محمد مهدی یوسفی

چهارم تجربی

استاد راهنما: اقای سلامی

موضوع :تعادل شیمیایی

سال : 93-94

تعادل شیمیایی، معرفی واکنش ها و سامانه های تعادلی

این مقاله سرفصلی برای شروع مبحث آشنایی با تعادل های شیمیایی است. در این جا ابتدا شما را با واکنش های برگشت پذیر که مبنای درک عنوان این بخش یعنی تعادل شیمیایی است، آشنا می کنیم و به دنبال آن ویژگی های عمومی سامانه های تعادلی را برخواهیم شمرد.

برای دانلود متن کتاب های درسی شیمی سال اول تا چهارم دبیرستان ادامه مطلب را ببینید...

شیمی۳

• چرا ظرفیت گرمایی ویژه ی هلیم و هیدروژن عددهای بزرگی هستند؟
• در کدام فرآیند انرژی بیشتری آزاد می شود؟ انحلال یک مول NaCl در یک لیتر آب یا در در mL50آب
• آیا از نظر پزشکی مصرف بیش از اندازه ی ویتامین ث برای سلامتی مضر است؟
• چرا برای محلول های آبی خیلی رقیق می توان به جای ppm از یکای میلی گرم در لیتر استفاده کرد؟
• انحلال پذیری گازهای نجیب در آب گرماده است یا گرماگیر؟
• باریم سولفات را چه باید معرفی کرد؟ الکترولیت یا غیر الکترولیت
• برای یک انحلال گرماده در صورتی که ظرف دارای محلول ایزوله (سامانه منزوی) باشد، دمای محلول چه تغییری می کند؟
• بادکنک و زودپز چه نوع سامانه ای هستند؟
• چرا ظرفیت گرمایی ویژه ی هلیم و هیدروژن عددهای بزرگی هستند؟
• در کدام فرآیند انرژی بیشتری آزاد می شود؟ انحلال یک مول NaCl در یک لیتر آب یا در در mL50آب
• واکنش گاز هیدروژن و اکسیژن خودبه خودی است یا نا خودبه خودی؟
• واکنش کلر و متان چه نوع واکنشی است؟
• واکنش لیتیم و اکسیژن و تشکیل لیتیم اکسید از چه نوع است سوختن یا اکسایش؟
• آیا مجاز هستیم به دانش آموزان روش استفاه از فرمول M1V1=M2V2 را در محاسبات استوکیومتری محلول تدریس کنیم؟
• فکر کنید صفحه ی 63 شیمی 3 چگونه باید تصحیح شود؟
• تفاوت ظرفیت گرمایی ویژه ی آب، یخ و بخار آب را چگونه توجیح می کنید؟
• آیا در بخش اول کتاب شیمی 3 اصلاح شده تناقضی در معرفی موازنه ی واکنش ها به روش وارسی به وجود نیامده است؟
• فکر کنید صفحه93(محلول مولار و مولال)
• آيا جمله ي : "اگر تغيير دما برابر يك باشد در اين صورت ظرفيت گرمايي ويژه جسم با مقدار گرماي مبادله شده برابر خواهد بود." در صفحه 41 كتاب شيمي 3 درست است؟

شیمی۲

• آيا رابطه اي ميان انرژي شبكه و نقطه ي ذوب يك تركيب يوني وجود دارد؟

شیمی ۱و ۲ پیش دانشگاهی

• اطلاق نام "اسيد"به آسكوربيك اسيد را چگونه توجيه مي كنيد؟
• دي متيل آمين يا اتيل آمين كدام يك باز قوي تري است؟
• pKa اسيدهاي قوي تر از هيدرونيوم چگونه اندازه گيري مي شود؟
• غلظت چگونه بر قدرت اسيدي تاثير مي گذارد؟
• آيا بند پ سوال 2 فكر كنيد صفحه ي 44 كتاب شيمي پيش دانشگاهي قابل حل است؟

پاسخ ها را در ادامه ببینیند.....

جزوه آموزش بخش ۱ شیمی ۴ (سینتیک شیمیایی) که توسط همکار گرامی آقای جلال نوری، دبیر شیمی شهرستان مهاباد (آذربایجان غربی) diar-chem.blogfa.com تهیه و به اشتراک گذاشته شده است. با تشکر از ایشان:

دانلود جزوه آموزش شیمی ۴ – بخش اول

Size: 1.28 MB | Format: PDF

منبع : شیمی یزد

نظریه حالت گذار(به انگلیسی: Transition state theory)‏ نظریه ای در سینتیک شیمیایی است که چگونگی انجام یک واکنش شیمیایی بین مواد واکنش دهنده و تولید فرآورده را توصیف می کند.در این نظریه مفهومی فرضی به نام حد واسط یا کمپلکس فعال معرفی می شود که عبارت است از ماده ای با سطح انرژی بالا که در آن پیوند های مواد واکنش دهنده در حال سست شدن و پیوند های مواد فرآورده در حال تشکیل است.با استفاده از نمودار مربوط به این تئوری می توان مقدار انرژی فعال سازی واکنش،آنتالپی واکنش و نوع واکنش(گرما گیر یا گرماده بودن)را تشخیص داد.

نظريه‌ ي حالت گذار پيشنهاد مي ‌كند هنگامي كه مولكول ‌هاي واكنش ‌دهنده به نزديكي همديگر مي‌ رسند، به طور آني در حالتي با پايداري كم ‌تر از پايداري حالت واكنش ‌دهنده ‌ها و محصولات خواهند بود.

در نظريه ‌ي حالت گذار، مكانيسم اندركنش واكنش ‌دهنده‌ ها مطرح نيست؛ معيار مهم آن است كه مولكول ‌هاي واكنش‌ دهنده، انرژي كافي براي غلبه بر سد پتانسيل انرژي (انرژي فعال ‌سازي) داشته باشند تا واكنش دهند.

در اين حالت با پايداري كم ‌تر، اتم‌ها خود را از نو آرايش مي‌ دهند، پيوندهاي اصلي ضعيف مي ‌شوند و پيوندهاي جديد اندكي تشكيل مي‌ شوند.

 انرژي پتانسيل سيستم در اين نقطه افزايش مي ‌يابد؛ زيرا:

· مولكول ‌هاي واكنش‌ دهند ه‌ي در حال واكنش، بايد به نيروهاي دافعه ‌ي متقابل بين الكترون ‌هاي لايه ‌ي بيروني ‌تر اتم ‌هاي سازنده‌ ي خود غلبه كنند.

· اتم ‌ها بايد هنگام شكسته شدن پيوندهايشان از هم جدا شوند.

براي يك واكنش دو مولكولي، حالت گذار هنگامي تشكيل مي ‌شود كه پيوندهاي مولكول ‌هاي قديمي، ضعيف مي ‌شوند و پيوندهاي جديد شروع به شكل ‌گيري مي ‌كنند يا اين ‌كه ابتدا پيوندهاي قديمي مي ‌شكنند تا حالت گذار را شكل دهند و بعد از آن پيوندهاي تازه تشكيل مي ‌شوند.

