تفاعلات الانعكاسية - كتاب الكيمياء - الصف 11 - الفصل 2 - المملكة العربية السعودية

📚 تطبيق مبدأ لوتشاتيليه

المفاهيم الأساسية

مبدأ لوتشاتيليه: إذا بُذل جهد على نظام في حالة اتزان، فإن النظام يزاح في اتجاه يخفف أثر هذا الجهد. (الجهد هو أي تغيير يؤثر في اتزان نظام معين).

خريطة المفاهيم

```markmap

الاتزان الكيميائي

ثوابت الاتزان (Keq)

خاصية ثابت الاتزان

• يبقى ثابتاً عند درجة حرارة معينة.
• لا يعتمد على التراكيز الابتدائية.

دلالة قيمة Keq

#### قيمة Keq عالية

• النواتج موجودة بكميات أكبر من المتفاعلات عند الاتزان.

#### قيمة Keq صغيرة جداً

• كمية المتفاعل الناتجة شبه معدومة عند الاتزان.

حساب قيمة ثابت الاتزان (Keq)

#### خطوات الحساب

• كتابة تعبير ثابت الاتزان من المعادلة.
• تعويض تراكيز الاتزان المعطاة.
• إجراء العمليات الحسابية.

#### مثال 3-3: تفاعل تكوين الأمونيا

N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)

##### تعبير ثابت الاتزان

Keq = \frac{[NH₃]²}{[N₂][H₂]³}

##### حساب القيمة

Keq = \frac{[0.933]²}{[0.533][1.600]³} = 0.399

##### تفسير النتيجة

• قيمة Keq أقل من 1.
• المتفاعلات موجودة بكميات أكبر من النواتج عند الاتزان.

العوامل المؤثرة في الاتزان الكيميائي

الفكرة الرئيسة

• عندما تطرأ تغييرات على نظام متزن، يزاح إلى موضع اتزان جديد.

مبدأ لوتشاتلييه (Le Châtelier's Principle)

#### تطبيق المبدأ لزيادة الإنتاج

• مثال: زيادة إنتاج الميثان بتعديل العوامل التي تؤدي إلى إزاحة الاتزان نحو النواتج.

#### تأثير تغيير التركيز

• يؤثر تغير تراكيز النواتج أو المتفاعلات في الاتزان.
• نظرية التصادم: عدد التصادمات يعتمد على التركيز.

##### إضافة مواد متفاعلة

• مثال: إضافة أول أكسيد الكربون (CO) إلى التفاعل:

CO(g) + 3H₂(g) ⇌ CH₄(g) + H₂O(g)

• يزيد تركيز CO و H₂.
• يزيد عدد التصادمات الفعالة.
• تزيد سرعة التفاعل الأمامي (إزاحة نحو اليمين).
• مع الوقت: تقل سرعة التفاعل الأمامي وتزداد سرعة التفاعل العكسي حتى الوصول لاتزان جديد.

##### نتيجة التطبيق (من الجدول 3-2)

• قيمة Keq تبقى ثابتة (3.933).
• موضع الاتزان الجديد يزيد تركيز الناتج (الميثان CH₄).
• أي زيادة في تركيز أي متفاعل تؤدي إلى إزاحة نحو اليمين وزيادة النواتج.

#### مثال تطبيقي

• تفاعل إنتاج الميثان (طارد للحرارة):

CO(g) + 3H₂(g) ⇌ CH₄(g) + H₂O(g) \quad ΔΗ° = -206.5 kJ

• تراكيز الاتزان:

- [CO] = 0.30000 M

- [H₂] = 0.10000 M

- [CH₄] = 0.05900 M

- [H₂O] = 0.02000 M

• حساب ثابت الاتزان:

Keq = \frac{[CH₄][H₂O]}{[CO][H₂]³} = \frac{(0.05900)(0.02000)}{(0.30000)(0.10000)³} = 3.933

#### التساؤل الرئيسي

• هل يمكن التحكم في موضع الاتزان لزيادة كمية الناتج (الميثان)؟

أسئلة التقويم

سؤال 8

• فسر كيف ترتبط قيمة ثابت الاتزان مع كمية النواتج.

سؤال 9

• قارن بين الاتزان المتجانس والاتزان غير المتجانس.

سؤال 10

• عدد ثلاث خواص يجب أن توجد في خليط تفاعل ليصل إلى حالة اتزان.

سؤال 11

• احسب قيمة Keq عند درجة حرارة 400 K للتفاعل:

PCl₅(g) ⇌ PCl₃(g) + Cl₂(g)

#### البيانات

• [PCl₅] = 0.135 mol/L
• [PCl₃] = 0.550 mol/L
• [Cl₂] = 0.550 mol/L

سؤال 12

• فسر البيانات: يوضح الجدول الآتي قيم ثابت الاتزان عند درجات حرارة مختلفة. في أي منها يكون تركيز النواتج أكبر؟

#### جدول ثابت الاتزان ودرجات الحرارة

| ثابت الاتزان | درجات الحرارة |

| :--- | :--- |

| 4.500 | 373 K |

| 0.500 | 273 K |

| 0.0250 | 263 K |

