نظرية التصادم والعوامل المؤثرة في سرعة التفاعل

متى يصير التصادم بين الجسيمات تفاعلًا؟

تؤدّي التصادماتُ الفعّالة بين جسيمات الموادّ المتفاعلة إلى حدوث التفاعل الكيميائيّ، وتتحدّد سرعةُ التفاعل بعواملَ عدّة تؤدّي إلى زيادتها أو إبطائها.

• أوضّحُ المقصودَ بكلٍّ من: نظريّة التصادم، التصادم الفعّال، المعقّد المنشّط، طاقة التنشيط، العامل المساعد.
• أفسّرُ العواملَ المؤثّرة في سرعة التفاعل الكيميائيّ وفق نظريّة التصادم.
• أستنتجُ العلاقةَ بين طاقة التنشيط والتغيّر في المحتوى الحراريّ، باستخدام منحنى الطاقة - سير التفاعل.

• وضع نظريّةَ التصادم العالمان: ماكس تراوتز، ووليام لويس؛ لتفسير حدوث التفاعلات الكيميائيّة وتفاوت سرعاتها.
• قدّمت النظريّة اقتراحاتٍ حول كيفيّة تغيير سرعة التفاعل الكيميائيّ.

• شروط نظريّة التصادم Collision Theory:
• تصادم جسيمات الموادّ المتفاعلة معًا، ذرّاتٍ أو أيوناتٍ أو جزيئات.
• طاقة تصادم كافية لتكسير الروابط بين الجسيمات المتفاعلة وتكوين روابط جديدة.
• اتجاه تصادم صحيح لهذه الجسيمات.
• فمثلًا: تتفاعل جزيئات أوّل أكسيد النيتروجين $\text{NO}$ مع جزيئات الكلور وفق المعادلة:
• $\text{NO}_{(g)} + \text{Cl}_{2(g)} \rightarrow \text{NOCl}_{(g)} + \text{Cl}_{(g)}$
• ليس كلّ تصادمٍ يؤدّي إلى نواتج، بل فقط عندما يكون اتجاه التصادم صحيحًا (الشكل 12).

فما التصادم الذي يُنتج التفاعل فعلًا؟

التصادم الفعّال: اتجاه صحيح وطاقة كافية

• تحدث تصادماتٌ كثيرة بين جسيمات الموادّ المتفاعلة، لكنّ التصادمات التي تؤدّي إلى نواتج قليلةٌ مقارنةً بالتصادمات الكلّيّة.

• يتطلّب التصادم الفعّال اتجاهًا صحيحًا (الاتجاه المناسب) لتصادم الجسيمات المتفاعلة، وامتلاكها الحدّ الأدنى من الطاقة اللازمة لبدء التفاعل.
• في هذه الظروف تتكسّر الروابط بين جسيمات المتفاعلة، وتتكوّن روابط جديدة في الموادّ الناتجة.
• فمثلًا: في المعادلة العامّة $A_2 + B_2 \rightarrow 2AB$ يجب أن تتصادم جسيمات $A_2$ مع جسيمات $B_2$ في الاتجاه الصحيح، وبطاقة كافية.
• عندها تتصادم ذرّتا ⁦A⁩ من الجزيء $A_2$ مع ذرّتي ⁦B⁩ من الجزيء $B_2$، فتتكوّن النواتج ⁦2AB (⁩الشكل 13).

• الاتجاه صحيح لكنّ الطاقة غير كافية: ترتدّ الجسيمات بعضها عن بعض عند تصادمها، ولا يحدث التفاعل ولا تتكوّن النواتج (الشكل 14).

• الاتجاه غير صحيح: سواء كانت كمّيّة الطاقة كافيةً أو غير كافية، ترتدّ الجسيمات بعضها عن بعض ولا يحدث التفاعل (الشكل 15).

المعقّد المنشّط: الحالة الانتقالية بين المتفاعلات والنواتج

• يتكوّن المعقّد المنشّط عند حدوث التصادم الفعّال ⁦Activated Complex⁩، وفيه يبدأ تكسير الروابط وتكوين روابط جديدة.
• أعلى طاقة: لهذه الحالة أعلى طاقة، وتسمّى طاقة المعقّد المنشّط $H_C$.
• وسرعان ما يتفكّك المعقّد المنشّط مكوّنًا الموادّ الناتجة أو المتفاعلة مرّةً أخرى.
• الشكل (16) يوضّح المعقّد المنشّط المتكوّن من تفاعل الهيدروجين مع اليود.