در مثال زير، حالت گذار اتفاق مي ‌افتد:

 

رسيدن به حالت گذار، انرژي زيادي لازم دارد؛ بنابراين اين حالت، ماده‌اي با انرژي زياد به وجود مي‌آيد. اين افزايش در انرژي پتانسيل با سد پتانسيلي متناظر است كه اگر واكنش به پيش رود، مولكول‌‌هاي واكنش‌دهنده بايد از آن عبور كنند.

آرايش اتم‌ها در بيشينه‌ي اين سد پتانسيل، كمپلكس فعال يا حالت گذار ناميده مي‌شود و يك حالت واسطه‌ي گذرا بين واكنش‌دهنده‌ها و محصولات است.

حالت گذار يا كمپلكس فعال ‌شده، يك حالت تركيبي ناپايدار گذراي مولكول‌هاي واكنش‌دهنده است كه در يك بيشينه‌ي انرژي پتانسيل اتفاق مي‌افتد.

اين تركيب هم مي ‌تواند در جهت توليد محصولات به پيش رود و هم به سمت واكنش ‌دهنده‌هاي تغيير نيافته برگردد.

تفاوت انرژي بين واكنش‌ دهنده ‌ها و بيشينه ‌ي انرژي پتانسيل به انرژي فعال سازي برمي‌ گردد.

حركت واكنش از روي بيشينه‌ي انرژي پتانسيل اغلب با دياگرام هماهنگ واكنش نشان داده مي ‌شود.

 

افزايش در انرژي پتانسيل با سد پتانسيلي متناظر است كه اگر واكنش به پيش رود، مولكول‌‌هاي واكنش‌دهنده بايد از آن عبور كنند.

 

شكل‌هاي زير، نظريه‌ي حالت گذار را با اشاره به واكنش بين هيدروژن و يد براي توليد يديد هيدروژن نشان مي‌دهد:

 

 

در اين فرايند، مولكول ‌هاي واكنش‌دهنده به همديگر نزديك مي‌شوند و زماني كه آن ‌ها در حين متعادل‌سازي واكنش براي حالت گذار يا كمپلكس فعال‌شده به پيش مي‌روند:

  پيوندهاي اصلي ضعيف مي‌شوند.

 پيوندهاي جديد نسبتاً تشكيل مي‌شوند.

در اين شكل، واكنش در حهت توليد محصول پيشرفت مي‌كند. اين شكل‌ها را به دقت نگاه كنيد تا ضعيف شدن پيوندهاي اصلي و تشكيل پيوندهاي جديد را بعد از توليد محصولات ببينيد:

 

 همان ‌طور كه دما افزايش پيدا مي ‌كند، سهم اجزاي واكنش ‌دهنده‌اي كه مي ‌توانند به بيشينه ‌ي انرژي پتانسيل برسند، افزايش  پيدا مي‌ كند؛ افزايش تعداد  مولكول ‌ها ي  محصول كه در هر ثانيه  تشكيل مي ‌شوند، آهنگ  واكنش را افزايش مي‌ دهد.

نكات كليدي:

افزايش دمايي مانند ١٠ K  آهنگ واكنش بسياري از واكنش ‌هاي شيميايي را تقريباً دو برابر مي ‌كند.

نظريه ‌ي برخورد بر پايه ‌ي انرژي جنبشي است و فرض مي‌كند كه ذرات بايد داراي دو شرط  جهت مناسب و انرژي جنبشي كافي باشند تا واكنش‌ دهنده‌ ها به محصول تبديل شوند.

 كم ‌ترين انرژي جنبشي لازم براي يك برخورد توسط مولكول‌ هاي واكنش ‌دهنده براي تشكيل محصولات، انرژي فعال‌ سازي (Ea) ناميده مي‌شود.

نسبت مولكول ‌هاي واكنش ‌دهنده ‌اي كه با انرژي جنبشي مساوي با انرژي فعال ‌سازي واكنش مي‌ دهند، با افزايش دما زياد مي ‌شود.

نظريه‌ ي حالت گذار پيشنهاد مي ‌كند كه  هنگام  نزديك شدن  مولكول ‌هاي واكنش ‌دهنده، يك كمپلكس فعال ‌شده ‌ي گذرا (حالت گذار) در بيشينه ‌ي انرژي پتانسيل تشكيل مي ‌شود.

در نظريه‌ ي حالت گذار، انرژي فعال‌ سازي، تفاوت انرژي بين واكنش ‌دهنده ‌ها و بيشينه ‌ي انرژي پتانسيل است.

 در كمپلكس فعال‌شده‌، پيوندهاي اصلي ضعيف شده و پيوندهاي جديد نسبتاً تشكيل مي‌شوند. كمپلكس فعال‌شده ممكن است در جهت توليد محصولات به پيش رود و يا به سمت واكنش‌دهنده‌ها برگردد.

زماني كه دما افزايش پيدا مي ‌كند، نسبت بزرگ‌ تري از مولكول ‌هاي واكنش ‌دهنده مي ‌تواند به بيشينه ‌ي انرژي پتانسيل رسيده و كمپلكس فعال ‌شده تشكيل دهند. بنابراين تعداد مولكول ‌هاي محصول تشكيل‌ شده در هر ثانيه افزايش پيدا مي ‌كند.

با توجه به نوع فاز کاتالیز گر و مواد واکنش دهنده،واکنشهای کاتالیز شده به دو گروه همگن و ناهمگن تقسیم میشوند. 


واکنشهای کاتالیز شده همگن

واکنشی که در آن کاتالیز گر و واکنش دهنده ها همگی در یک فاز قرار داشته باشند واکنش کاتالیز شده همگن نامیده میشود. مانند واکنش تولید گاز.SO3 دراین واکنش گاز NO کاتالیز گر میباشد.


2NO(g)+O2(g) ® 2NO2(g)

NO2(g)+SO2(g) ® NO(g)+SO3(g)



در صورتیکه واکنش دوم را در عدد 2 ضرب نموده و با واکنش اول جمع نمایید واکنش کلی زیر بدست می آید که در آن اثری از گاز NO نیست. به همین جهت گفته میشود که کاتالیزگر ها در پایان واکنش دست نخورده باقی میمانند.


NO


2SO2 (g) + O2(g) 
¾®
2SO3(g) 


در واکنشهای فوق (بطور کلی واکنشهای دو مرحله ای) کاتالیز گر در واکنش اول مصرف و در واکنش دوم تولید میشود. به همین جهت در مجموع واکنش دست نخورده باقی میماند. 


در واکنش فوق NO2 بعنوان "ذره حد واسط" است. لازم به یاد آوری است که ذره حد واسط دقیقا برعکس کاتالیزگر است. یعنی در واکنش اول تولید و در واکنش دوم مصرف میشود.

واکنش کاتالیز شده ناهمگن 

واکنشی که در آن کاتالیزگر و واکنش دهنده ها در دو فاز گوناگون قرار داشته باشند واکنش کاتالیز شده ناهمگن نامیده میشود. مانند واکنش هیدروژندارشدن آلکنها و تولید آلکان. 


H2C =CH2(g)+H2(g) ® H3C -CH3(g)

اتیلن
اتان


نیکل (Ni) پلاتین (Pt) و پالادیوم (Pd) فلزاتی هستند که به عنوان کاتالیزگر در واکنش هیدروژن دار شدن استفاده میشوند. 


