الحركية الكيميائية: العوامل وترتيب التفاعل والتطبيقات - كيمياء - 2026

و حركية الكيميائية هي دراسة معدلات التفاعل. استنتج البيانات التجريبية أو النظرية حول الآلية الجزيئية ، من خلال القوانين المعبر عنها بواسطة المعادلات الرياضية. تتكون الآليات من سلسلة من الخطوات ، بعضها سريع وبعضها بطيء.

يُطلق على أبطأ هذه الخطوات خطوة تحديد السرعة. لذلك ، فإن معرفة الأنواع الوسيطة وآلية تشغيل هذه الخطوة مهم جدًا من الناحية الحركية. أحد التصورات لما سبق هو افتراض أن الكواشف موضوعة في زجاجة وأنه عند التفاعل ، تهرب المنتجات إلى الخارج.

أخيرًا ، تخرج المنتجات بحرية من فوهة الزجاجة دون المزيد من العوائق الحركية. من هذا المنظور ، هناك زجاجات بأحجام وتصاميم عديدة. ومع ذلك ، فإنهم جميعًا يشتركون في عنصر واحد: رقبة ضيقة ، وهي مؤشر على الخطوة الحاسمة في التفاعل.

ماذا تدرس الحركية الكيميائية؟

من الناحية التجريبية ، يدرس هذا الفرع من الكيمياء اختلافات التركيز المتضمنة في تفاعل كيميائي ، بناءً على قياس خاصية معينة.

الحركية الكيميائية هي فرع الكيمياء المسؤول عن دراسة جميع المعلومات التي يمكن اشتقاقها من سرعة التفاعل. يدعوك اسمها إلى تخيل ساعة جيب تحدد وقت العملية ، بغض النظر عن مكان حدوثها: في مفاعل ، في سحابة ، في نهر ، في جسم الإنسان ، إلخ.

جميع التفاعلات الكيميائية ، وبالتالي كل التحولات ، لها جوانب ديناميكية حرارية وتوازن وحركية. تشير الديناميكا الحرارية إلى ما إذا كان التفاعل تلقائيًا أم لا ؛ التوازن درجة القياس الكمي ؛ وحركية الظروف التي تفضل سرعتها وكذلك البيانات حول آليتها.

يمكن ملاحظة العديد من الجوانب الأساسية للحركية الكيميائية في الحياة اليومية: في الثلاجة ، حيث تقوم بتجميد الطعام لتقليل فساده عن طريق تجميد الماء الذي هو جزء منه. أيضا ، في نضوج الخمور ، التي يعطيها الشيخوخة نكهة لطيفة.

ومع ذلك ، فإن "وقت الجزيئات" يختلف كثيرًا في مقاييسه الصغيرة ، ويختلف بشكل كبير وفقًا للعديد من العوامل (عدد وأنواع الروابط ، والأحجام ، وحالات المادة ، وما إلى ذلك).

نظرًا لأن الوقت هو الحياة ، وهو أيضًا المال ، فإن معرفة المتغيرات التي تسمح للتفاعل الكيميائي بالمضي قدمًا بأسرع ما يمكن أمر في غاية الأهمية. ومع ذلك ، في بعض الأحيان يكون العكس هو المطلوب: أن التفاعل يحدث ببطء شديد ، خاصةً إذا كان طاردًا للحرارة وهناك مخاطر انفجار.

ما هي هذه المتغيرات؟ بعضها فيزيائي ، مثل الضغط أو درجة الحرارة التي يجب أن يمتلكها المفاعل أو النظام ؛ والبعض الآخر مادة كيميائية ، مثل نوع المذيب ، ودرجة الحموضة ، والملوحة ، والتركيب الجزيئي ، إلخ.

ومع ذلك ، قبل إيجاد هذه المتغيرات ، يجب علينا أولاً دراسة حركية التفاعل الحالي.

كيف؟ من خلال تباين التركيز ، والذي يمكن اتباعه إذا تم تحديد خاصية معينة تتناسب مع الأول. على مر التاريخ ، أصبحت الأساليب أكثر تعقيدًا ، مما يسمح بقياسات أكثر دقة ودقة ، مع فترات زمنية أقصر بشكل متزايد.

سرعة رد الفعل

لتحديد سرعة تفاعل كيميائي ، من الضروري معرفة كيف يتغير التركيز بمرور الوقت لأي من الأنواع المعنية. تعتمد هذه السرعة إلى حد كبير على العديد من العوامل ، ولكن الشيء الأكثر أهمية هو أنها قابلة للقياس لتلك التفاعلات التي تحدث "ببطء".

