مراجعة للوحدة الاولى فيزياء

[djad]

1
مراجعة - Ι
الأآسدة والإرجاع - Ι
المؤآسد : هو فرد آيميائي مؤهل لاآتساب إلكترون أو أآثر .
شاردة البرمنغنات عبارة عن مؤآسد ؛
MnO4
– (aq)
+ 5 e– + 8 H+
(aq) 􀁕 Mn2+
(aq)+ 4 H2O(l)
شاردة ثنائي الكرومات عبارة عن مؤآسد ؛
Cr2O7
2 –
(aq) + 6 e– + 14 H+
(aq) 􀁕 2 Cr3 +
(aq) + 7 H2O(l)
المرجع : هو فرد آيميائي مؤهل للتخلي عن إلكترون أو أآثر .
: ( Zn) ذرة التوتياء
Zn 􀁕 Zn 2+ + 2 e–
(Fe شاردة الحديد الثنائي (+ 2
Fe2+ 􀁕 Fe3+ + e–
الثنائيات مؤآسد / مرجع
Ox / Red : الثنائية مؤآسد / مرجع هي المجموعة المتشكلة من مؤآسد ومرجعه المرافق ، نكتبها إصطلاحا بالشكل
. (Réducteur) هو المرجع Red و (Oxydant) هو المؤآسد Ox حيث
أمثلة :
Mn2+
MnO4 / (aq)
–
(aq)
I–
I2 (aq) / (aq)
S4O6
2-
(aq) / S2O3
2-
(aq)
S2O8
2-
(aq) / SO4
2-
(aq)
Fe3+
(aq) / Fe2+
(aq)
Fe2+
(aq) / Fe(s)
Zn2+
(aq) / Zn(s)
Al3+
(aq) / Al(s)
H2O2(aq) / H2O(l)
O2(g) / H2O2(aq)
Ox + n e− 􀁕 Red : بالشكل Ox / Red بصفة عامة نكتب المعادلة النصفية الخاصة بالثنائية
آيف نكتب معادلة نصفية للأآسدة أو للإرجاع ؟
Mn مثال : المعادلة النصفية الخاصة بالثنائية + 2
MnO4 / (aq)
–
(aq)
1 – نكتب :
MnO4 (aq) 􀁕 Mn2+ (aq)
–
فنكتب : ، (H2O ) 2 – في المحاليل المائية نحقق انحفاظ عنصر الأآسجين بالماء
الجزء الأول التطورات الرتيبة
الوحدة 01 تطور آميات مادة المتفاعلات والنواتج خلال تحول آيميائي في محلول مائي
GUEZOURI Aek – lycée Maraval – Oran الدرس الأول
2
Mn04
–
(aq) 􀁕 Mn2+
(aq) + 4 H2O(l)
فنكتب : ، (H+) 3 - في الأوساط الحامضية نحقق انحفاظ عنصر الهيدروجين بالبروتونات
MnO4
–
(aq) + 8 H+
(aq) 􀁕 Mn2+
(aq) + 4 H2O(l)
MnO 4 - نحقق انحفاظ الشحنة بواسطة الإلكترونات ، وبما أن 4
– مؤآسد ، فهو يكتسب الإلكترونات ، وبالتالي نضيف خمسة
إلكترونات من جهة اليسار.
في حالة مرجع نضيف الإلكترونات من جهة اليمين ، لأن المرجع يفقد الإلكترونات .
وأخيرا نكتب :
MnO4
–
(aq)
+ 8 H+ (aq) + 5 e– 􀁕 Mn2+
(aq) + 4 H2O(l)
تفاعل الأآسدة – إرجاع
.Ox / Red هو التفاعل الذي يَحدُث فيه انتقال الإلكترونات من المرجع إلى المؤآسد اللذين يشكلان الثنائية
في وسط حامضي . (ΙΙ) مثال : تفاعل محلول مائي لفوق منغنات البوتاسيوم مع محلول آبريتات الحديد
. Ox / Red نحدّد أولا الثنائيتين
K+,MnO برمنغنات البوتاسيوم ( 4
مرجع K شاردة غير فعَالة ، لكن لماذا غير فعّالة ؟ نعلم أن ذرة البوتاسيوم K+ – ) ، حيث
قوي ، أي تفقد بسهولة الإلكترون الوحيد الموجود في الطبقة الخارجية (يوجد عنصر البوتاسيوم في العمود الأول من جدول
التصنيف الدوري )
تكتسب بصعوبة آبيرة K+ لهذا تكون شاردة البوتاسيوم مؤآسدا ضعيفا ، وبالتالي اعتبرناها شاردة غير فعالة ، أي أن الشاردة
إلكترونا .