واکنش هیدروژندار شدن در غیاب کاتالیزگر بسیار آهسته انجام میشود ولی در حضور دانه های ریز نیکل، پلاتین یا پالادیوم چه در فشارهای بالای گاز هیدروژن و چه در دمای اتاق سریع انجام میشود. این جمله کتاب درسی به این مفهوم است که چه سرعت واکنش بالا باشد و چه پایین باشد استفاده از کاتالیزگر تأثیر محسوس بر افزایش سرعت واکنش خواهد داشت.لازم به یادآوری است که افزایش دما سرعت واکنش هایی با سرعت بالا را نمیتوانست بالاتر ببرد.


تغییرات فشار برسرعت واکنشهایی که میان مواد واکنش دهنده آنها حداقل یک ماده گازی شکل وجود دارد موثر است افزایش فشار موجب کاهش حجم و بعبارت دیگر افزایش غلظت مولد گازی شکل شده و در نتیجه باعث افزایش سرعت واکنش می شود. بنابراین واکنش هیدروژن دار آلکنها در فشار بالای گاز هیدروژنسرعت نسبتا بالایی دارد. همچنین کاهش فشار سرعت چنین واکنشهایی را کاهش میدهن

مهم‌ ترین کاربرد اقتصادی نیتروژن برای ساخت آمونیاک از طریق فرایند هابر (Haber) است. آمونیاک معمولاً برای تولید کود و مواد تقویتی و اسید نیتریک استفاده می‌شود.

نیتروژن همچنین به‌عنوان پرکننده بی اثر، در مخزنهای بزرگ برای نگهداری مایعات قابل انفجار، در هنگام ساخت قطعات الکترونیک مانند ترانزیستور، دیود و مدار یکپارچه و همچنین برای ساخت فلزات ضد زنگ استفاده می‌شود. نیتروژن همچنین به صورت ماده خنک کننده، برای هم منجمد کردن غذا و هم ترابری آن، نگهداری اجساد و یاخته‌های تناسلی (اسپرم و تخم مرغ)، و در زیست‌شناسی برای نگهداری پایدار از نمونه‌های زیستی کاربرد دارد.
نمک اسید نیتریک شامل ترکیبات مهمی مانند نیترات پتاسیوم و سدیوم و نیترات آمونیوم است. که اولی برای تولید باروت و دومی برای تولید کود به کار می‌رود. ترکیبات نیترات شده مانند نیتروگلیسرین و تری نیترو تولوئن (تی‌ان‌تی) معمولاً منفجر شونده هستند.
اسید نیتریک به عنوان ماده اکسید کننده در مایع سوخت موشک‌ها استفاده می‌شود. هیدرازین و مشتقات آن نیز در سوخت موشک‌ها بکار میروند. نیتروژن اغلب در سرمازاها (Cryogens)، به صورت مایع (معمولاً LN2) استفاده می‌شود. نیتروژن مایع با عمل تقطیر هوا به دست می‌آید. در فشار جو، نیتروژن در دمای -195.8 درجه سانتیگراد (-320.4 درجه فارنهایت) مایع می‌شود.
نیتروژن یا ازت یکی از عناصر شیمیایی در جدول تناوبی است که نماد آن N و عدد اتمی آن 7 است. نیتروژن معمولاً به صورت یک گاز،غیر فلز، دو اتمی بی اثر، بی رنگ، بی مزه و بی بو است که 78% جو زمین را در بر گرفته و عنصر اصلی در بافتهای زنده است. نیتروژن ترکیبات مهمی مانند آمونیاک اسید نیتریک و سیانیدها را شکل می‌دهد همچنين ميتوان گفت  فرآیند هابر (به انگلیسی: Haber process)‏ یا فرآیند هابر-بوش (به انگلیسی: Haber–Bosch process)‏ روشی برای تولید صنعتی آمونیاک از طریق واکنش گاز نیتروژن و گاز هیدروژن و با استفاده از کاتالیزگر های آهن و روتنیم است. این فرآیند به طور مشترک توسط دو شیمیدان آلمانی به نام های فریتس هابر و کارل بوش که هر دو از برندگان جایزه نوبل شیمی بودند، ابداع شد.

سرعت واکنش :

عبارت از تغییر غلظت هر یک از مواد اولیه یا مواد حاصل نسبت به زمان انجام واکنش است

1- اندازه گیری سرعت واکنش بین ید و استون:

2- بررسی بعضی از عوامل مؤثر  بر سرعت واکنشهای شیمیایی: مانند غلظت و کاتالیزور

سرعت واکنش؟

کمیتی مثبت است که میزان تغییر غلظت یکی از واکنش دهنده ها یا محصول واکنش را نسبت به واحد زمان (ثانیه، دقیقه، ساعت و ... ) نشان می دهد.

عوامل مؤثر بر سرعت واکنش:

1- نوع واکنش دهنده

2- غلظت واکنش دهنده ( با افزایش غلظت، سرعت افزایش می یابد )

3- دما (افزایش دما باعث افزایش سرعت می شود ،گاهی با افزایش 10 درجه،  سرعت 2 تا 3 برابر می شود )  دما روی k تاثیر دارد ، روی سرعت هم تاثیر می گذارد.

K= ثابت سرعت ؛ A= فاکتور فرکانس؛  = انرژی فعالسازی

R= ثابت جهانی گازها؛ T= دما ( کلوین )

4-کاتالیزور ( در وجود کاتالیزور واکنش با سرعت بیشتری انجام می گیرد )

مثالهایی از واکنش های فوق سریع :

تشکیل رسوب نقره کلرید به هنگام مخلوط شدن محلولهای حاوی یون های کلرید و نقره

تشکیل آب به محض مخلوط شدن محلول های اسید و باز در معادله ی شماره ی(2)   و   نشانه ی غلظت مولی واکنش دهنده های A  و B است.

K ثابت سرعت واکنش (rate constant ) نامیده می شود.

m و n مرتبه ی واکنش نسبت به واکنش دهنده های A  و B است.

 انرژی فعالسازی واکنش :

حداقل انرژی لازم برای فراهم کردن کمترین تحرک واکنش دهنده ها در شروع واکنش است.  رابطه ی بین K ( ثابت سرعت ) ،   ( انرژی فعالسازی )  و T ( دما به

 درجه ی کلوین ):

(3)اگر R ( ثابت گازها ) را برابر 8.314

 J/mol .k در معادله ی (3) قرار دهیم،   بر حسب J/mol  محاسبه خواهد شد. در عمل با اندازه گیری k یک واکنش در دماهای مختلف  می توان    آن واکنش را از روی منحنی به دست آورد.

در این آزمایش سرعت واکنش بین ید و استون ( واکنش 1 ) را اندازه گیری می کنیم.  سرعت این واکنش علاوه بر غلظت ید و استون به غلظت یون هیدروژن نیز بستگی دارد. بر طبق معادله ی (2)  رابطه ی سرعت برای این واکنش عبارت است از :

m و n و p مرتبه ی واکنش نسبت به استون، ید و یون هیدروژن است.

