في البرنامج القديم لا نخوض فيه لكن سا قدم لك قاي مة تفيدك آثيرا في اختيار المو آسد والمرجع المتفاعلين. لكل ثناي ية آمون يسمى الكمون النظامي ) 0 π) وي قاس بالفولط. أنت غير م طالب بتفسير تفاعل الا آسدة إرجاع بواسطة هذا المفهوم. أنا قصدي من هذا فقط لا جعلك قادرا مستقبلا على اختيار المو آسد أو المرجع في محلول ماي ي حتى تتمكن من تكوين ثناي يتين وآتابة المعادلتين النصفيتين وبالتالي آتابة معادلة الا آسدة إرجاع.
π 0 (فولط) +,87 +,10 + 1,77 + 1,71 + 1,49 + 1,4 + 1,6 + 1, + 1, + 1,07 + 0,96 + 0,85 + 0,80 + 0,77 + 0,68 + 05 + 0,4 + 0,15 + 0,15 + 0,09 0,00 0,44 0,74 0,76 1,67,7,04,17 الكمونات النظامية لبعض الثناي يات المعادلة النصفية F + e = F S O 8 + e = SO 4 H O + H + (aq) + e = H O ClO + H + (aq) + e = Cl + H O MnO 4 + 8 H + (aq) + 5 e = Mn + + 4 H O Au + + e = Au Cl + e = Cl Cr O 7 + 14 H + (aq) + 6 e = Cr + + 7 H O O + 4 H + (aq) + 4 e = H O Br + e = Br NO + 4 H + + e = NO + H O Hg + + e = Hg Ag + + e = Ag Fe + + e = Fe + O + H + (aq) + e = H O I + e = I Cu + + e = Cu Cu + + e = Cu + SO 4 + 4 H + (aq) + e = SO + H O S 4 O 6 + e = S O H + (aq) + e = H Fe + + e = Fe Cr + + e = Cr Zn + + e = Zn Al + + e = Al Mg + + e = Mg Li + + e = Li K + + e = K الثناي ية F / F S O 8 / SO 4 H O / H O ClO /Cl MnO 4 / Mn + Au + / Au Cl / Cl Cr O 7 / Cr + O / H O Br / Br NO / NO Hg + / Hg Ag + / Ag Fe + / Fe + O / H O I / I Cu + / Cu Cu + / Cu + SO 4 / SO S 4 O 6 / S O H + / H Fe + / Fe Cr + / Cr Zn + / Zn Al + / Al Mg + / Mg Li + / Li K + / K
آلما آان الكمون النظامي للثناي ية مرتفعا آلما آانت القوة المو آسدة للمو آسد في الثناي ية أآبر. آلما آان الكمون النظامي للثناي ية منخفضا آلما آانت القوة المرجعة للمرجع في الثناي ية أآبر مثلا : المحلول الماي ي لبرمنغنات البوتاسيوم : لدينا الثناي يتان + MnO 4 / Mn و K + / K π π 0 (MnO 4 / Mn + 0 (K + / K) =,17 V ) = + 1,49 V. طبعا نتكلم عن الثناي يات المتشكلة من أفراد آيمياي ية موجودة بصفة محسوسة K + ومنه المو آسد MnO 4 أقوى من المو آسد في المحلول. المحلول الماي ي لكبريتات الحديد (ΙΙ) : S Fe + / Fe + O لدينا الثناي يتان و / SO 4 8 π π 0 (Fe + / Fe + 0 (S O 8 / SO 4 ) = +,10 V ) = + 0,77V. SO 4 ومنه القوة المرجعة ل + Fe أآبر من القوة المرجعة ل SO 4 (Fe +,SO 4 ) آبريتات الحديد (ΙΙ) حيث أن الشاردة غير فعالة وذلك راجع لكمون الا آسدة للثناي يتين. تفاعل الا رجاع : MnO 4 (aq) + 5 e + 8 H + (aq) = Mn + (aq)+ 4 H O (l) تفاعل الا آسدة : Fe + = Fe + + e نضرب معادلة الا آسدة في العدد 5 لكي يتساوى عدد الا لكترونات في المعادلتين معنى أن هذا التفاعل يتم بمول واحد من البرمنغنات و 5 مولات من شوارد الحديد (ΙΙ) ثم نجمع نصفي المعادلتين : MnO 4 (aq) + 5 Fe + (aq) + 8 H + (aq) = Mn + (aq)+ 5 Fe + (aq) + 4 H O (l) بصفة عامة : المعادلة النصفية للا رجاع 1 + 1e = 1 O n Re d Red = O + n e المعادلة النصفية للا آسدة بضرب المعادلة الا ولى في n والمعادلة الثانية في n 1 وجمعهما طرفا لطرف نتحصل على معادلة الا آسدة إرجاع : n O + n Red = n O + n Red 1 1 1 1 4