ما الشرطان اللازم توافرهما حتّى يكون التصادم فعّالًا؟

بالاعتماد على شرطي التصادم الفعّال؛ أستنتج من الشكل الافتراضي الآتي أيّ الحالتين تمثّل تصادمًا فعّالًا، وأيّهما تمثّل تصادمًا غير فعّال، وأفسّر إجابتي.

طاقة التنشيط: كم تحتاج الجسيمات كي يبدأ التفاعل؟

• تشترط نظريّة التصادم امتلاك الجسيمات المتفاعلة طاقةً كافية لحدوث التفاعل، وتسمّى هذه الطاقة طاقة التنشيط ⁦Activation Energy (Ea)⁩.

• عندما تكون طاقة التنشيط منخفضةً فهذا يعني أنّ عددًا كبيرًا من الجسيمات يمكن أن يمتلك هذه الطاقة ويكوّن المعقّد المنشّط عند تصادمه في الاتجاه الصحيح.

• يتّضح من الشكل ⁦(17/a, b)⁩: في الشكل ⁦(a)⁩ طاقة التنشيط أقلّ منها في الشكل ⁦(b)⁩، فعدد الجسيمات التي تمتلكها أكبر؛ فتكون سرعة التفاعل أكبر ويزداد احتمال تكوّن النواتج.
• في الشكل ⁦(b)⁩ طاقة التنشيط اللازمة عالية؛ فعددٌ قليلٌ من الجسيمات يمتلك طاقةً كافية لتكوين المعقّد المنشّط، فتكون سرعة التفاعل أبطأ.

وكيف نمثّل هذه الطاقات على منحنى يتتبّع سير التفاعل؟

كيف نقرأ المنحنى ونحسب طاقتي التنشيط والتغيّر الحراري؟

• يوضّح الشكل (18) منحنى تغيّر الطاقة أثناء سير تفاعل أوّل أكسيد الكربون مع ثاني أكسيد النيتروجين، وفق المعادلة الآتية:
• $\text{CO}_{(g)} + \text{NO}_{2(g)} \rightleftharpoons \text{CO}_{2(g)} + \text{NO}_{(g)}$

• طاقة الموادّ المتفاعلة (المحتوى الحراريّ للموادّ المتفاعلة) يُرمَز إليها بالرمز $H_R$، وطاقة الموادّ الناتجة بالرمز $H_P$.
• هنا $H_P$ أقلّ من $H_R$، ممّا يعني أنّ التفاعل يصاحبه فقدانٌ للطاقة.

• التفاعلات التي تفقد طاقةً حراريّة تسمّى التفاعلات الطاردة للطاقة الحراريّة.
• تكتسب الموادّ المتفاعلة الطاقة عند تصادمها لتكوين المعقّد المنشّط، وتسمّى هذه الطاقة طاقة تنشيط التفاعل الأماميّ $Ea_1$.
• عند التصادم بالاتجاه الصحيح ومع كمّيّةٍ كافية من الطاقة يبدأ تكسير الروابط وتكوين روابط جديدة.
• ومن ثمّ يتكوّن المعقّد المنشّط، ثمّ تتكوّن الموادّ الناتجة.

• وهي أكبر من طاقة التنشيط للتفاعل الأماميّ في التفاعل الطارد.
• يمكن التعبير عن التغيّر في المحتوى الحراريّ بدلالة الفرق بين طاقتي التنشيط الأماميّ $Ea_1$ والعكسيّ $Ea_2$:

• في التفاعل الماصّ للطاقة الحراريّة (الشكل 19) تكون طاقة الموادّ الناتجة أكبر من طاقة الموادّ المتفاعلة، وطاقة التنشيط للتفاعل الأماميّ أكبر من العكسيّ.

• إشارة $\Delta H$ الموجبة تعني تفاعلًا ماصًّا للطاقة الحراريّة، في حين تعني الإشارة السالبة تفاعلًا طاردًا لها.