هنا كلمة "ببطء" هي كلمة نسبية ويتم تعريفها لكل شيء يمكن قياسه بالتقنيات الآلية المتاحة. إذا كان التفاعل ، على سبيل المثال ، أسرع بكثير من قدرة القياس للمعدات ، فلن يكون كميًا ولا يمكن دراسة حركته.

بعد ذلك ، يتم تحديد معدل التفاعل عند عتبة أي عملية قبل أن يصل إلى التوازن. لماذا ا؟ لأنه في حالة التوازن ، تكون سرعة التفاعل الأمامي (تكوين المنتج) والتفاعل العكسي (تكوين المادة المتفاعلة) متساوية.

من خلال التحكم في المتغيرات التي تعمل على النظام ، وبالتالي حركياته أو سرعة التفاعل ، يمكن اختيار الظروف المثالية لتوليد كمية معينة من المنتج في أكثر الأوقات المرغوبة والآمنة.

من ناحية أخرى ، تكشف هذه المعرفة عن الآلية الجزيئية ، والتي تكون ذات قيمة عند زيادة مردود التفاعل.

تعريف

السرعة هي تغير المقدار كدالة للوقت. بالنسبة لهذه الدراسات ، يكمن الاهتمام في تحديد تباين التركيز مع مرور الساعات والدقائق ؛ نانو ، بيكو ، أو حتى فيمتوثانية (^10-15 ثانية).

يمكن أن تحتوي على العديد من الوحدات ، ولكن أبسطها وأسهلها على الإطلاق هو M · s ^-1 ، أو ما يعادل mol / L · s. بغض النظر عن وحداتها ، يجب أن يكون لها دائمًا قيمة موجبة ، لأنها كمية مادية (مثل الأبعاد أو الكتلة).

ومع ذلك ، وفقًا للاتفاقية ، فإن معدلات اختفاء المادة المتفاعلة لها علامة سلبية ، وتلك الخاصة بمظهر المنتج لها علامة إيجابية.

ولكن إذا كانت المواد المتفاعلة والنواتج لها سرعاتها الخاصة ، فكيف نحدد معدل التفاعل الإجمالي؟ الجواب في المعاملات المتكافئة.

معادلة عامة

تعبر المعادلة الكيميائية التالية عن تفاعل A و B لتكوين C و D:

أ أ + ب ب => ج ج + د د

عادة ما يتم التعبير عن التركيزات المولية بين أقواس مربعة ، لذلك ، على سبيل المثال ، يتم كتابة تركيز النوع أ على شكل. وبالتالي ، فإن معدل التفاعل لكل نوع من الأنواع الكيميائية المعنية هو:

وفقًا للمعادلة الرياضية ، هناك أربعة طرق للوصول إلى سرعة التفاعل: يتم قياس التباين في تركيز أي من المواد المتفاعلة (A أو B) أو المنتجات (C أو D).

بعد ذلك ، باستخدام إحدى هذه القيم ، ومعاملها الصحيح المتكافئ ، قسّم على الأخير ، وبالتالي احصل على معدل التفاعل rxn.

نظرًا لأن معدل التفاعل هو كمية موجبة ، فإن الإشارة السالبة تضاعف قيم المعدل السالب للمواد المتفاعلة ؛ لهذا السبب ، يتم ضرب المعاملين a و b في (-1).

على سبيل المثال ، إذا كان معدل اختفاء A هو - (5M / s) ، وكان معاملها المتكافئ a هو 2 ، فإن معدل rxn يساوي 2.5M / s ((-1/2) x 5).

مثال الحلوى

إذا كان المنتج عبارة عن حلوى ، فإن المكونات عن طريق القياس ستكون الكواشف ؛ والمعادلة الكيميائية الوصفة:

7 كوكيز + 3 براوني + 1 آيس كريم => 1 حلويات

والسرعات الخاصة بكل مكون من مكونات الحلويات والحلوى نفسها هي:

وبالتالي ، يمكن تحديد السرعة التي يتم بها صنع الحلوى باختلاف أنواع البسكويت أو الكعك أو الآيس كريم أو المجموعة نفسها ؛ ثم نقسمها على معاملاتها المتكافئة (7 ، 3 ، 1 و 1). ومع ذلك ، قد يكون أحد المسارات أسهل من الآخر.

على سبيل المثال ، إذا قمت بقياس كيفية زيادتها في فترات زمنية مختلفة ، فقد تكون هذه القياسات معقدة.

من ناحية أخرى ، قد يكون القياس مناسبًا وعمليًا أكثر ، نظرًا لعددها أو بعض خصائصها التي تجعل تركيزها أسهل في تحديد تركيز البراونيز أو الآيس كريم.

