الفيزياء

قوانين فيزياكيميائية متعددة

1996 معالجة مياه الفضلات الصناعية

أ.د أحمد فيصل أصفري

KFAS

قوانين فيزياكيميائية الفيزياء

– قانون غي لوساك: ينص قانون غي لوساك على أن ضغط كمية معينة من غاز يتناسب طرداً مع درجة الحرارة عند ثبات الحجم:

– قانون الغاز المثالي: قانون الغاز المثالي هو دمج لقوانين بويل وشارلز وأفوكادرو:

حيث:

V = حجم الغاز بالليترات.

p = الضغط المطبق (ضغط جوي).

n = عدد المولات في الغاز.

R = ثابت الغاز ويساوي (0.0821 ليتر. جوي/ مول. درجة كلفن).

T = درجة الحرارة المطلقة (°K).

 

– قانون هنري:  ينص قانون هنري على أن قابلية انحلال غاز ما Cg في سائل لا يتفاعل معه تتناسب مع ضغط الغاز فوق السائل.

حيث:

Cg = تركيز الغاز المنحل في واحدة الحجم من المحلول (مول/ ليتر) ويتعلق بدرجة الحرارة.

 = عامل انحلال للغاز.

Pg = الضغط الجزئي للغاز فوق سطح السائل ويساوي (p – pv) حيث pv ضغط البخار للسائل.

 

– قانون دالتون:  ينص قانون دالتون على أن الضغط الجزئي لغاز في مزيج غازي يساوي الضغط الذي يحدثه ذلك الغاز فيما لو شغل الحيز (الوعاء) منفرداً بنفس درجة الحرارة.

ويتحدد مقداره بعدد الجزيئات الموجودة من ذلك الغاز. ويكون الضغط الكلي Pt لمزيج من الغازات (a, b, c) ضغوطها الجزئية (Pa, Pb, Pc) مساوياً:

أو يمكن التعبير عن الضغط الجزئي لغاز ما في مزيج غازي بالعلاقة:

مثال:

الضغط الكلي الحادث في مزيج من (2) غرام من H2 و(8) غرام من N2 بدرجة حرارة 273°K في وعاء حجمه (10) ليتر يساوي:

 

– قانون راؤول:  ينص قانون راؤول على أن الضغط الجزئي لمذيب ما pa على محلول يساوي جداء ضغط البخار للمذيب الصافي pa° بالجزء المولي للمذيب في المحلول Xa:

– الشحنة الأيونية: تتناسب قوى التجاذب أو التنافر F بين شحنتين طرداً مع قيمهما (q1, q2) وعكساً مع مربع المسافة بينهما d:

K2 ثابت ذو علاقة بالوسط الفاصل بين الشحنتين.

لقد أوضح فاراداي بأن التيار الكهربائي ينتقل في المحاليل الإلكتروليتية (أي الناقلة للتيار الكهربائي) بوساطة الأيونات، والأيون كما هو معلوم عبارة عن ذرة، أو مجموعة ذرية مرتبطة مع بعضها ارتباطاً وثيقاً، تحمل شحنة كهربائية موجبة أو سالبة.

كما بين أنه يلزم لترسيب أو إطلاق وزن مكافىء من أي عنصر كمية من الكهرباء تعادل (96500) كولوم تقريباً.

وما كان الوزن المكافىء لأية مادة يساوي وزن المادة بالغرامات التي تطلق أو تستهلك مولاً واحداً من الإلكترونات، أي:

 

– قابلية الانحلال في المحاليل السائلة:  يمكن للأجسام الصلبة أو السائلة أو الغازية أن تنحل في وسط غازي أو سائل أو صلب.