مرتبه ی کل واکنش = m + n + p

سرعت این واکنش از تغییرات غلظت    به مدت زمان تغییر غلظت   به دست می آید.

اگر t زمان لازم باشد تا رنگ محلول مربوط به غلظت اولیه ناپدید شود، سرعت واکنش با استفاده از معادله ی (5) برابر خواهد شد با :

  غلظت اولیه ی ید است.

می توان سرعت واکنش را  با تغییر دادن غلظت موارد اولیه تغییر داد.

برای مثال اگر غلظت اولیه ی استون را نسبت به مخلوط شماره ی (I) دو برابر کنیم، اما غلظت ید و   را ثابت نگهداریم، معادله ی سرعت برای مخلوط شماره ی (II) تغییر خواهد کرد. معادله ی (7ب ) معادله ی سرعت را برای مخلوط شماره ی (II) نشان می دهد :

تاثیر سرعت روی غلظت با استفاده از روابط ریاضی:       

از تقسیم دو رابطه ی (7) بر یکدیگر می توان m ( مرتبه ی واکنش نسبت به استون ) را بدست آورد :

با اندازه گیری سرعت واکنش در مخلوط های (I) و (II)  می توان نسبت سرعت ها را که مساوی   است پیدا کنیم. سپس معادله را برای  محاسبه ی m از طریق لگاریتم حل می کنیم. اگر نسبت عددی   را برابر Y فرض کنیم، جواب آن بدین شکل است :

به روش مشابه نیز می توانیم مرتبه ی واکنش را نسبت به غلظت یون   و   تعیین کنیم. سپس با داشتن مرتبه ی هر واکنش دهنده، غلظت آنها و سرعت واکنش و K را بدست آوریم.

می دانیم هرچه زغال نیم افروخته رابیش تر باد بزنیم بر شدت سوختن آن می افزاییم همچنین اگر تکه ای از فلز روی را در اسید هیدرو کلریک 6 مولار حل کنیم واکنش انحلال سریعتر از زمانی رخ میدهد که همین مقدار روی را در اسید هیدروکلریک 1 مولار حل نماییم این ها نمایانگراثر غلظت بر سرعت واکنش هستند وقتی غلظت یکی از واکنش دهنده ها را زیاد می کنیم تجمع مولکولها در واحد حجم بیشتر می شودو عده کل برخورد ها در واحد زمان افزایش می یابد در نتیجه سرعت واکنش زیاد می سود واکنش  A  +   B -----> C  +  D      را  در نظر بگیرید . اگر فرض کنیم این واکنش بنیادی بوده ودر یک مرحله صورت می گیرد می توان گفت سرعت واکنش هم با غلظت واکنش دهنده    A  و هم با غلظت واکنش دهنده  B   رابطه مستقیم دارد یعنی :

 سرعت     é  [ A  ]

 سرعت     é   [ B  ]

اگر این دو عبارت را در یک عبارت خلاصه کنیم

سرعت     é  [ A ] . [ B ]

با ضرب در یک عدد ثابت این تناسب به تساوی تبدیل می شود

ثابت تناسب K ثابت سرعت نامیده میشود

 به طور مشابه واکنش زیر را در نظر بگیرید

بنابراین میتوان نتیجه گرفت ضریب یک ماده در معادله موازنه شده یک واکنش بنیادی در عبارت سرعت توان قرار می گیرد

عبارت سرعت برابر است با   aA  +  bB ----> cC   +  dD پس برای واکنش

 سرعت  = K . [ A ]a . [ B ]b 

 از جهتی دیگر وبراساس احتمال برخورد های مولکولی نیز همین نتیجه قابل دستیابی است .

 واکنس های غیر بنیادی واکنش هایی هستند که در یک مرحله صورت نمی گیرند واز جمع چند واکنش بنیادی حاصل می آیند به طور مثال اگر واکنش A  +  B -----> C  +  D   بنیادی نباشد می توان مکانیسم انجام آن را مطابق زیر فرض کرد :

 واکنش های دو یا چند مرحله ای به طور معمول با سرعت برابر انجام نمی شوند و معمولا یکی از آنها کند و بقیه سریع صورت میگیرند . بنابراین در این نوع واکنش ها ، واکنش کند تعیین کننده سرعت واکنش است. از این رو در این نوع واکنش ها تنها غلظت واکنش دهنده هایی که در مرحله کند مشارکت دارند در سرعت واکنش موثر است و غلطت سایرواکنش دهند ها تاثیر آنقدر کمی دارد که به طور تقریبی می توان تاثیر آنها را ناچیز گرفت . هرچه اختلاف انرژی فعالسازی مرحله کند با انرژی فعالسازی مرحله یا مرحله های سریع بیشتر باشد تاثیر غلظت واکنش دهنده های مرحله های سریع در سرعت کلی واکنش کمتر می شود

 پس در حالت کلی برای  واکنش  aA  +  bB -----> cC   +  dD باید

عبارت سرعت را چنین نوشت :

 = K . [ A ]m . [ B ]n سرعت 

اگر m=a    و  n=b   باشد به احتمال زیاد واکنش بنیادی است ولی نمی توان مطمئن بود چون ممکن است واکنش غیر بنیادی باشد ولی در مرحله کند واکنش دهنده های واکنش اصلی با همان ضرایب مشارکت داشته باشند مانند واکنش فرضی زیر :

 ولی اگر m # a   و یا n # b   باشد می توان مطمئن بود که واکنش بنیادی یا چند مرحله ای است

بدیهی است که  m   و  n   می توانند صفر باشند مثلا اگر m   صفر باشد به این معنااست که سرعت واکنش نسبت به تغییر غلظت A تغییر نمی کند به عبارت بهتر در مرحله کند یا مرحله تعیین کننده واکنش گر

Aهیچ نقشی ندارد

یعنی سرعت واکنش نسبت به A   از مرتبه 1 و نسبت به B   از مرتبه صفر است  مرتبه کلی واکنش برابر مجموع توانهای غلظت مواد در عبارت سرعت است مثلا اگر عبارت سرعت یک واکنش مطابق زیر باشد :

     = K . [ A ]m . [ B ]n سرعت

 سرعت نسبت به A از درجه mو نسبت به B  از درجه n   بوده و مرتبه کلی واکنش برابر  m+n  است

 در عمل برای آنکه معین کنند سرعت یک واکنش به غلظت واکنش دهنده ها از مرتبه چند وابسته است آزمایش انجام میدهند به این صورت که طی چند مرحله آزمایش غلظت واکنش دهنده ها را تغیر داده واز روی تغییرات سرعت به چگونگی تاثیرواکنش دهنده ها پی می برند  به طور مثال برای واکنش زیر طی چند مرحله آزمایش نتایج زیر حاصل شده است

روش کار :

ابتدا درهرمرحله مقدارپتاسیم یدات وآب مقطر رادرارلن بریزید،سپس بااضافه کردن مقدار سولفیت سدیم(نشاسته)کرنومترراآغاز وباکدر شدن محلول(نشانه پایان واکنش)کرنومتررامتوقف وزمان رایادداشت کنید.این کاررابرای مراحل با غتظت های متفاوت پتاسیم یدات انجام دهید ونتایج رایادداشت کنید

ثابت تعادل یعنی فعالیت فرآورده به توان استوکیومتری تقسیم بر فعالیت واکنش دهنده به توان استوکیومتریش می باشد و از آنجا که فعالیت یعنی غلظت بر غلظت استاندارد(در فاز محلول ) وبرای گازها فشار بر فشار استاندارد پس فعالیت واحد ندارد و در نتیجه ثابت تعادل واحد ندارد ، تعادل شیمیایی‏ به حالتی گفته

می‌شود که در آن فعالیت شیمیایی واکنشگرها و محصولات در واکنش شیمیایی با گذشت زمان تغییر نکند. معمولاً این تعادل در شرایطی حاصل می‌شود که سرعت واکنش رفت با برگشت برابر باشد.