كيفية تحديد ذلك

بالنظر إلى التفاعل البسيط A => B ، إذا أظهر A ، على سبيل المثال ، في محلول مائي ، لونًا أخضر ، فهذا يعتمد على تركيزه. وهكذا ، عندما يصبح A هو B ، يختفي اللون الأخضر ، وإذا تم تحديد هذا الاختفاء كميًا ، فيمكن الحصول على منحنى vs t.

من ناحية أخرى ، إذا كان B نوعًا حمضيًا ، فإن الرقم الهيدروجيني للمحلول سينخفض ​​إلى قيم أقل من 7. وبالتالي ، من الانخفاض في الرقم الهيدروجيني ، يتم الحصول على الرسم البياني مقابل t على التوالي. بعد ذلك ، عند تركيب كلا الرسمين البيانيين ، يمكننا أن نرى شيئًا كالتالي:

يوضح الرسم البياني كيف يتناقص بمرور الوقت ، لأنه يتم استهلاكه ، وكيف يزيد المنحنى بميل إيجابي لأنه المنتج.

يمكن أيضًا ملاحظة أنه يميل إلى الصفر (إذا لم يكن هناك توازن) وأنه يصل إلى قيمة قصوى تحكمها قياس العناصر المتكافئة وإذا اكتمل التفاعل (يتم استهلاك كل أ).

معدل تفاعل كلا من A و B هو خط المماس على أي من هذين المنحنيين ؛ بمعنى آخر ، المشتق.

العوامل المؤثرة في معدل التفاعل

طبيعة الأنواع الكيميائية

إذا كانت جميع التفاعلات الكيميائية لحظية ، فلن تكون دراساتهم الحركية موجودة. لدى العديد منها سرعات عالية جدًا بحيث لا يمكن قياسها ؛ أي أنها غير قابلة للقياس.

وبالتالي ، فإن التفاعلات بين الأيونات عادة ما تكون سريعة جدًا وكاملة (مع عائد حوالي 100٪). من ناحية أخرى ، تتطلب المركبات العضوية بعض الوقت. رد الفعل من النوع الأول هو:

H ₂ SO ₄ + ₂ NaOH => Na ₂ SO ₄ + 2H ₂ O

تساعد التفاعلات الكهروستاتيكية القوية بين الأيونات على تكوين سريع للماء وكبريتات الصوديوم. بدلاً من ذلك ، يكون تفاعل النوع الثاني ، على سبيل المثال ، أسترة حمض الأسيتيك:

CH ₃ COOH + CH ₃ CH ₂ OH => CH ₃ COOCH ₂ CH ₃ + H ₂ O

على الرغم من تكوين الماء أيضًا ، فإن التفاعل لا يكون فوريًا ؛ حتى في ظل الظروف المواتية ، يستغرق إكمالها عدة ساعات.

ومع ذلك ، فإن المتغيرات الأخرى لها تأثير أكبر على سرعة التفاعل: تركيز المواد المتفاعلة ودرجة الحرارة والضغط ووجود المحفزات.

تركيز الكاشف

في الحركية الكيميائية ، يُطلق على الفضاء قيد الدراسة ، المنفصل عن اللانهاية ، نظامًا. على سبيل المثال ، يمكن اعتبار المفاعل ، أو الدورق ، أو القارورة ، أو السحابة ، أو النجم ، وما إلى ذلك ، بمثابة النظام قيد الدراسة.

وهكذا ، فإن الجزيئات داخل النظام ليست ثابتة بل "تنتقل" إلى جميع أركانها. في بعض حالات الإزاحة هذه يصطدم بجزيء آخر لترتد أو تنتج منتجات.

ثم يتناسب عدد التصادمات مع تركيز المواد المتفاعلة. توضح الصورة أعلاه كيف يتغير النظام من التركيزات المنخفضة إلى التركيزات العالية.

أيضًا ، كلما زاد عدد الاصطدامات ، زاد معدل التفاعل ، حيث تزداد فرص تفاعل جزيئين.

إذا كانت المواد المتفاعلة غازية ، فعندئذ يتم التعامل مع متغير الضغط ويكون مرتبطًا بتركيز الغاز بافتراض أي من المعادلات العديدة الموجودة (مثل تلك الخاصة بالغاز المثالي) ؛ أو يتم تقليل حجم النظام لزيادة فرص تصادم الجزيئات الغازية.

درجة الحرارة

على الرغم من زيادة عدد الاصطدامات ، لا تمتلك كل الجزيئات الطاقة اللازمة لتجاوز طاقة التنشيط للعملية.

