ماهي سرعة التفاعل الكيميائي - Reaction rate

 تعريف سرعة التفاعل الكيميائي:

هي السرعة التي يتقدم فيها التفاعل الكيميائي أو يقوم فيها التفاعل الكيميائي بالتقدم، وغالبا ما يتم التعبير عنها بأنها تراكيز المواد التي تنتج في وحدة الزمن، أو بأنها تراكيز المواد التي تفاعلت واستهلكت في وحدة الزمن.

كيف يتم تحديد سرعة التفاعل الكيميائي ؟
ان لكل تفاعل كيميائي سرعة تفاعل مختلفة عن سرعة تفاعل كيميائي آخر حيث ان هناك تفاعلات تحدث بشكل سريع ووقت قصير ، يمكن تشبيهها مثل انفجار البارود ، وهناك تفاعلات كيميائية تحتاج الى زمن طويل او تكون بطيئة ، ويعتمد ذلك على عدة عوامل هي المسؤولة عن تحديد سرعة التفاعل الكيميائي، ونذكر منها:

• طبيعة المواد المتفاعلة.
• حجم الجزئيات للمواد المتفاعلة.
• تراكيز المواد المتفاعلة.
• الضغط: وهو ضغط المواد الغازية المتفاعلة.
• درجة الحرارة.
• وجود المواد الحفزية أو المحفزات.

العوامل التي تؤثر على سرعة التفاعل:
يتأثر معدل سرعة التفاعل الكيميائي بعدة عوامل، بحيث تزداد سرعة التفاعل كلما توفرت العوامل التي تجعل من التصادمات بين الجزيئات المتفاعلة اكبر أو التي تجعل من التصادمات بين الجزيئات متزايدة، وعلى العكس من ذلك تقل سرعة التفاعل كلما تواجدت العوامل التي تقلل من ذلك، ومن هذه العوامل:

• تراكيز المواد المتفاعلة:

ان زيادة تركيز المواد المتفاعلة يؤدي الى زيادة تصادمات الجزيئات الداخلة في التفاعل خلال وحدة الزمن، وبالتالي ترتفع نسبة معدل التفاعل وتزداد تراكيز المواد الناتجة التي بدورها تقلل من معدل التفاعل. اذاً نستطيع القول بأن الزيادة في تراكيز المواد المتفاعلة يعمل على رفع نسبة معدل التفاعل.

• درجة الحرارة:

يرتفع عادةً معدل التفاعل بارتفاع درجة الحرارة، أي أنه كلما ارتفعت درجات الحرارة كلما زاد معدل طاقة جزئيات المادة الحركية.
وبالتالي تزيد التصادمات فيما بينها خلال وحدة الزمن، كما تم إثبات أن معدل تفاعل أغلبية التفاعلات الكيميائية وليست جميعها تتضاعف عندما ترتفع درجة الحرارة بعدل تقريبي 10 درجات مئوية، ولكن وفي بعض الحالان قد يصبح معدل التفاعل أبطأ عندما تصل درجة الحرارة الى مقدار محدد.
ويعود السبب الأساسي وراء زيادة معدل التفاعل بزيادة درجة حرارة المواد التفاعلة هو أن ارتفاع درجة الحرارة تؤدي الى زيادة الجزيئات ذات طاقة تنشيط مما يؤدي إلى اصطدامات "ناجحة" (تجعل الجزيئات تتحد مع بعضها البعض).
وتكمن هنا اهمية معادلة أرينيوس في انها تصف سلوك النظام المتفاعل بارتفاع درجة الحرارة.
كما تصف قاعدة Q10 وهي قاعدة تقريبية (قاعدة فانت هوف أو معامل Q10) بأنه في كثير من التفاعلات يتضاعف معدل التفاعل لكل ارتفاع في درجة الحرارة قدره 10 درجات مئوية.

• طبيعة المواد المتفاعلة أو طبيعة وسط التفاعل:

وهنا المقصد هو الوسط الذي يحدث فيه ما يسمى chemical reaction rate ويتم التأثير عليه، إذ يختلف معدل التفاعل فيما إذا كان الوسط عبارة عن صلب، أو سائل، أو غازي، أو مائي، أو عضوي، كذلك إذا قطبي أو غير قطبي.
بالاضافة الى ذلك فإن شكل المواد المتفاعلة وحجمها لهما تأثير في معدل التفاعل في حال كانت في حالتها الصلبة.

• الضغط أو ضغط المواد الغازية:

ان ارتفاع ضغط المواد الغازية المتفاعلة يؤدي الى رفع احتمالية جعل تفاعل المواد المتفاعلة سوياً بشكل أفضل، وبشكل خاص يعتبر هذا العامل هام في تفاعلات الغازات او التفاعلات التي تحتوي على مواد غازية - وعلى العكس من ذلك - أي تفاعل يحتوي على مادة صلبة، أو سائلة، فيكون تأثير عامل الضغط ضعيف، علل؟
وذلك لأن الضغط ما هو إلا عامل زيادة تركيز الغاز.

• التقليب أو المزج أو الرج:

عند جعل المواد الداخلة في التفاعل تمتزج بشكل أفضل فإن ذلك يؤدي الى رفع معدل التفاعل الكيميائي، حيث يعمل ذلك على المساعدة في رفع القدرة على التفاعل.
اذاً فإن عامل التقليب والرج يزيد من معدل التفاعل وخصوصاً في تفاعلات المادة الصلبة مع السوائل.