از دیدگاه ترمودینامیکی تغییرات انرژی آزاد گیبس واکنش در تعادل شیمیایی صفر است. کاهش سطح انرژی و افزایش انتروپی (بی‌نظمی) آن را در دو جهت رفت (مستقیم) و برگشت (معکوس) به طور همزمان پیش می‌برند.

در تعادل‌های شیمیایی هیچ یک از دو عامل کاهش سطح انرژی و افزایش انتروپی بر دیگری برتری ندارد و به این دلیل تا زمانی که تغییری در شرایط مرزی سیستم رخ ندهد در تعادل خواهد ماند. تغییر دما و حجم و فشار سامانه می‌تواند آن را از تعادل خارج کند و در این حالت واکنش در جهتی که بتواند تاثیر تغییرات اعمال شده را کاهش دهد، سرعت بیشتری نسبت به دیگری پیدا می‌کند. ثابت تعادل یک واکنش با قرار دادن غلظت‌مولی یا مولاریته گونه‌های یک واکنش، تقریبی از ثابت تعادلی آن واکنش با قرار دادن فعالیت شیمیایی آنهاست. بنابراین در محاسبات دقیق ثابت تعادلی به جای غلظت‌مولی گونه‌ها از فعالیت شیمیایی آنها استفاده می‌کنند. فعالیت شیمیایی با غلظت فرق می‌کند و این تفاوت را در محاسبات ثابت تعادل درنظر می‌گیرند. ثابت تعادل به غلظت مواد شرکت کننده در تعادل و ... وابسته نیست . بلکه به دما وابسته است. چ اگر ثابت تعادل بسیار کوچک باشد(کمتر از 10 به توان 10-) انگاه واکنش عملا غیر ممکن است اگر این عدد کوچک باشد(کمتر از یک) تعادل در سمت چپ است. یعنی مقدار بسیار کمی از واکنش دهنده ها به فراورده تبدیل میشوند. اگر بسیار بزرگ باشد یعنی واکنش کامل است. اگر بزرگ باشد تعال در سمت راست است و مقدار قابل توجهی از واکنش دهنده ها به فراورده تبدیل میشوند.

سدیم یک عنصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن Na و عدد اتمی آن ۱۱ است. سدیم یک فلز واکنش‌دهنده نرم و مومی‌شکل است

که به گروه فلزات قلیایی که از نظر ترکیبات طبیعی فراوان هستند (بویژه آب نمک و هالیدها) تعلق دارد.

این عنصر بسیار واکنش‌دهنده‌است و با شعله زرد رنگی می‌سوزد در آزمایش‌های مربوط به هوا اکسید می‌شود

و به شدت با آب واکنش می‌دهد از این رو باید همیشه در زیر نفتیا روغن نگهداری شود.

سدیم در دمای معمولی اتاق انقدر نرم است که با چاقو بریده می‌شود.رنگ سدیم سفید مایل به نقره‌ای است و درهوای آزاد

واکنش داده و تیره رنگ می‌شود. سدیم عنصری بسیار واکنش دهنده‌است و از این جهت هرگز به صورت آزاد در طبیعت یافت نمی‌شود. سدیم در آب غوطه ور شده و آن را تجزیه کرده هیدروژن آزاد می‌کند و هیدرواکسید می‌سازد. سدیم در آب فوراً آتش می‌گیرد ولی در آزمایش‌های مربوط به هوای معمولی در دمای زیر ۳۸۸ کلوین آتش نمی‌گیرد.رنگ سدیم در فشار بالا تغییر می‌کند، در فشار ۱/۵بارسیاه رنگ، در فشار ۱/۹بار به یک ماده قرمز شفاف تبدیل می‌شود و پیش بینی می‌شود برای تبدیل شدن به ماده ای کاملا شفاف به فشار ۳ باری نیاز است. دگرشکلیسدیم در فشار بسیار بالا اتفاق می افتد سدیم در حالت پودر در آب خاصیت انفجاری خواهد داشت و با عناصر دیگر به راحتی تجزیه و ترکیب می‌شود. همیشه باید با ان عنصر با مراقبت کامل کار کردو باید در نفت نگهداری نمود. در سال  ۱۸۷۹از مخلوط کردن نیترات سدیم و دیگر مواد به ژلاتین انفجاری مواد منفجره ضعیف‌تر به دست آمد. انواع زیادی از مواد منفجره بر این اساس ساخته شده‌اند.

برم نام عنصری با عدد اتمی ۳۵است.در سال ۱۸۲۶ بالار کشف جدید ی را اعلام کرد، مایعی بود به رنگ سرخ تیره، با بویی بسیار زننده که از تأثیر کلر بر آبهای شور مونت پلیه به دست می‌آمد. در این ناحیه قبلاً نمک را نخستین بار استخراج کرده بودند مایع ای قهوه‌ای متمایل به سرخ، تیره رنگ، دود کننده با بوی زننده و خفقان آور، دود آن محرک و سوزش آور است.در حلالهای آلی معمولی حل می‌شود؛ بسیار جزئی در آب حل می‌شود. از هالوژنها ست و بر بیشتر فلزها مانند پلاتین و پالادیم اثر می‌گذارد؛ با آلومینیوم به شدت واکنش می‌دهد و واکنش آن با پتاسیم انفجاری است. برم خشک بر سرب، نیکل، منیزیوم، تانتالیم، آهن، روی و سدیم در زیر ۳۰۰ درجه سانتی گراد اثر نمی‌کند. نقطه جوش : ۵۸٫۸ درجه سانتی گراد؛ نقطه انجماد : ۷٫۳- درجه سانتی گراد؛ چگالی: ۳٫۱۱ گرم بر سانتیمتر مکعب؛ گرمای ویژه : ۰٫۱۰۷ کالری بر گرم؛ ضریب شکست : ۱٫۶۴۷؛ ثابت دی الکتریک: ۳٫۲ است. بلع و تنفس آن به شدت سمی است؛ سوزش بسیار شدید پوستی ایجاد می‌کند؛ و مجاورت آن با پوست سبب تاولهای شدیدی می‌شود. خورنده آن ۰٫۱ ppm در هوا.