؟ Mn أآاد أسمعك وأنت تقول : آيف عرفنا أن المرجع في الثنائية هو الشاردة + 2
أقول لك : لا تقلق ، فأنت غير مطالب بهذا . هناك ثنائيات آثيرة الاستعمال ، بإمكانك أن تحفظها ، أما في التمارين تُعطى لك
MnO هذه الثنائيات . فمثلا مع نفس المؤآسد 4
في وسط أقل حموضة ، ونكتب الثنائية MnO – نجد مرجعا آخر هو 2
MnO4
. – / MnO2
في المخبر تتعرّف على شروط التفاعلات .
MnO يمكن أن نقارن بين الثنائيتين 4
بواسطة آمونات الأآسدة – إرجاع . K+ / K و – / Mn2+
هذا الدرس من السنة الثانية في البرنامج القديم ، لا نخوض فيه ، لكن سأقدم لك قائمة تفيدك آثيرا في اختيار المؤآسد والمرجع
المتفاعلين .
ويُقاس بالفولط . (π لكل ثنائية آمون يسمى الكمون النظامي ( 0
أنت غير مُطالب بتفسير تفاعل الأآسدة – إرجاع بواسطة هذا المفهوم . أنا قصدي من هذا فقط لأجعلك قادرا على اختيار
المؤآسد أو المرجع في محلول مائي ، حتى تتمكن من تكوين ثنائيتين وآتابة المعادلتين النصفيتين ، وبالتالي آتابة معادلة
الأآسدة – إرجاع .
3
الكمونات النظامية لبعض الثنائيات
فولط) ) π الثنائية المعادلة النصفية 0
+ 2,87 F2 + 2 e– 􀁕 2 F – F2 / F–
S2O8
2– / SO4
S2O8 2–
2– + 2 e– 􀁕 2 SO4
+ 2,10 2–
H2O2 + 2 H+ H2O2 / H2O
+ 1,77 (aq) + 2 e– 􀁕 2 H2O
ClO– + 2 H+ ClO– /Cl–
+ 1,71 (aq) + 2 e– 􀁕 Cl – + H2O
MnO4
MnO4 – / Mn2+
+ 1,49 – + 8 H+ (aq) + 5 e– 􀁕 Mn2+ + 4 H2O
+ 1,42 Au3+ + 3 e– 􀁕 Au Au3+ / Au
+ 1,36 Cl2 + 2 e– 􀁕2 Cl – Cl2 / Cl–
Cr2O7
Cr2O7 2– / Cr3+
2– + 14 H+
+ 1,33 (aq) + 6 e– 􀁕2 Cr3+ + 7 H2O
O2 + 4 H+ O2 / H2O
+ 1,23 (aq) + 4 e– 􀁕 2 H2O
+ 1,07 Br2 + 2 e– 􀁕 2 Br – Br2 / Br –
NO3
NO3 – / NO
+ 0,96 – + 4 H+ + 3 e– 􀁕 NO + 2 H2O
+ 0,85 Hg2+ + 2 e– 􀁕 Hg Hg2+ / Hg
+ 0,80 Ag+ + e– 􀁕 Ag Ag+ / Ag
+ 0,77 Fe3+ + e– 􀁕 Fe2+ Fe3+ / Fe2+
O2 + 2 H+ O2 / H2O2
+ 0,68 (aq) + 2 e– 􀁕 H2O2
+ 053 I2 + 2 e– 􀁕 2 I – I2 / I –
+ 0,34 Cu2+ + 2 e– 􀁕 Cu Cu2+ / Cu
+ 0,15 Cu2+ + e– 􀁕 Cu+ Cu2+ / Cu+
SO4
SO4 2– / SO2
2– + 4 H+
+ 0,15 (aq) + 2 e– 􀁕 SO2 + 2 H2O
S4O6
2 – / S2O3
S4O6 2 –
2– + 2 e– 􀁕 2 S2O3
+ 0,09 2–
2 H+ H+ / H2
0,00 (aq) + 2 e– 􀁕 H2
– 0,44 Fe2+ + 2 e– 􀁕 Fe Fe2+ / Fe
– 0,74 Cr3+ + 3 e– 􀁕 Cr Cr3+ / Cr
– 0,76 Zn2+ + 2 e– 􀁕 Zn Zn2+ / Zn
– 1,67 Al3+ + 3 e– 􀁕 Al Al3+ / Al
– 2,37 Mg2+ + 2 e– 􀁕 Mg Mg2+ / Mg
– 3,04 Li+ + e– 􀁕 Li Li+ / Li
– 3,17 K+ + e– 􀁕 K K+ / K
4
مثلا :
المحلول المائي لبرمنغنات البوتاسيوم :
MnO لدينا الثنائيتان 4
K+ / K و – / Mn2+
π0 (MnO4
π0 (K+ / K) = – 3,17 V ، – / Mn2+) = + 1,49 V
MnO ومنه المؤآسد 4
طبعا نتكلم عن الثنائيات المتشكلة من أفراد آيميائية موجودة بصفة محسوسة . K+ – أقوى من المؤآسد
في المحلول .