• المحفزات أو تواجد المواد المحفزة والمسرعة:

تعمل المحفزات بالضبط كعمل الإنزيمات على سبيل المثال، حيث تقوم بدورها بتقليل طاقة تنشيط التفاعل الكيميائي، ورفع معدل التفاعل، ويحدث ذلك من خلال رفع معدل تصادمات المواد المتفاعلة او المواد الداخلة في التفاعل، وجعلها أكثر فاعلية، وبالتالي يقل ترابط جزئيات المواد التي تفاعلت أو انها تعمل على منح تلك المواد كثافة إلكترونية مؤدية الى حدوث اتزان التفاعل بشكل أسرع.

ونستطيع القول بإنه يزداد معدل التفاعل في وجود محفز (عامل مساعد)، ويقوم المحفز بتسريع كلا التفاعلين في الاتجاهين الأمامي و العكسي، حيث أن العامل المساعد له فاعلية في خفض طاقة التنشيط.
ومع ذلك لا يؤثر المحفزعلى التوازن الكيميائي، و إنما ينحصر مفعوله في تسريع معدل التفاعل وبالتالي تسريع الوصول إلى حالة التوازن الكيميائي.
ونذكر مثال على ذلك: يسرع البلاتين احتراق الهيدروجين بالأكسجين عند درجة الحرارة العادية.

• المذيبات (في حالة المحاليل) :

تحدث بعض التفاعلات الكيميائية في محاليل، وقد تؤثر طبيعة السائل المذيب على معدل سريان التفاعل.

• وجود النظائر:

يختلف معدل التفاعل باختلاف النظير، ونجد ذلك على وجه الخصوص في تفاعلات الهيدروجين حيث أن كتلة الديوتيريوم ضعف كتلة الهيدروجين.

• مساحة السطح (في تفاعلات المواد الصلبة) :

بالنسبة لتلك التفاعلات التي تحدث على سطح معين في التفاعلات مع المواظ الصلبة يزداد معدل التفاعل بزيادة السطح. علل؟
ذلك لزيادة عدد جزيئات المادة الصلبة المعرضة للمواد المتفاعلة الأخرى.

قانون سرعة التفاعل الكيميائي ومعادلتها:

يعبر عن معدل التفاعل بالمعادلة العامة (A+ B→ C) كما يلي:

نكتب معادلة المعدل للتفاعل الكيميائي :

n A + m B → C + D

معدل التفاعل= التغير في التركيز ÷ التغير في الزمن.

معدل التفاعل للمادة A= – التغير في تركيز المادة A ÷ التغير في الزمن.

معدل التفاعل للمادة B= – التغير في تركيز المادة B ÷ التغير في الزمن.

معدل التفاعل للمادة C = التغير في تركيز المادة C ÷ التغير في الزمن. (مثل ذلك معدل التفاعل للمادة D ان وجدت)

اذاً فإن معدل التفاعل= – التغير في تركيز المادة A ÷ التغير في الزمن = – التغير في تركيز المادة B ÷ التغير في الزمن = التغير في تركيز المادة C ÷ التغير في الزمن.

ملاحظات:

1. الاشارة السالبة التي ظهرت في تغير التركيز للمواد A و B تعني أنه حدث لها نقصان كونها في المتفاعلات ، بينما كان التغير في تركيز المادة C موجب لأنه في النواتج وبالطبع قيمته تزداد خلال التفاعل بالاتجاه الأمامي.
2. بالنسبة ل n & m المذكوران في معادلة معدل التفاعل أعلى فهما يسميان درجة التفاعل وهما يعتمدان على طريقة سير التفاعل، وتستنبط مقاديرهما عمليا من التجربة.
3. بالنسبة لتفاعلات الغازات يمكن الاستعاضة عن التركيز (الذي يستخدم في تفاعلات السوائل أو المواد الصلبة) بالضغط الجزئي طبقا لقانون الغاز المثالي.

مثال على قانون معدل التفاعل (سرعة التفاعل الكيميائي) :

في التفاعل الكيميائي لأكسدة الأمونيا

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

يكون معدل تكوين N2 هو 0.27 مول/لتر×ثانية، وبهذا فإن معدل تكوين الماء هو:
التغير في تركيز [H2O]= التغير في تركيز [N2] ويساوي = 6/2×[N2] ويساوي = 3×0.27= 0.81 مول/لتر×ثانية.

ختاماً يمكنك من ايقونة التحميل في الاسفل، الحصول على كتاب إلكتروني متميز ومفيد جداً في سرعة التفاعل الكيميائي، يحتوي هذا الكتاب الالكتروني على القوانين المستخدمة لحساب سرعة التفاعل الكيميائي وكذلك مسائل متنوعة محلولة، نتمنى لك التفوق والتميز دائماً.

تحميل الكتاب

المراجع: 

1. Parker, RA, Edge, DB, 1976, J Kim, Phys. 64: 4411-16 50. Markovic, N., Nyman, G., Nordholm, 1989, Chem. Phys. Lett, 159: 435-39
2. Turulski, J., Niedzielski, J. 1989,  Chem. Phys. 91: 3795-96
3. Clary, DC, Smith, D., Adams, NJ. 1985, Kim, Phys. Lett. 119: 320-26
4. Rowe, b. R. 1988. See ref. 7, pp. 135-52 54. Herbs