ثابت تعادل شیمیایی (ثابت تعادل k) ثابت تعادل شیمیایی (ثابت تعادل k) تمام فرآیندهای برگشت پذیر ، تمایل رسیدن به یک حالت تعادلی را دارند. برای یک واکنش برگشت پذیر ، حالت تعادل وقتی برقرار می‌شود که سرعت واکنش رفت برابر با سرعت برگشت باشد. در یک واکنش تعادلی ، از تقسیم ثابت سرعت واکنش رفت Kf بر ثابت واکنش برگشت ، Kr ، ثابت دیگری بدست می‌آید که ثابت تعادل شیمیایی ، K ، نامیده می‌شود. مقدار عددی ثابت تعادل مقدار عددی K با دما تغییر می‌کند. تعداد مجموعه غلظتها برای سیستمهای تعادلی این واکنش ، بی نهایت زیاد است. ولی در هر صورت برای کلیه سیستمهای تعادلی در دمای معین وقتی که غلظتهای A2 ، B2 ، AB در رابطه بالا قرار گیرند، همواره به یک مقدار K منجر می‌شوند. بطور کلی ، برای هر واکنش برگشت پذیر: wW + xX ↔ yY + zZ عبارت ثابت تعادل به صورت زیر است: K = {Y}y{Z}z/{W}w{X}x بطور قرار دادی ، جملات غلظت مواد طرف راست معادله شیمیایی در صورت کسر عبارت ثابت تعادل نوشته می‌شود. ثابت تعادل Kc ثابت تعادلی که در آن غلظتهای مواد بر حسب مول بر لیتر بیان می‌شوند، گاهی به صورت Kc نشان داده می‌شود. برای واکنش: (H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g مقدار Kc برای سیستمهای تعادلی در 425 درجه سانتیگراد عبارت است از: Kc = {HI}2/{H2} {I2} = 54/5 مقدار عددی ثابت تعادل از طریق آزمایش تعیین می‌شود. اگر غلظتهای مواد (برحسب mol/lit) موجود در هر مخلوط تعادلی در 425 درجه سانتیگراد در عبارت Kc منظور شوند، نتیجه برابر با 54/5 خواهد شد. مخلوط تعادلی را می‌توان هم از موادی که در سمت راست معادله شیمیایی قرار دارند و هم از مواد سمت چپ این معادله و هم از مخلوط آنها تهیه کرد. وضع تعادل و Kc مقدار ثابت تعادل معیاری برای تشخیص وضع تعادل است. توجه داشته باشید که جملات مربوط به غلظت مواد طرف راست معادله شیمیایی در صورت کسر عبارت ثابت تعادل نوشته می‌شود. نکات اساسی مربوط به عبارت ثابت تعادل جملات غلظت مواد سمت راست معادله شیمیایی در صورت عبارت Kc و جملات غلظت مواد سمت چپ معادله در مخرج عبارت Kc نوشته می‌شود. جملات غلظت مواد مایع و جامد خالص در عبارت ثابت تعادل نوشته نمی‌شود. ولی مقدار Kc این جملات را در بردارد. اگر در یک تعادل معین دما تغییر نکند، Kc ثابت می‌ماند ولی در دماهای مختلف، مقدار c تغییر می‌کند. مقدار Kc برای هر تعادل معینی، وضع آن تعادل را نشان می‌دهد. اگر مقدار Kc بزرگ باشد، واکنش از چپ به راست تقریبا کامل است و اگر مقدار Kc کوچک باشد، واکنش از راست به چپ کامل است. چنانچه مقدار Kc بسیار بزرگ و نه بسیار کوچک باشد، وضع تعادل بینابینی است. ثابت تعادل Kp فشار جزئی یک گاز ، اندازه‌ای از غلظت آن است. از اینرو ، ثابتهای تعادل واکنشهایی را که دارای مواد گازی هستند، می‌توان بر حسب فشارهای جزئی گازهای واکنش دهنده نوشت. اینگونه ثابت تعادلی را با Kp نشان می‌دهیم. برای تعادل: (N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g Kp = {PNH3}2 / {PN2} {PH2}3 رابطه بین Kpو Kc Kp = Kc (RT)∆n واحدهای Kpو Kc برای کارهای دقیق بایستی از ثابت های تعادل که از اندازه گیریهای ترمودینامیکی بدست می‌آیند، استفاده شود. ثابتهای تعادل ترمودینامیکی بر حسب فعالیت و نه بر حسب غلظت (mol/L برای Kc) یا فشار (atm برای Kp) بیان می‌شود. ولی در غلظتهای پایین و در فشارهایی تا چند اتمسفر می‌توان غلظتها و فشارها را با دقت قابل قبولی بکار برد. در ضمن توجه شود که فعالیت دارای واحد نیست. زیرا فعالیت از تقسیم کردن غلظت یا فشار واقعی یک ماده بر غلظت یا فشار آن ماده در حالت استاندارد بدست می‌آید. در نتیجه ثابتهای تعادل ترمودینامیکی ، کمیتهای بدون واحد هستند. به همین علت ، تمام ثابتهای تعادل غالبا بدون واحد بیان می‌شوند.

قانون سرعت


معادله سرعت (به انگلیسی: Rate Equation) یا قانون سرعت معادله‌ای است که سرعت یک واکنش شیمیایی را به غلظت گونه‌های واکنشگر و پارامترهای مستقل از غلظت مانند درجهٔ جزئی واکنش و ضریب سرعت ارتباط می‌دهد. برای نمونه در واکنش A + B → C معادلهٔ سرعت بصورت زیر بیان می‌شود [۱]:

R; =; k [ A ]^{m}[ B ]^{n}

که در آن [X] غلظت واکنشگر X، ‏ k ثابت سرعت یا ضریب سرعت و m و n به ترتیب درجهٔ جزئی واکنش نسبت به واکنشگر A و B هستند.

سرعت واکنش مقدار پیشرفت واکنش بر حسب زمان است که معمولاً بصورت تغییرات غلظت یکی از گونه‌های درگیر واکنش بر حسب زمان بیان می‌شود. بنابراین دیمانسیون سرعت بایستی بر حسب غلظت بر زمان (مول/لیتر.ثانیه یا مول/لیتر.دقیقه و ...) باشد. سینتیک شیمیایی بخشی از علم شیمی است که سرعت واکنش‌ها و عوامل موثر بر آن را بررسی می‌کند. [۱]
تعریف

به عنوان نمونه، در واکنش زیر:

aA + bB → cC + dD

که در آن حروف کوچک (a، b، c و d) نشانگر ضرایب استوکیومتری و حروف بزرگ (A، B، C و D) نمایندهٔ واکنشگرها و محصولات هستند. سرعت واکنش (R) در سیستم بسته بصورت زیر بیان می‌شود

R = - frac{1}{a} frac{d[A]}{dt} = - frac{1}{b} frac{d[B]}{dt} = frac{1}{c} frac{d[C]}{dt} = frac{1}{d} frac{d[D]}{dt}

عوامل موثر بر سرعت :

نوع مواد شرکت کننده در واکنش یا ماهیت مواد شرکت کننده در واکنش :  

توجه داریم که سرعت واکنش سدیم با آب به مراتب از واکنش آهن با آب بیشتر است . چنین تفاوتی در سرعت واکنش ها را به تفاوت در ماهیت یا خواص این مواد نسبت می دهیم .