إن المحاليل السائلة هي أكثر أنواع المحاليل شيوعاً، وعندما يكون الماء هو الوسط الحال (المذيب) تدعى المحاليل عندئذ، المحاليل المائية. نناقش الحالات التالية:

أ – انحلال غاز في سائل:

يتبع قانون هنري (أ – 57)، وقد أعطيت في الجدول (أ – 9) قيم تراكيز الغاز المنحل عند الإشباع (قابلية الانحلال) بواحدة (غرام/ ليتر) لبعض الغازات في الماء عند درجتي الحرارة و 25 سنتيغراد) وبضبط جزئي يساوي (1) ضغط جوي، حيث يلاحظ بأن قابلية انحلال الغازات تنقص بازدياد درجة الحرارة.

 

مثال:

وجد بأن تركيز غاز الأكسجين في الماء تحت ضغط جوي واحد، وعند درجة حرارة الغرفة (25 C) يساوي (0.04) غ/ل.

ما هي قيمة عامل الانحلال K للأوكسجين؟ وإذا أصبح ضغط الغاز فوق سطح الماء مساوياً (10) ضغط جوي، ماذا يصبح تركيز الأوكسجين في الماء في هذه الحالة؟

الحل:

من قانون هنري (أ – 57):

 

ب- انحلال سائل في سائل:

في حالة سوائل تمتزج كلياً مع بعضها، وجد بأن الضغط البخاري للمزيج عند درجة حرارة معينة يساوي مجموع الضغوط الجزئية للسوائل الممزوجة.

كما أن الضغط الجزئي لسائل ما pi في محلول كامل المزج عند درجة حرارة معينة يتناسب طرداً مع الجزء المولي لذلك السائل، أي يتبع قانون راؤول:

 

ج- انحلال صلب في سائل:

اصطلح على قابلية ذوبان مادة صلبة في سائل عند درجة حرارة معينة، بأنها كمية المادة المذابة بالغرامات، والكافية لإشباع مائة غرام من السائل عند درجة الحرارة المذكورة.

بعض المواد الصلبة تزداد قابلية انحلالها بازدياد الحرارة، والبعض الآخر تنقص قابلية انحلالها بازدياد درجة الحرارة.

 

– رقم الأكسدة: يعبر رقم الأكسدة عن عدد الالكترونات المكتسبة أو المفقودة، نتيجة تفاعل ما، أي أن رقم الأكسدة يمثل الشحنة التي يحملها أو يفترض أن يحملها أيون، عندما يتحد مع أيونات أخرى، وبالتالي فإن مجموع أرقام الأكسدة لذرات مركب ما يساوي الصفر.

تحسب الشحنة في المركبات ذات الصفة المشتركة، على أساس انتقال الزوج الإلكتروني إلى الذرة الأكثر كهرسلبية (أكثر ميلاً لجذب الإلكترونات إليها).

انطلاقاً مما سبق يمكن تعريف المادة المؤكسِدة بأنها: تلك التي تفقد الكترونات، أي التي ينقص رقم أكسدتها أثناء القيام بعملية الأكسدة.

 

أما المادة المختزلة أو المرجِعة فهي: تلك التي تكتسب الكترونات، أو تلك التي يزداد رقم أكسدتها أثناء قيامها بعملية الإرجاع أو الاختزال.

يمكن أن نصنف رقم الأكسدة (أو رقم التكافؤ) فيما يلي:

1- الذرة في حالتها الطبيعية متعادلة كهربائياً، وبالتالي فإن شحنتها أو تكافؤها يساوي الصفر، كما في العناصر التالية:

2-رقم الأكسدة للأيون الموجب أو السالب يساوي مقدار الشحنة التي يحملها الأيون. فالأكسجين ثنائي سالب في الأكاسيد، وأحادي سالب في فوق الأكاسيد التي تحتوي على رابط مضاعف من الأوكجسين كما في:

أما الهيدروجين فتكافؤه أحادي موجب، ولكن في الماءات يكون تكافؤه أحادي سالب كما في:

 

3- مجموعة القلويات Li, Na, K, Rb, Cs في مركباتها أحادية موجبة.

4- مجموعة القلويات الأرضية Be, Ca, Mg, Sr, Ba في مركباتها ثنائية موجبة.