1. اقرأ الطاقات: حدّد من المنحنى أو من المعطيات طاقة المتفاعلات والنواتج والمعقّد المنشّط.
2. التنشيط الأماميّ: اطرح طاقة المتفاعلات من طاقة المعقّد المنشّط.
3. التنشيط العكسيّ: اطرح طاقة النواتج من طاقة المعقّد المنشّط.
4. التغيّر الحراريّ: اطرح طاقة المتفاعلات من طاقة النواتج، أو طاقة التنشيط العكسيّ من الأماميّ.
5. نوع التفاعل: الإشارة الموجبة تعني ماصًّا للطاقة، والسالبة تعني طاردًا لها.

في تفاعلٍ ما، كانت قيمة التغيّر في المحتوى الحراريّ للتفاعل $−80\ \text{kJ}$، وطاقة الموادّ الناتجة $15\ \text{kJ}$، وطاقة المعقّد المنشّط $150\ \text{kJ}$. أحسب:

1. طاقة الموادّ المتفاعلة.

2. طاقة تنشيط التفاعل العكسيّ.

3. طاقة تنشيط التفاعل الأماميّ.

لماذا يتفاعل الصوديوم مع الماء أسرع من المغنيسيوم؟

تتأثّر سرعة التفاعل الكيميائيّ بمجموعةٍ من العوامل التي يمكن التحكّم بها لزيادة سرعة التفاعل أو إبطائها.

• طبيعة المواد المتفاعلة: تتفاعل بعض الموادّ أسرع من غيرها في الظروف نفسها تبعًا لطبيعتها ونشاطها الكيميائيّ.

• محلول مقابل مسحوق: تفاعل محلول يوديد البوتاسيوم مع محلول نترات الفضّة أسرع من تفاعل مسحوقيهما، وسرعة ظهور اللون الأصفر لترسيب يوديد الفضّة $\text{AgI}$ أكبر.
• السبب: عدد التصادمات بين الأيونات حرّة الحركة في المحلول أكبر؛ فيزداد عدد التصادمات الفعّالة وتكون سرعة التفاعل أكبر.

التركيز: جسيمات أكثر في الحجم نفسه تعني تصادمات أكثر

• زيادة تركيز الموادّ المتفاعلة تزيد عدد الجسيمات في وحدة الحجم.
• فيزداد عدد التصادمات الفعّالة بينها، ممّا يؤدّي إلى زيادة سرعة التفاعل.
• الشكل (20) يُبيّن زيادة عدد تصادمات الجسيمات المتفاعلة بزيادة تركيزها.

• فمثلًا: كتلةٌ محدّدة من الخارصين $\text{Zn}$ مع $20\ \text{mL}$ من حمض $\text{HCl}$ تركيزه $1\ \text{M}$ تنتج كمّيّةً من غاز الهيدروجين.
• وهي أكبر منها عند تفاعل كتلة الخارصين نفسها مع $20\ \text{mL}$ من الحمض تركيزه $0.1\ \text{M}$ في الفترة الزمنيّة نفسها.
• الأكسجين النقيّ: سرعة تفاعل الموادّ معه أكبر من سرعة تفاعلها مع الهواء؛ لأنّ تركيزه أكبر من تركيزه في الهواء.

المساحة: لماذا تحترق النشارة أسرع من قطعة الخشب؟

• زيادة مساحة سطح الموادّ الصُّلبة المُعرَّضة للتفاعل تزيد عدد التصادمات الفعّالة؛ فتزداد سرعة التفاعل.
• تجزئة القطعة الكبيرة إلى قطعٍ أصغر أو طحنها مسحوقًا تزيد مساحة السطح المُعرَّض للتفاعل، فتزداد سرعة التفاعل.
• في الشكل (21) ألاحظ زيادة عدد ذرّات الحديد المتفاعلة بزيادة مساحة السطح المعرَّض للتفاعل.

• فمثلًا: تحترق نشارة الخشب بسرعةٍ أكبر من احتراق قطعة الخشب ذات الكتلة نفسها.
• وكذلك تفاعل برادة الحديد مع حمض الهيدروكلوريك أسرع من تفاعل قطعة الحديد التي لها الكتلة نفسها.