```

نقاط مهمة

• مبدأ لوتشاتيليه يشرح كيف يستجيب النظام المتزن للتغيرات (مثل تغيير التركيز).
• تغيير تركيز متفاعل يغير سرعة التفاعل الأمامي أو العكسي، مما يؤدي إلى إزاحة الاتزان.
• إضافة متفاعل تزيد سرعة التفاعل الأمامي وتؤدي إلى إزاحة نحو اليمين (زيادة إنتاج النواتج).
• ثابت الاتزان (Keq) يبقى ثابتاً عند درجة حرارة معينة حتى بعد تغيير التركيز ووصول النظام إلى اتزان جديد.
• الهدف من تطبيق المبدأ في الصناعة هو زيادة إنتاج النواتج المرغوبة (مثل الميثان).

أضف معلومات من هذا القسم إلى مطويتك.

ارجع إلى دليل التجارب العملية على منصة عين الإثرائية

في عام 1888م اكتشف العالم الفرنسي هنري لويس لو تشانتيلييه Le chatelier أن هناك طرائق لجعل التفاعل أكثر إنتاجًا. وقد طرح ما يسمى الآن مبدأ لوتشاتيليه: إذا بَدّل جهد على النظام فإن ذلك يؤدي إلى إزاحة النظام في اتجاه يخفف أثر هذا الجهد. والجهد هو أي تغيير يؤثر في اتزان نظام معين.

كيف يمكن للكيميائي الصناعي تطبيق مبدأ لوتشاتيليه لزيادة إنتاج الميثان؟ إنه يحتاج إلى تعديل أي من العوامل التي من شأنها أن تؤدي إلى إزاحة الاتزان نحو النواتج في التفاعل.

التغيير في التركيز يؤثر تغير تراكيز النواتج أو المتفاعلات في الاتزان؛ إذ تنص نظرية التصادم على أن الجسيمات يجب أن تتصادم حتى تتفاعل، وأن عدد التصادمات يعتمد على تركيزها. إذ إن تغيير الكيميائي للاتزان بتغيير تركيزه.

إضافة مواد متفاعلة إذا أضيفت كمية من أول أكسيد الكربون إلى وعاء التفاعل وزادت تركيز أول أكسيد الكربون CO وجزيئات غاز الهيدروجين H2، فسيؤدي ذلك إلى زيادة عدد التصادمات الفعالة بين جزيئات غاز أول أكسيد الكربون CO وجزيئات غاز الهيدروجين H2، ويؤثر ذلك في اتزان التفاعل؛ إذ تزيد سرعة التفاعل الأمامي، كما هو موضح من السهم الطويل الذي يشير نحو اليمين في معادلة التفاعل.

CO(g) + 3H₂(g) ⇌ CH₄(g) + H₂O(g)

مع الوقت، تقل سرعة التفاعل الأمامي مع انخفاض تركيز كل من CO و H2، وفي الوقت نفسه تزداد سرعة التفاعل العكسي، مع إنتاج المزيد من CH4 و H2O حتى يصل التفاعل إلى موضع الاتزان الجديد (موضع 2).

CO(g) + 3H₂(g) ⇌ CH₄(g) + H₂O(g) 0.99254 M 0.07762 M 0.06648 M 0.02746 M Keq = [CH₄][H₂O] / [CO][H₂]³ = (0.06648)(0.02746) / (0.99254)(0.07762)³ = 3.933

لاحظ أن قيمة Keq لا تتغير، وأن موضع الاتزان الجديد قد حقق النتائج المرجوة، حيث زاد تركيز الميثان. ويبين الجدول 3-2 ملخصًا لنتائج هذه التجربة.

هل كان يمكنك تتوقع هذه النتيجة باستعمال مبدأ لوتشاتيليه؟ نعم، يعتبر مبدأ لوتشاتيليه زيادة سرعة التفاعل على حساب استهلاك CO جهدًا مبذولاً على الاتزان، فيستجيب نظام التفاعل هذا بزيادة إنتاج CO بسرعة أكبر. وتسمى هذه الاستجابة إزاحة نحو اليمين، وإنتاج المزيد من CH4 و H2O. لذا تؤدي أي زيادة في تركيز أي من المتفاعلات إلى الإزاحة نحو اليمين وزيادة النواتج.