: (ΙΙ) المحلول المائي لكبريتات الحديد
S2O و 8 Fe3+ / Fe لدينا الثنائيتان + 2
2– / SO4
2–
π0 (S2O8 ، π0 (Fe3+ / Fe2+) = + 0,77V
2– / SO4
2–) = + 2,10 V
SO أآبر من القوة المرجعة ل 4 Fe ومنه القوة المرجعة ل + 2
. 2 –
Fe2+,SO4 ) (ΙΙ) آبريتات الحديد
SO 2 ) ، حيث أن الشاردة 4 –
2 غير فعالة وذلك راجع لكمون الأآسدة للثنائيتين –
تفاعل الإرجاع :
MnO4
– (aq)
+ 5 e– + 8 H+
(aq) 􀁕 Mn2+
(aq)+ 4 H2O(l)
تفاعل الأآسدة :
Fe2+ 􀁕 Fe3+ + e–
نضرب معادلة الأآسدة في العدد 5 لكي يتساوى عدد الإلكترونات في المعادلتين ، معنى أن هذا التفاعل يتم بمول واحد من
ثم نجمع نصفي المعادلتين : ، (ΙΙ) البرمنغنات و 5 مولات من شوارد الحديد
MnO4
– (aq)
+ 5 Fe2+
(aq) + 8 H+
(aq) 􀁕 Mn2+
(aq)+ 5 Fe3+ (aq) + 4 H2O(l)
بصفة عامة :
Ox - d
1+ المعادلة النصفية للإرجاع n1 e 􀁕 Re 1
d Ox 2 2 2
- المعادلة النصفية للأآسدة Re 􀁕 + n e
وجمعهما طرفا لطرف نتحصل على معادلة الأآسدة – إرجاع n والمعادلة الثانية في 1 n بضرب المعادلة الأولى في 2
آلما آان الكمون النظامي للثنائية مرتفعا آلما آانت القوة المؤآسدة للمؤآسد في الثنائية أآبر .
آلما آان الكمون النظامي للثنائية منخفضا آلما آانت القوة المرجعة للمرجع في الثنائية أآبر
n2Ox1 + n1Red2􀁕 n1Ox2 + n2 Red1
5
الكيمياء الحرآية - ΙΙ
1 - تعريف
الكيمياء الحرآية ( أو الحرآية الكيميائية ) هي علم يهتم ويختصّ بدراسة معدّل التغيّر في سرعة التفاعلات الكيميائية
والعوامل المؤثرة فيها ، مثل الضغط ودرجة الحرارة والترآيز والعوامل الحفازة .
يمكن لجملة آيميائية أن تتطور تحت تأثير تفاعل أو مجموعة تفاعلات آيميائية ، من حالتها الإبتدائية إلى حالتها النهائية ،
حيث يكون هذا التحوّل إما آنيا أو سريعا أو بطيئا أو بطيئا جدّا .
2 - المدة الزمنية لتحوّل آيميائي
سريع وبطئ صفتان نسبيتان
<< ... ماذا آان سيقول إسحاق نيوتن عن سرعة عربته التي تجرها مجموعة من الأحصنة لو شاهد صاروخا وهو يعبر
أجواء ضيعته بضواحي لندن آنذاك ؟ طبعا لا يسعه إلا أن يقول أن عربته متوقفة ....>>
معنى هذا أن السرعة والبطء صفتان نسبيتان ، فإذا ما قارنّا مدّتي حدوث ظاهرتين يمكن أن نجزم أن حدوث إحداهما أسرع
أو أبطأ من حدوث الأخرى . لكن أن نقول أن هذه الظاهرة تحدث بسرعة أو ببطء ، فهذا يحتاج لمرجع للسرعة والبطء .