الحرارة: كيف ترفع عدد الجسيمات القادرة على التفاعل؟

• زيادة درجة الحرارة ترفع الطاقة الحركيّة لجسيمات الموادّ المتفاعلة.
• فيزداد عدد الجسيمات التي تمتلك طاقةً تساوي طاقة التنشيط أو أعلى منها؛ فيزداد عدد التصادمات الفعّالة فتزداد سرعة التفاعل.
• الشكل (22) يُبيّن توزيع الطاقة الحركيّة على الجسيمات عند درجتي حرارة $T_1$ و $T_2$ حيث $T_2 > T_1$.

• المساحة تحت كلّ منحنى تمثّل عدد الجسيمات عند درجة حرارة معيّنة.
• متوسّط الطاقة الحركيّة عند $T_2$ أعلى منه عند $T_1$.
• طاقة التنشيط للتفاعل $E_a$ لا تتغيّر بتغيّر درجة الحرارة.

• المنطقة المظلّلة على يمين طاقة التنشيط تمثّل الجسيمات التي تمتلك طاقةً كافية للتفاعل.
• عددها عند $T_2$ أكثر من عددها عند $T_1$؛ فيزداد عدد التصادمات الفعّالة، ممّا يؤدّي إلى زيادة سرعة التفاعل.

العامل المساعد: مسار بديل بطاقة تنشيط أقلّ

• فيصبح التفاعل أسرع ويحدث في زمنٍ أقلّ، كما في الشكل (23).

• الشكل (24) يوضّح تفاعلًا كيميائيًّا طاردًا للطاقة الحراريّة.
• الخطّ المتّصل يمثّل مسار التفاعل من دون عامل مساعد، والخطّ المتقطّع مسار التفاعل بوجود عامل مساعد.
• طاقة التنشيط للتفاعل بوجود العامل المساعد $Ea^*_1$ أقلّ منها للتفاعل من دون وجوده $Ea_1$.
• طاقة الموادّ المتفاعلة والناتجة لا تتأثّر بوجود العامل المساعد.

تفاعلٌ افتراضيّ فيه طاقة الموادّ المتفاعلة $110\ \text{kJ}$، وطاقة الموادّ الناتجة $80\ \text{kJ}$، وطاقة المعقّد المنشّط من دون عامل مساعد $180\ \text{kJ}$، وطاقة المعقّد المنشّط بوجود عامل مساعد $140\ \text{kJ}$. أحسب:

1. طاقة تنشيط التفاعل العكسيّ من دون عامل مساعد.

2. طاقة تنشيط التفاعل الأماميّ بوجود العامل المساعد.

3. التغيّر في المحتوى الحراريّ.

4. هل التفاعل طاردٌ للطاقة الحراريّة أم ماصٌّ لها؟

تجربة: التركيز والحرارة والعامل المساعد عمليًّا

كيف نحمي الأطعمة من التلف؟

• تزداد سرعة التفاعل بزيادة درجة الحرارة؛ فعند إعداد الطعام نزيد درجة الحرارة لإنضاجه.
• لكنّ ترك الأطعمة في درجة حرارة الغرفة مدّة طويلة يؤدّي إلى تلفها بسبب حدوث تفاعلات كيميائيّة.
• هذه التفاعلات أسرع كثيرًا عند درجة حرارة الغرفة منها عند وضع الأطعمة في الثلاجة.
• تُحفظ الأطعمة في الثلاجة لضبط التفاعلات التي تسبّب تلفها، وبإضافة الموادّ الحافظة، ومن الطرائق الأخرى التجميد والتجفيف.

• من أمثلتها المواد الحافظة، وهي موادّ مضادّة للأكسدة؛ لأنّ الأكسدة تسبّب تلف الأطعمة ولا سيّما التي تحتوي على الدهون مثل الأجبان.
• استعمال المواد الحافظة آمن في المنتجات الغذائيّة، ويزيد من مدّة صلاحيّة الغذاء.
• مضادّات البكتيريا من أنواع المواد الحافظة، وهي مركّبات كيميائيّة لها رموز وأرقام، مثل المركّبات ⁦(220 - 227)E⁩ التي تُستخدَم في حفظ الفواكه.
• يدخل ثاني أكسيد الكبريت في تركيبها الأساسيّ.

مراجعة الدرس: اختبر ما فهمته

مراجعة الوحدة: أسئلة الأشكال