هذا هو المكان الذي تلعب فيه درجة الحرارة دورًا مهمًا: فهي تؤدي وظيفة تسريع الجزيئات حرارياً بحيث تصطدم بمزيد من الطاقة.

وبالتالي ، يتضاعف معدل التفاعل عمومًا لكل زيادة بمقدار 10 درجات مئوية في درجة حرارة النظام. ومع ذلك ، ليس هذا هو الحال دائمًا لجميع ردود الفعل. كيف تتوقع هذه الزيادة؟ تجيب معادلة أرهينيوس على السؤال:

د (lnK) / dT = E / (RT ²)

K هو ثابت المعدل عند درجة الحرارة T ، R هو ثابت الغاز و E هو طاقة التنشيط. تشير هذه الطاقة إلى حاجز الطاقة الذي يجب على المواد المتفاعلة قياسها لتتفاعل.

من أجل إجراء دراسة حركية ، من الضروري الحفاظ على درجة حرارة ثابتة وبدون محفزات. ما هي المحفزات؟ وهي أنواع خارجية تشارك في التفاعل ولكنها لا تستهلك ، وتقلل من طاقة التنشيط.

توضح الصورة أعلاه مفهوم التحفيز لتفاعل الجلوكوز مع الأكسجين. يمثل الخط الأحمر طاقة التنشيط بدون الإنزيم (المحفز البيولوجي) ، بينما يُظهر الخط الأزرق انخفاضًا في طاقة التنشيط.

ترتيب التفاعل في الخواص الحركية الكيميائية

في معادلة كيميائية ، لا تكون مؤشرات القياس المتكافئ ، المتعلقة بآلية التفاعل ، مساوية لمؤشرات ترتيب نفس الشيء. عادةً ما يكون للتفاعلات الكيميائية الترتيب الأول أو الثاني ، ونادرًا ما يكون الترتيب الثالث أو أعلى.

ما هذا؟ لأن اصطدام ثلاثة جزيئات مثارة بقوة أمر غير محتمل ، بل إن الاصطدامات الرباعية أو الخماسية تكون أكثر من ذلك ، حيث يكون الاحتمال متناهي الصغر. أوامر التفاعل الجزئي ممكنة أيضًا. فمثلا:

NH ₄ Cl <=> NH ₃ + HCl

يكون التفاعل بالترتيب الأول في اتجاه واحد (من اليسار إلى اليمين) والرتبة الثانية في الاتجاه الآخر (من اليمين إلى اليسار) إذا اعتبر أنه توازن. بينما التوازن التالي هو الترتيب الثاني في كلا الاتجاهين:

2HI <=> H ₂ + I ₂

ترتيب الجزيئية ورد الفعل هو نفسه؟ لا ، الجزيئية هي عدد الجزيئات التي تتفاعل لإنتاج المنتجات ، ويكون ترتيب التفاعل الكلي هو نفس ترتيب المواد المتفاعلة المتضمنة في خطوة تحديد المعدل.

2KMnO ₄ + 10KI + 8H ₂ SO ₄ => 2MnSO ₄ + 5I ₂ + 6K ₂ SO ₄ + 8H ₂ O

هذا التفاعل ، على الرغم من احتوائه على مؤشرات متكافئة عالية (جزيئية) ، هو في الواقع تفاعل من الدرجة الثانية. بمعنى آخر ، خطوة تحديد السرعة هي الترتيب الثاني.

ردود الفعل الصفرية

تحدث في حالة ردود الفعل غير المتجانسة. على سبيل المثال: بين السائل والصلب. وبالتالي ، فإن السرعة مستقلة عن تراكيز المواد المتفاعلة.

وبالمثل ، إذا كان للمادة المتفاعلة ترتيب رد فعل يساوي صفرًا ، فهذا يعني أنها لا تشارك في خطوة تحديد السرعة ، ولكن في الخطوة السريعة.

رد فعل من الدرجة الأولى

أ => ب

يخضع رد الفعل من الدرجة الأولى لقانون المعدل التالي:

الخامس = ك

إذا تضاعف تركيز A ، يتضاعف معدل التفاعل V. لذلك ، يتناسب المعدل مع تركيز الكاشف في الخطوة المحددة للتفاعل.

رد فعل من الدرجة الثانية

2 أ => ب

أ + ب => ج

يشارك نوعان في هذا النوع من التفاعل ، تمامًا كما هو الحال في المعادلتين الكيميائيتين المكتوبتين للتو. قوانين السرعة لردود الفعل هي:

V = ك ²

الخامس = ك

في الأول ، تكون سرعة التفاعل متناسبة مع مربع تركيز A ، بينما في الثانية ، يحدث الشيء نفسه كما في تفاعلات الدرجة الأولى: السرعة تتناسب طرديًا مع تركيزات كل من A و B.