عند الاتزان للتفاعل CO(g) + 3H₂(g) ⇌ CH₄(g) + H₂O(g)

أضف معلومات من هذا القسم إلى مطويتك. --- SECTION: تفاعلات الانعكاسية --- ارجع إلى دليل التجارب العملية على منصة عين الإثرائية في عام 1888م اكتشف العالم الفرنسي هنري لويس لو تشانتيلييه Le chatelier أن هناك طرائق لجعل التفاعل أكثر إنتاجًا. وقد طرح ما يسمى الآن مبدأ لوتشاتيليه: إذا بَدّل جهد على النظام فإن ذلك يؤدي إلى إزاحة النظام في اتجاه يخفف أثر هذا الجهد. والجهد هو أي تغيير يؤثر في اتزان نظام معين. --- SECTION: تطبيق مبدأ لوتشاتيليه --- كيف يمكن للكيميائي الصناعي تطبيق مبدأ لوتشاتيليه لزيادة إنتاج الميثان؟ إنه يحتاج إلى تعديل أي من العوامل التي من شأنها أن تؤدي إلى إزاحة الاتزان نحو النواتج في التفاعل. التغيير في التركيز يؤثر تغير تراكيز النواتج أو المتفاعلات في الاتزان؛ إذ تنص نظرية التصادم على أن الجسيمات يجب أن تتصادم حتى تتفاعل، وأن عدد التصادمات يعتمد على تركيزها. إذ إن تغيير الكيميائي للاتزان بتغيير تركيزه. إضافة مواد متفاعلة إذا أضيفت كمية من أول أكسيد الكربون إلى وعاء التفاعل وزادت تركيز أول أكسيد الكربون CO وجزيئات غاز الهيدروجين H2، فسيؤدي ذلك إلى زيادة عدد التصادمات الفعالة بين جزيئات غاز أول أكسيد الكربون CO وجزيئات غاز الهيدروجين H2، ويؤثر ذلك في اتزان التفاعل؛ إذ تزيد سرعة التفاعل الأمامي، كما هو موضح من السهم الطويل الذي يشير نحو اليمين في معادلة التفاعل. CO(g) + 3H₂(g) ⇌ CH₄(g) + H₂O(g) مع الوقت، تقل سرعة التفاعل الأمامي مع انخفاض تركيز كل من CO و H2، وفي الوقت نفسه تزداد سرعة التفاعل العكسي، مع إنتاج المزيد من CH4 و H2O حتى يصل التفاعل إلى موضع الاتزان الجديد (موضع 2). CO(g) + 3H₂(g) ⇌ CH₄(g) + H₂O(g) 0.99254 M 0.07762 M 0.06648 M 0.02746 M Keq = [CH₄][H₂O] / [CO][H₂]³ = (0.06648)(0.02746) / (0.99254)(0.07762)³ = 3.933 لاحظ أن قيمة Keq لا تتغير، وأن موضع الاتزان الجديد قد حقق النتائج المرجوة، حيث زاد تركيز الميثان. ويبين الجدول 3-2 ملخصًا لنتائج هذه التجربة. هل كان يمكنك تتوقع هذه النتيجة باستعمال مبدأ لوتشاتيليه؟ نعم، يعتبر مبدأ لوتشاتيليه زيادة سرعة التفاعل على حساب استهلاك CO جهدًا مبذولاً على الاتزان، فيستجيب نظام التفاعل هذا بزيادة إنتاج CO بسرعة أكبر. وتسمى هذه الاستجابة إزاحة نحو اليمين، وإنتاج المزيد من CH4 و H2O. لذا تؤدي أي زيادة في تركيز أي من المتفاعلات إلى الإزاحة نحو اليمين وزيادة النواتج. --- SECTION: الجدول 3-2 --- عند الاتزان للتفاعل CO(g) + 3H₂(g) ⇌ CH₄(g) + H₂O(g) --- VISUAL CONTEXT --- **TABLE**: الجدول 3-2 Description: Table showing equilibrium data for the reaction CO(g) + 3H₂(g) ⇌ CH₄(g) + H₂O(g) at two different equilibrium positions. Table Structure: Headers: موضع الاتزان | Keq | [H₂]eq (M) | [CH₄]eq (M) | [H₂]eq (M) | [CO]eq (M) Rows: Row 1: 1 | 3.933 | 0.02000 | 0.05900 | 0.10000 | 0.30000 Row 2: 2 | 3.933 | 0.02746 | 0.06648 | 0.07762 | 0.99254 Data: The table lists two equilibrium positions (1 and 2) and provides the equilibrium constant (Keq) and concentrations of reactants and products at each position. Key Values: Keq = 3.933 for both positions, Concentrations change significantly between position 1 and 2 Context: Summarizes the results of the experiment, showing that Keq remains constant while concentrations change, indicating a new equilibrium position is reached.