5- مجموعة الهالوجينات F, Cl, Br, Ba في معظم أملاحها أحادية سالبة، إلا أن شحنتها تتغير عندما تتحد مع بعضها أو مع الاكسجين كما في:

 

6- العناصر الانتقالية لها أكثر من تكافؤ.

7- المركب الكيميائي متعادل كهربائياً. مثلاً، في المركبات التالية أعطيت شحنة كل عنصر كما يلي:

كذلك يمكن كتابة الصيغ الجزئية للمركبات التالية:

 

– قانون فعل الكتلة: وجد العالمان النروجيان غولد برج – واغ عام 1897، أن سرعة التفاعلات الكيميائية تتناسب طرداً مع التراكيز الجزيئية للجزيئات المتفاعلة، ويدعى هذا قانون فعل الكتلة، ويعبر عن التركيز بوحدات التركيز الجزيئية الغرامية.

مثلاً في التفاعل:

تكون سرعة التفاعل مساوية:

حيث يدعى k ثابت سرعة التفاعل النوعي، أو ثابت المعدل النوعي، ويتعلق بطبيعة المواد المتفاعلة ودرجة حرارة التفاعل. تشير الأقواس المتوسطة [    ] إلى تراكيز المواد بواحدة (مول/ ليتر). في التفاعل:

تكون سرعة التفاعل:

وفي التفاعل:

 

في بعض التفاعلات، ما أن تتشكل النواتج تبدأ بالتفاعل المعاكس لإنتاج المتفاعلات من جديد. تدعى هذه التفاعلات بالتفاعلات المتوازنة أو العكوسة. مثلاً، في التفاعل:

حيث هي المتفاعلات وهي النواتج عندما يتجه التفاعل من اليسار إلى اليمين، وتأخذ صفة معاكسة عندما يتجه التفاعل من اليمين إلى اليسار.

هي عوامل هذه المتفاعلات والنواتج في المعادلة المتوازنة، وتعبر عن أعداد المولات فيها، وتستنتج من الارقام التي تسبق رموز وصيغ هذه المواد في معادلة التفاعل الموزونة.

يصل التفاعل والتفاعل العكسي إلى حالة من التوازن تتساوى فيها سرعتا التفاعل بالاتجاهين المتعاكسين، ومن أجل ذلك يكون:

وبالتالي يمكن صياغة قانون فعل الكتلة بالمعادلة :

 

تدعى الكمية K ثابت التوازن للتفاعل العكوس. ونستنتج أن ثابت التوازن لتفاعل عكوس ما يساوي حاصل قسمة جداء تراكيز النواتج بالمول/ ليتر على جداء تراكيز المتفاعلات بالمول/ ليتر، كلاً منها مرفوعاً لقوة تمثل الرقم الذي يسبق صيغتها في المادة الموزونة لذلك التفاعل.

يبقى ثابت التوازن K للتفاعل ثابتاً طالما بقيت درجة الحرارة ثابتة.

تطبيق:

 

مثال:

مزج (8.1) مللي مول هيدروجين مع (9.3) مللي مول يود في وعاء سعته (V, cm3)، ورفعت درجة حرارة المزيج إلى (44) درجة مئوية.

وسمح للمواد الممزوجة بالتفاعل لبلوغ حالة الاتزان، وعندها حددت الكمية المتكونة من يوديد الهيدروجين فكانت (13.5) مللي مول.

احسب ثابت التوازن لهذا التفاعل بدلالة التركيز، وبدلالة الضغط الجزئي عند درجة الحرارة المعطاة.