ترتيب التفاعل مقابل الجزيئية

وفقًا للمثال السابق ، قد تتطابق معاملات القياس المتكافئ أو لا تتطابق مع أوامر التفاعل.

ومع ذلك ، يحدث هذا للتفاعلات الأولية ، التي تحدد الآلية الجزيئية لأي خطوة في التفاعل. في هذه التفاعلات ، تكون المعاملات مساوية لعدد الجزيئات المشاركة.

على سبيل المثال ، يتفاعل جزيء A مع واحد من B لتشكيل جزيء C. هنا تكون الجزيئية 1 بالنسبة للمواد المتفاعلة ، وبالتالي في التعبير عن قانون المعدل تتطابق مع أوامر التفاعل.

ويترتب على ذلك أن الجزيئية يجب أن تكون دائمًا عددًا صحيحًا ، ومن الناحية الاحتمالية ، أقل من أربعة.

لماذا ا؟ لأنه في مرور آلية من غير المحتمل أن تشارك أربعة جزيئات في نفس الوقت ؛ يمكن أن يتفاعل اثنان منهم أولاً ، ثم يتفاعل الاثنان المتبقيان مع هذا المنتج.

من الناحية الرياضية ، يعد هذا أحد الاختلافات الرئيسية بين أوامر التفاعل والجزيئية: يمكن أن يأخذ ترتيب التفاعل قيمًا جزئية (1/2 ، 5/2 ، إلخ).

هذا لأن الأول يعكس فقط كيفية تأثير تركيز الأنواع على السرعة ، ولكن ليس كيف تتدخل جزيئاتها في العملية.

التطبيقات

- يسمح بتحديد الوقت الذي يبقى فيه الدواء في الجسم قبل اكتمال عملية التمثيل الغذائي. وبالمثل ، بفضل الدراسات الحركية ، يمكن اتباع التحفيز الأنزيمي كطرق صديقة للبيئة مقارنة بالمحفزات الأخرى ذات التأثيرات البيئية السلبية ؛ أو لاستخدامها أيضًا في عمليات صناعية لا حصر لها.

- في صناعة السيارات ، وتحديداً داخل المحركات ، حيث يجب إجراء التفاعلات الكهروكيميائية بسرعة حتى تبدأ السيارة. أيضًا في أنابيب العادم الخاصة بها ، والتي تحتوي على محولات حفازة لتحويل الغازات الضارة CO و NO و NO _x إلى CO ₂ و H ₂ O و N ₂ و O ₂ خلال الوقت الأمثل.

2NaN ₃ (s) = 2Na (s) + 3N ₂ (g)

- إنه رد الفعل وراء تضخم الوسائد الهوائية ، عندما تصطدم السيارات. عندما تفرمل الإطارات بقوة ، يقوم الكاشف بتفجير أزيد الصوديوم ، NaN ₃ كهربائيًا. هذا الكاشف "ينفجر" ويطلق N ₂ ، والذي يشغل الحجم الكامل للكيس بسرعة.

ثم يتفاعل الصوديوم المعدني مع المكونات الأخرى لتحييده ، لأنه في حالته النقية يكون سامًا.

المراجع

1. والتر جيه مور. (1963). الكيمياء الفيزيائية. في الحركية الكيميائية. الطبعة الرابعة ، Longmans.
2. ايرا ن.ليفين. (2009). مبادئ الكيمياء الفيزيائية. الطبعة السادسة ، ص 479-540. ماك جراو هيل.
3. UAwiki. (23 ديسمبر 2011). الاصطدامات الجزيئية.. تم الاسترجاع في 30 أبريل 2018 من: es.m.wikipedia.org
4. جلاسستون. (1970). كتاب الكيمياء الفيزيائية. في الحركية الكيميائية. الطبعة الثانية. D. Van Nostrand، Company، Inc.
5. آن ماري هيلمنستين ، دكتوراه. (8 مارس 2017). تعريف الحركية الكيميائية. تم الاسترجاع في 30 أبريل 2018 ، من: thinkco.com
6. أكاديمية خان. (2018). معدلات رد الفعل وقوانين المعدل. تم الاسترجاع في 30 أبريل 2018 من: khanacademy.org
7. جيرمان فرنانديز. (26 يوليو 2010). حركية الكيميائية. تم الاسترجاع في 30 أبريل 2018 ، من: quimicafisica.com