مثلا في التحولات الكيميائية ، نقول أن التحوّل الكيميائي سريع أو بطئ حسب التقنية التي نتابع بواسطتها هذا التحول .
التقنيات المتاحة في برنامجنا هي :
1 – قياس الناقلية
2 – المعايرة الحجمية
3 – الملاحظة بالعين المجرّدة
من أجل متابعة تطور جملة آيميائية خلال الزمن يجب أن نستعمل تقنية لقياس مقدار متغير خلال هذا التطور ، مثل ♦
ترآيز أحد المتفاعلات أو أحد النواتج .
قياس مقدار فيزيائي لا يمكن أن يكون آنيا ، بل يحتاج إلى مدة زمنية ، بحيث تتعلق هذه المدة الزمنية بالتقنية المتبعة في هذا ♦
القياس .
أمثلة
تقنية المعايرة : تدوم بعض الدقائق
يدوم بعض الثواني : pH قياس ال
قياس ناقلية محلول : تدوم آسرا من الثانية
التفاعل الكيميائي البطيء
نقول عن تفاعل آيميائي أنه بطئ بالنسبة لتقنية قياس معينة إذا آانت آمية المقدار المقاس لا تتغير آثيرا أثناء عملية
القياس . ( تتغير آثيرا أو قليلا بالنسبة للكميات الابتدائية ) .
التفاعل الكيميائي السريع
نقول عن تفاعل آيميائي أنه سريع بالنسبة لتقنية قياس معيّنة إذا آانت آمية المقدار المقاس تتغير بصفة محسوسة أثناء عملية
القياس .
6
ملاحظة 1 : بعض التفاعلات الكيميائية تعتبر سريعة مهما آانت التقنية المستعملة . هذه التفاعلات تُقاس مدتها بالنسبة للديمومة
( 0,1 s الشبكية (حوالي
مثال 1
Ag+ , NO بواسطة نترات الفضة ( 3 (Cl –) ترسيب شوارد الكلور
– ) ، حيث أن
هذا التفاعل آني (الشكل – 1) ، أي يحدث بمجرد تلاقي المتفاعلين ويحدث التفاعل
Ag+ + Cl – → AgCl : التالي
مثال 2
يحدث ، (NaOH(aq)) مع محلول أساسي مثل (HCl(aq)) تفاعل محلول حمضي مثل
OH – + H3O+ → 2 H2O : التفاعل التالي آنيا
ملاحظة 2
بعض التفاعلات الكيميائية ( خاصة في الكيمياء العضوية ) تُعتبر بطيئة إذا
تابعنا تطوّرها بتقنية النّاقلية ، وتُعتبر سريعة جدّا إذا تابعنا تطوّرها بواسطة تقنية
المعايرة المتتالية .
لنفسّر هذا : آل ما في الأمر أن عندما نستعمل تقنية الناقلية ، حيث نعلم أن هذه الطريقة تحتاج إلى آسر من الثانية لمعرفة
النتيجة ، في هذه المدة التي استغرقناها في القياس لم تتغير آمية المقدار المقاس بقيمة محسوسة ، لهذا إعتبرنا التفاعل بطيئا .
أما آمية المقدار المتغير فتكون محسوسة عندما نتبع تقنية المعايرة ، لأن المعايرة تستغرق مدة تُعدّ بالدقائق .
وآأني أسمعك تقول : ما هذا الهراء ؟ هل يمكن أن يكون نفس التفاعل في نفس الشروط مرة بطيئا ومرة سريعا ؟
إليك هذا المثال البسيط :
منبع مائي يصبّ في حوض صغير . فلاح يأخذ الماء من الحوض ويذهب به محملا أياه على دوابّه حوالي 3 آم ليسقي به
زرع حديقته ، بحيث يترك الحوض فارغا . لما يرجع لأخذ الماء مرة ثانية يجد الحوض على وشك الامتلاء .
اشترى هذا الفلاح جرارا واستعمله لنقل نفس الكمية من الماء لحديقته ، فلما رجع لأخذ 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 يتغيّر أي شيء ، وإنما التقنية تغيرت من بدائية (استعمال الدواب) إلى شبه حديثة (استعمال الجرار) .
بالنسبة للتقنية الأولى التي مدتها طويلة وجدنا آمية الماء في الحوض آبيرة ، حيث أن هذه الكمية تمثّل بالنسبة لنا آمية المتغير
، أما بالنسبة للتقنية الثانية التي مدتها قصيرة وجدنا آمية الماء في الحوض قليلة . وهذا يتطابق مع تفاعل سريع وتفاعل بطيء .