الحل:

تكتب معادلة التفاعل كما يلي:

 

يتضح من معادلة التفاعل، بأنه إذا تفاعل X مولا من الهيدروجين مع X مولا من اليود يتكون من ذلك 2 X مولا من يوديد الهيدروجين، أي أن المتكون من يوديد الهيدروجين عند التوازن يكافئ ضعف الكمية المتفاعلة من الهيدروجين أو من اليود، أي:

بالتعويض في قانون فعل الكتلة، المعادلة (أ – 71):

بما أن عدد الجزيئات الغازية في طرفي المعادلة لهذا التفاعل متساو، فإن ثابت التوازن له بدلالة الضغط الجزئي وبدلالة التركيز متماثلان أي:

 

مثال آخر:

احسب قيمة ثابت التوازن في التفاعل التالي، علماً بأن التراكيز عند التوازن هي حسبما هو مسجل تحت كل مركب؟

الحل:

بتطبيق قانون فعل الكتلة، المعادلة (أ – 71):

 

إن المحاليل الإلكتروليتية قد تكون قوية أو ضعيفة. المحاليل الإلكتروليتية القوية هي محاليل حموض، أو قواعد، تتأين بصورة تامة، أو شبه تامة في الماء. ولا يمكن تطبيق قانون فعل الكتلة عليها.

أما المحاليل الإلكتروليتية الضعيفة فهي، محاليل حموض، أو قواعد، تتأين بصورة جزئية وتفاعلاتها قابلة للعكس، وبالتالي ممكن تطبيق قانون فعل الكتلة عليها.

 

فمثلاً، في حالة انحلال حمض ضعيف في الماء يحدث تفاعل اتزان عكوس مع المذيب.

ويعطى ثابت التوازن بحسب قانون فعل الكتلة (أ – 71) بالمقدار:

ونظراً لأن تركيز الماء في المحاليل المخففة هو تقريباً ثابت يصبح:

حيث Ka يمثل ثابت تحلل، أو تأين، الحمض الضعيف الذي يمكن منه حساب تركيز أيونات الهيدرونيوم لأي محلول حمض معلوم التركيز، وبالتالي يمكن حساب الأس الهيدروجيني pH للحمض.

بنفس العمل في حالة انحلال قاعدة ضعيفة في الماء يحدث تفاعل اتزان عكوس مع المذيب، أي:

 

وبتطبيق قانون فعل الكتلة (أ – 71) ينتج:

حيث Kb يمثل ثابت تحلل، أو تأين، القاعدة الضعيفة الذي يمكن منه حساب تركيز أيونات الهيدرونيوم لمحلول تلك القاعدة إذا عرف تركيزها. ومعلوم أن:

لقد اصطلح على أنه عندما يكون Ka أو Kb أصغر من (0.01) يكون الحمض أو الأساس ضعيفاً، وإذا كان Ka أو Kb مساوياً أو يزيد عن (0.01) يكون الحمض أو الأساس قوياً.

لقد وجد بأن جداء تركيز أيون الهيدروجين بتركيز أيون الهيدروكسيل في المحاليل المائية ثابت، ويساوي (10 -14) في الدرجة (24) مئوية، أي:

 

مثال: احسب النسبة المئوية لتأين محلول حمض الخل ذي التركيز (M 0.1) جزيئي مع العلم بأن ثابت تأين الحمض يساوي (1.8 × 10-5) كذلك احسب الرقم الهيدروجيني pH للمحلول نفسه.

الحل:

من قيمة ثابت تأين الحمض Ka يتبين بأن حمض الخل هو حمض ضعيف، وبالتالي يتحلل وفق المعادلة:

التركيز عند بدء التأين (مول/ ليتر):

التركيز عند الاتزان (مول/ ليتر):

بالتعويض في قانون فعل الكتلة (أ – 71):

 

لحساب النسبة المئوية لتأين حمض الخل:

لإيجاد قيمة pH نعوض عن تركيز أيونات الهيدرونيوم في العلاقة:

أعطيت في الجدول (أ – 10) قيم (Ka, Kb) لعدد من الأحماض والقواعد في محاليلها المائية عند درجة حرارة الغرفة (25° م).

اظهر المزيد

مقالات ذات صلة

زر الذهاب إلى الأعلى
Loading cart ⌛️ ...
إغلاق
إغلاق