حالت فیزیکی :  

می دانیم که حالت فیزیکی یک ماده به دما بستگی دارد و برای یک ماده معین با افزایش دما تغییر حالت از جامد به مایع و سرانجام به گاز صورت می گیرد  لذا بدیهی است که سرعت واکنش در حالت گازی نسبت به حالت های متراکم ماده بیشتر باشد .  

اما در دمای ثابت می توان با انحلال مواد در حلال مناسب امکان برخورد مناسب تر ذرات با یکدیگر را فراهم نمود و سرعت واکنش را افزایش داد .

غلظت :  

معمولا افزایش غلظت موجب افزایش سرعت واکنش های شیمیایی می شود زیرا افزایش غلظت باعث افزایش تعداد برخورد ها می گردد . در بسیاری از واکنش ها دو برابر شدن غلظت هر یک از واکنش دهنده ها با دوبرابر شدن سرعت واکنش همراه است ولی این موضوع کلی نمی باشد . زیرا افزایش تعداد برخورد همواره موجب افزایش سرعت نمی شود . دلیل این امر آنست که لازمه انجام واکنش داشتن یک حداقل انرژی (همان انرژی  فعالسازی ) ذرات واکنش دهنده است . که با افزایش تعداد ذرات متفاوت است .  

برای درک بهتر چگونگی وابستگی سرعت واکنش با غلظت واکنش دهنده ها ضروری است به رابطه ی قانون سرعت برای واکنش مورد نظر واقف باشیم . این رابطه نیز به نوبه ی خود از طریق تجربه و آزمایش قابل حصول است .   

واکنش فرضی :

 aA + bB → cC را در نظر می گیریم رابطه قانون سرعت برای این واکنش به صورت زیر نوشته می شود :   
R= k[A]n[B]m

 در این رابطه:  

 k ثابت سرعت بوده  وکمیتی تجربی است،  n و m رابه ترتیب مرتبه سرعت نسبت به هر یک  از گونه های A و B  گویند . لازم به ذکر است که  n و m ارتباطی به ضرایب استوکیومتری نداشته و از طریق تجربه و آزمایش تعیین می شوند .  

افزایش فشار یک گاز یا افزایش مساحت سطح یک واکنش دهنده ناهمگن موجب افزایش سرعت واکنش می گردد .   

چرا افزایش فشار اثر مشابه افزایش غلظت بر سرعت یک واکنش گازی دارد ؟  

رابطه ی قانون سرعت ٬ چگونگی وابستگی سرعت واکنش به غلظت واکنش دهنده ها  و مرتبه ی واکنش;

مثال :

رابطه ی قانون سرعت را برای واکنش داده شده نوشته و سپس :

HgCl2(aq)+C2O42--> 2Cl-(aq)+2CO2(g)+Hg2Cl2(s)

1) مرتبه واکنش را نسبت به هر جز تعیین نمایید ؟

2) مرتبه کلی واکنش را تعیین نمایید ؟

3) اگر غلظت همه ی واکنش دهنده ها بطور همزمان دو برابر شود سرعت واکنش چند برابر خواهد شد ؟

آزمایش
    

 [C2O42-]
    

  [HgCl2]
    

سرعت اولیه واکنش (مول بر لیتر بر دقیقه)

1
    

.125M
    

  .204M
    

2.4x10-5

2
    

.25M
    

.204M
    

9.6x10-5

3
    

  .25M
    

     .102   
    

 4.7x10-5
 

چگونگی اثر دما و کاتالیزگر بر سرعت واکنش های شیمیایی : (رابطه آرنیوس)  

 افزایش دما معمولا به افزایش سرعت واکنش می انجامد زیرا تعداد برخوردها زیاد می شود و بیشتر برخورد ها از انرژی کافی برای تشکیل پیچیده ی فعال (کمپلکس فعال ) برخوردارند .

برای بررسی اثر دما و کاتالیزگر بهتر است با رابطه ی آرنیوس که چگونگی وابستگی ثابت سرعت با دما و انرژی فعالسازی را نشان می دهد آشنا شویم :  

     Ea/RT -

k = A e              

 
دما و کاتالیزگر با تغییر ثابت سرعت ؛ سرعت واکنش را تغییر میدهد :

1) همچنانکه در منحنی مشاهده می شود افزایش دما باعث افزایش مقدار عددی ثابت سرعت می شود .

2) استفاده از کاتالیزگر باعث می شود انرژی فعالسازی واکنش کاهش یافته و ثابت سرعت افزایش یابد .  

اگر چه ممکن است تغییر انرژی در بسیاری از واکنش های شیمیایی منفی باشد ، ولی اغلب این واکنش ها به مقداری انرژی ورودی اولیه نیاز دارند تا بتوانند پیچیده ی فعال تشکیل دهند این انرژی مورد نیاز را انرژی فعالسازی گویند .  به بیان دیگر :

انرژی فعالسازی حداقل انرژی لازم برای شروع واکنش است .


کاتالیزگر : کاتالیزور ماده ای است که سرعت واکنش را زیاد می کند و خود دچار تغییر دائم نمی شود .

 کاتالیز گر ماده ای است که سبب افزایش سرعت یک واکنش می شود بدون آنکه خود  بدون آنکه مقدار اولیه آن تغییری کند کاتالیزگر تاثیر خود را برسرعت یک واکنش از طریق کاهش انرژی فعالسازی اعمال میکند به عبارت کاملتر کاتالیزگر راه تازه ای برای انجام یک واکنش باز میکند و واکنش را از مسیرو مکانیسمی  هدایت میکند که سبب کاهش انرژی فعالسازی می شود یعنی در یک واکنش کاتالیز شده انرژی فعالسازی کمتر از انرژی فعالسازی همان واکنش بدون دخالت کاتالیزگراست و از آنجائی که انرژی فعالسازی با انرژی یک واکنش رابطه معکوس دارد بکارگیری کاتالیزگر سبب افزایش سرعت واکنش می شود نمودار زیر این تاثیر را نشان می دهد  

با مطالعه نمودار به 2 نکته اساسی پی میبریم :

1) کاتالیز گردر واقع سطح انرژی پیچیده فعال را کاهش می دهد بنابراین هم موجب کاهش انرژی فعالسازی واکنش رفت می شود و هم انرزی فعالسازی واکنش برگشت را کاهش می دهد از این رو سرعت واکنش های رفت و برگشت را یه یک نسبت افزایش می دهد به همین دلیل در واکنشهای رفت و برگشتی از یک نوع کاتالیزگر استفاده می شود مثلا واکنش هیدروژن دار کردن اتیلن در مجاورت کاتالیزگر نیکل صورت میگیرد ودر مقابل واکنش هیدروژن زدایی از اتان وتهیه اتیلن نیز با همان نیکل کاتالیز میشود                                                                                     

۲) کاتالیزگر  بر آنتالپی واکنش هیچ تاثیری ندارد شکل زیر نمودار توزیع  انرژی مولکولی را برای یک واکنش براساس قانون توزیع ماکسول وبولتزمن به خوبی نمایش می دهد . چنانچه پیداست در شرایط کاتالیز شده حداقل انرژی لازم برای شروع واکنش کمتر از انرژی لازم برای یک واکنش بدون حضور کاتالیزگر است به طوری که در حضور کاتالیزگر کسر بیشتری از مولکولها انرژی کافی برای انجام واکنش را دارا هستند بر اساس معادله زیربه لحاظ ریاضی  نیز می توان نتیجه گرفت که کاتالیزگراز طریق کاهش انرژی فعالسازی سبب افزایش ثابت سرعت  می سود کاتالیزگر ها را به دو نوع همگن و ناهمگن تقسیم می کنند کاتالیزگر نا همگن ، با مواد واکنش دهنده دردو فاز جدا گانه قرار دارد مانند :