- ΙΙ الكيمياء الحرآية - 1 تعريف الكيمياء الحرآية ) أو الحرآية الكيمياي ية ( هي علم يهتم ويختص بدراسة معد ل التغي ر في سرعة التفاعلات الكيمياي ية والعوامل المو ثرة فيها مثل الضغط ودرجة الحرارة والترآيز والعوامل المحف زة. يمكن لجملة آيمياي ية أن تتطور تحت تا ثير تفاعل أو مجموعة تفاعلات آيمياي ية من حالتها الابتداي ية إلى حالتها النهاي ية حيث يكون هذا التحو ل إما ا نيا أو سريعا أو بطيي ا أو بطيي ا جد ا. - المدة الزمنية لتحو ل آيمياي ي سريع وبطي صفتان نسبيتان <<... ماذا آان سيقول إسحاق نيوتن عن سرعة عربته التي تجرها مجموعة من الا حصنة لو شاهد صاروخا وهو يعبر أجواء ضيعته بضواحي لندن ا نذاك طبعا لا يسعه إلا أن يقول : أن عربتي متوقفة...>> معنى هذا أن السرعة والبطء صفتان نسبيتان فا ذا ما قارن ا مد تي حدوث ظاهرتين يمكن أن نجزم أن حدوث إحداهما أسرع أو أبطا من حدوث الا خرى. لكن أن نقول أن هذه الظاهرة تحدث بسرعة أو ببطء فهذا يحتاج لمرجع للسرعة والبطء. مثلا في التحولات الكيمياي ية نقول أن التحو ل الكيمياي ي سريع أو بطي حسب التقنية التي نتابع بواسطتها هذا التحول. التقنيات المتاحة في برنامجنا هي : قياس الناقلية المعايرة الحجمية قياس ضغط غاز الملاحظة بالعين المجر دة من أجل متابعة تطور جملة آيمياي ية خلال الزمن يجب أن نستعمل تقنية مع ينة لقياس مقدار متغير خلال هذا التطور مثل ترآيز أحد المتفاعلات أو أحد النواتج. قياس مقدار فيزياي ي لا يمكن أن يكون ا نيا بل يحتاج إلى مدة زمنية بحيث تتعلق هذه المدة الزمنية بالتقنية المتبعة في هذا القياس. أمثلة تقنية المعايرة : تدوم بعض الدقاي ق قياس ال : ph يدوم بعض الثواني قياس ناقلية محلول أو قياس ضغط غاز : تدوم آسرا من الثانية التفاعل الكيمياي ي البطيء نقول عن تفاعل آيمياي ي أنه بطي بالنسبة لتقنية قياس معينة إذا آانت آمية المقدار المقاس لا تتغير آثيرا أثناء عملية القياس. ) تتغير آثيرا أو قليلا بالنسبة للكميات الابتداي ية (. التفاعل الكيمياي ي السريع نقول عن تفاعل آيمياي ي أنه سريع بالنسبة لتقنية قياس معي نة إذا آانت آمية المقدار المقاس تتغير بصفة محسوسة أثناء عملية القياس. 5
1 مثال ملاحظة : بعض التفاعلات الكيمياي ية تعتبر سريعة مهما آانت التقنية المستعملة. هذه التفاعلات ت قاس مدتها بالنسبة للديمومة الشبكية (حوالي ( 0,1 s. ) (Cl بواسطة نترات الفضة NO (Ag +, حيث أن ترسيب شوارد الكلور ) هذا التفاعل ا ني (الشكل (1 التالي : AgCl Ag + + Cl = مثال أي يحدث بمجرد تلاقي المتفاعلين ويحدث التفاعل تفاعل محلول حمضي مثل ) (aq) (HCl مع محلول أساسي مثل ) (aq) (NaOH يحدث التفاعل التالي ا نيا : O OH + H O + = H ملاحظة بعض التفاعلات الكيمياي ية ) خاصة في الكيمياء العضوية ( ت عتبر بطيي ة إذا تابعنا تطو رها بتقنية الن اقلية وت عتبر سريعة جد ا إذا تابعنا تطو رها بواسطة تقنية صورة عن Hatier Cl المعايرة المتتالية. تفاعل. 