Hatier صورة عن
Cl – مع Ag+ الشكل – 1 . تفاعل
من أجل متابعة تطوّر جملة آيميائية يجب دائما اختيار تقنية قياس ، بحيث يكون التفاعل
المدروس بطيئا نسبة لهذه التقنية .
7
3 - المتابعة الزمنية لتحوّل آيميائي
في تفاعل آيميائي ( x ) 1 مقدار التقدم - 3
معادلة التفاعل هي : . (O بواسطة ثنائي الأآسجين ( 2 (Fe) نعتبر تفاعل أآسدة الحديد
3 Fe(S) + 2 O2 (g) → Fe3O4 (S)
من أجل متابعة تطور جملة آيميائية من حالتها الابتدائية إلى حالتها النهائية ننشئ جدول التقدم ، حيث في هذا الجدول نستعمل
هو مقدار التقدم الأعظمي . xm ويقاس بالمول ، أما ( x) مقدارا يعبّر عن تطوّر التفاعل يسمى مقدار تقدّم التفاعل
500 من غاز ثنائي الأآسجين ml 3 من خراطة الحديد حتى الاحمرار وندخلها في بوتقة تحتوي على حجم قدره g نسخّن
.(Vm = 22,4l) محسوبا في الشرطين النظاميين من درجة الحرارة والضغط
3 معادلة التفاعل Fe + 2 O2 → Fe3O التقدم 4
n( Fe ) n( O2 ) 0 0
آمية المادة في
(t = الحالة الابتدائية ( 0
n( Fe )–3x n( O2 ) – 2x x x
آمية المادة في
(t) الحالة الانتقالية
n( Fe )–3xm n( O2 ) – 2xm xm xm
آمية المادة في
الحالة النهائية
2 المتفاعل المحدّ – 3
التي x المتفاعل المحدّ هو المتفاعل الذي تنتهي آمية مادته قبل آل المتفاعلات الأخرى . فمن أجل التعرف عنه نحسب قيم
تحدد المتفاعل المحدّ . x تعدم آمية مادة آل متفاعل . القيمة الصغرى ل
. M(Fe) = 56 g / mol نحسب أولا آمية مادة آل متفاعل ، حيث
= 5,36 x 10–2 mol
3
56
n( Fe ) =
= 2,23 x 10–2 mol
0 5
22 4
,
,
n( O2 ) =
×
⇒ ×
-2
-2 n(Fe)- 3 x = 0 x = n(F3e) = 5,36310 = 1,78 10 mol
×
⇒ ×
-2
2 -2
2
n(O )- 2 x = 0 x = n(O2) = 2,23210 = 1,11 10 mol
8
1,11 ، ومنه المتفاعل المحدّ هو غاز ثنائي الأآسجين . وبالتالي قيمة التقدم الأعظمي x 10– 2 mol هي x القيمة الصغيرة ل
xm = 1,11 x 10– 2 mol هي
في الحالة النهائية يكون لدينا :
Fe O2 Fe3O4
1,11 x 10– 2 mol
n( O2 ) – 2xm
2,23 x 10– 2 – 2 x 1,11 x 10– 2
≈ 0
n( Fe )–3xm
= 5,36 x 10–2 – 3 x 1,11 x 10– 2
= 2,03 x 10– 2 mol
آمية المادة
( الشكل – 2 ) n= f(x) بيان التطوّر
ملاحظة
يمكن أن نختار آميات مادة المتفاعلين بحيث يكون آل من هذين الأخيرين محدّا .
في مثالنا السابق ، ما هي آتلة الحديد التي ندخلها في البوتقة حتى لا يبقى في نهاية التفاعل لا الحديد ولا غاز ثنائي الأآسجين؟
. xm = 1,11 x 10– 2 mol لدينا
n( Fe )–3xm = التي يكون من أجلها 0 n( Fe ) نبحث عن قيمة
n( Fe ) = 3 x 1,11 x 10– 2 = 3,33 x 10– 2 mol
m(Fe)= M(Fe)× n(Fe) = 56 x 3,33 x 10– 2 = 1,86 g
في نهاية التفاعل تكون دائما آمية مادة المتفاعل المحد معدومة
Fe
O2
Fe3O4
n (mol)
5 x 10– 3 x (mol)
•
10– 2
•
xm
5 x 10– 2 •
الشكل - 2