 این نوع از  کاتالیزگزها سطحی رابرای انجام واکنش فراهم میکنند به طوریکه واکنش در سرحد یک فاز روی میدهد کاتالیزگزهای ناهمگن  به طور معمول از طریق جذب سطحی مواد واکنش دهنده به واکنش سرعت می بخشند در جذب سطحی فیزیکی معمولی ، مولکولها به وسیله نیروهای واندر والسی به سطح ماده جاذب ، گیر میکنند بنابراین مولکولهایی از گاز که جذب سطحی میشوند تاهمان حد تحت تاثیر قرار می گیرند که گویی مایع میشوند در جذب سطحی شیمیایی مولکولهای جذب شده ، با پیوند هایی که قابل مقایسه با پیوند های شیمیایی است ، به سطح ماده کاتالیزگر میچسبند . در فرایند تشکیل پیوند با ماده جاذب ، مولکولهایی که به طور شیمیایی جذب می شوند دچار تغییر آرایش الکترونی شده و پیوندهای بعضی از مولکولها کشیده وضعیف و حتی پیوند بعضی از آنها شکسته میشود . بنابراین لایه ای از مولکولها که به طور شیمیایی جذب شده اند به صورت یک پیچیده فعال عمل میکنند

 شکل زیر تاثیر کاتالیز گر طلا را برای مکانیسم تجزیه N2O  نشان میدهدهمانطور که مشخص است ذرات N2O برسطح طلا به طور شیمیایی جذب میشوند و واکنشهایی زیر بر این سطح صورت میگیرد کاتالیزگر همگن ، نوعی از کاتالیزگر ها هستند که در واکنش درگیر میشوند یعنی در ساز وکار چند مرحلهای یک واکنش ابتدا وارد واکنش می شوند ولی در پایان دوباره تولید می گردند به طوریکه تغییر غلظت انان صفر می شود. دخالت کاتالیز گر در سازو کار (مکانیسم ) واکنش موجب هدایت واکنش در مسیری می شود که انرژی فعالسازی کمتری دارد به طور مثال دیدیم که واکنش تجزیه گاز N2O  با کاتالیز گر ناهمگن  Au سرعت میگیرد . این واکنش با گاز کلر Cl2 در نقش کاتالیز گر همگن نیز دچار افزایش سرعت میشود

 

 برای این واکنش مکانیسم زیر پیشنهاد شده اشت :

 
چنانچه روشن است کاتالیز گر در مرحله اول مصرف ودر مرحله آخر دوباره تولید شده است در این مکانیسم ClO نقش ذره حد واسط دارد چون ابتدا تولید و سپس مصرف می شود

چگالی و غلظت


چگالی
در علوم پایه چگالی را مقدار جرم موجود در واحد حجم ماده می‌دانند. و آن را با علامت اختصاری ρ نشان می‌دهند که از رابطه ρ=m/V به دست می‌آید. در صورتی که در علوم پیشرفته، این تعریف از چگالی صحیح نیست و دقیقا تعریف جرم واحد حجم یا جرم مخصوص یا همان دانسیته می‌باشد. در علم کل، وزن مخصوص یک ماده به وزن آب هم‌حجم آن را در شرایط استاندارد، چگالی می‌گویند و ان را با S نشان می‌دهند.

در رابطهٔ ذکر شده، ρ چگالی ماده، m جرم جسم و V حجم اشغال شده توسط آن ماده‌است. همچنین، بین چگالی و وزن مخصوص باید تفاوت قائل شد. چگالی مقدار جرم موجود در واحد حجم است، ولی وزن مخصوص به معنی وزن واحد حجم ماده‌است.
جرم مخصوص یا دانسیته جرم واحد حجم است. جرم مخصوص را با ρ نشان می‌دهند.
برای تعریف جرم مخصوص در یک نقطه، حجم کوچکی در اطراف نقطه در نظر گرفته و جرم سیال را داخل آن حجم تقسیم نموده و حد این نسبت را وقتی تغییرات حجم به اپسیلون میل می‌کند می‌گیریم. درخور ذکر است که اپسیلون در اینجا درست است که واحد بسیار کوچکی است، اما از فاصلهٓ متوسط مولکول‌های جسم، بزرگ‌تر است.
غلظت
غلظت یک محلول شیمیایی به مقدار ماده‌ی حل شده‌ای که در ما‌ده‌ی حل شونده، حل شده است، ربط دارد. تصور ما بر این است که جامدی به یک حل کننده اضافه می‌شود (مثلاً نمک به آب) اما ماده‌ی حل‌شده در فاز دیگری است. برای مثال، اگر مقدار کمی اتانول به آب اضافه کنیم، اتانول، ماده‌ی حل‌شده است و آب حلال. اگر مقدار کم‌تری آب به مقدار بیش‌تری اتانول اضافه کنیم، آب نقش ماده‌ی حل‌شده را خواهد داشت.
غلظت مولی
بيشتر واکنشهاي شيميايي در محلولها و بخصوص محلولهاي آبي صورت مي گيرند. استوکيومتري واکنشها بر حسب مول تفسير مي شود. بنابر اين در محاسبه هاي استوکيومتري محلولها از «غلظت مولي» استفاده مي کنيم. غلظت مولي يا مولاريته عبارت است از تعداد مولهاي حل شده از يک ماده در ليتر محلول.
رابطه ی غلظت مولی یک ماده خالص با چگالی و جرم مولی آن
از تقسیم کردن چگالی یک ماده خالص ( با یکای گرم بر لیتر ) بر جرم مولی آن ، غلظت مولی آن به دست می آید.
اگر یک ماده خالص حالت جامد یا مایع داشته باشد چگالی و جرم مولی آن مقداری معین وثابت است ( در دمای معین ). به همین دلیل است که غلظت یک ماده خالص دارای حالت مایع یا جامد ، مقداری ثابت و معین است.

الگوی تدریس شیمی 4 مبتنی بر IT -  بخش 4 الکتروشیمی

عنوان : رقابت فلزها برای از دست دادن الکترون

لینک دانلود Download

منبع : گروه شیمی دفتر برنامه ریزی وتالیف کتب درسی

الگوی تدریس شیمی 4 (پیش دانشگاهی ) - مبتنی بر IT

عنوان : سلول الکتروشیمی

لینک دانلود Download

منبع : گروه شیمی دفتر برنامه ریزی و تالیف کتب درسی

سوالات موضوعی ودسته بندی شده ی امتحانات کشوری با پاسخ کلیدی مسائل شیمی پیش دانشگاهی

از دی 84 تا تیر 88 که توسط همکار گرامی آقای علیرضا تمدنی تهیه شده است . با تشکر از زحمات ایشان

لینک دانلود Download

منبع : شیمی یزد