1 الشكل + Ag مع لنفس ر هذا : آل ما في الا مر أن عندما نستعمل تقنية الناقلية حيث نعلم أن هذه الطريقة تحتاج إلى آسر من الثانية لمعرفة النتيجة في هذه المدة التي استغرقتاها في القياس لم تتغير آمية المقدار المقاس بقيمة محسوسة لهذا اعتبرنا التفاعل بطيي ا. أما آمية المقدار المتغير فتكون محسوسة عندما نتبع تقنية المعايرة لا ن المعايرة تستغرق مدة ت عد بالدقاي ق. وآا ني أسمعك تقول : إليك هذا المثال البسيط : منبع ماي ي يصب في حوض صغير. زرع حديقته بحيث يترك الحوض فارغا. ما هذا ال هراء هل يمكن أن يكون نفس التفاعل في نفس الشروط مرة بطيي ا ومرة سريعا فلاح يا خذ الماء من الحوض ويذهب به محملا أياه على دواب ه حوالي لما يرجع لا خذ الماء مرة ثانية يجد الحوض على وشك الامتلاء. آم ليسقي به اشترى هذا الفلاح جرارا واستعمله لنقل نفس الكمية من الماء لحديقته فلما رجع لا خذ الماء مرة ثانية وجد آميته في الحوض قليلة. هل سيقول الفلاح أن الماء سابقا آان يصب في الحوض بسرعة أما اليوم (بعد شراء الجرار) أصبح يصب ببطء طبعا لا. في الحقيقة لم يتغي ر أي شيء وإنما التقنية تغيرت من بداي ية (استعمال الدواب) إلى شبه حديثة (استعمال الجرار). بالنسبة للتقنية الا ولى التي مدتها طويلة وجدنا آمية الماء في الحوض آبيرة حيث أن هذه الكمية تمث ل بالنسبة لنا آمية المتغير أما بالنسبة للتقنية الثانية التي مدتها قصيرة وجدنا آمية الماء في الحوض قليلة. وهذا يتطابق مع تفاعل سريع وتفاعل بطيء. من أجل متابعة تطو ر جملة آيمياي ية يجب داي ما اختيار تقنية قياس بحيث يكون التفاعل المدروس بطيي ا أو سريعا نسبة لهذه التقنية. 6
المتابعة الزمنية لتحو ل آيمياي ي مقدار التقدم ) ( في تفاعل آيمياي ي نعتبر تفاعل أآسدة الحديد (Fe) بواسطة ثناي ي الا آسجين ) O). معادلة التفاعل هي : Fe (S) + O (g) = Fe O 4 (S) من أجل متابعة تطور جملة آيمياي ية من حالتها الابتداي ية إلى حالتها النهاي ية ننشي جدول التقدم حيث في هذا الجدول نستعمل مقدارا يعب ر عن تطو ر التفاعل يسمى مقدار تقد م التفاعل ) ( ويقاس ب ol) ( أما هو مقدار التقدم الا عظمي. ( ) g 1 - - نسخ ن من خراطة الحديد حتى الاحمرار محسوبا في الشرطين النظاميين من درجة الحرارة والضغط (,4L ). V = وندخلها في بوتقة تحتوي على حجم قدره 500 l من غاز ثناي ي الا آسجين M التقدم Fe + O = Fe O 4 معادلة التفاعل آمية المادة في الحالة الابتداي ية 0) = (t n(fe) n(o ) 0 0 آمية المادة في الحالة الانتقالية (t) n(fe) n(o ) آمية المادة في الحالة النهاي ية n(fe) n(o ) المتفاعل المحد المتفاعل المحد هو المتفاعل الذي تنتهي آمية مادته قبل آل المتفاعلات الا خرى. فمن أجل التعرف عنه نحسب قيم تعدم آمية مادة آل متفاعل. القيمة الصغرى ل تحدد المتفاعل المحد. التي نحسب أولا آمية مادة آل متفاعل حيث. M(Fe) = 56 g / ol n(fe) = 56 = 5,6 10 ol n(o ) = 05, =, 10 ol, 4 n(fe) 5,6 10 - n(fe) - = 0 = = = 1,78 10 - ol n(o ) -, 10 n(o ) - = 0 = = = 1,11 10 - ol ol القيمة الصغيرة ل هي هي 10 1,11 ومنه المتفاعل المح د هو غاز ثناي ي الا آسجين. وبالتالي قيمة التقدم الا عظمي. = 111, 10 ol 7
Fe ( ) nfe = 5,6 10 1,11 10 =,0 10 ol ( ) no O, 10 1,11 10 0 في الحالة النهاي ية يكون لدينا : Fe O 4 آمية المادة 111, 10 ol في نهاية التفاعل تكون داي ما آمية مادة المتفاعل المحد معدومة n (ol) بيان التطو ر f() =n (الشكل ( 5 10 Fe O ملاحظة يمكن أن نختار آميات مادة المتفاعلين بحيث يكون المزيج ستوآيومتريا أي لا يوجد متفاعل مح د. في مثالنا السابق ما هي آتلة الحديد التي ندخلها في البوتقة حتى لا يبقى في نهاية التفاعل لا الحديد ولا غاز ثناي ي الا آسجين لدينا. = 1,11 10 ol نبحث عن قيمة n(fe) التي يكون من أجلها = 0 n(fe) (Fe) = M(Fe) = 1,11 10 =, 10 n(fe) Fe O 4 الشكل - 5 10 ol = 56, 10 = 1,86 g n(fe) 10 (ol) 8