سرعة التفاعل والإتزان الكيميائي: نظرية التصادم والعوامل المؤثرة وقانون السرعة والاتزان ولو شاتلييه

نصائح الإتقان

• • متوسط السرعة = |التغيّر في التركيز| ÷ الزمن، ووحدته molL·s.
• • شروط التصادم المثمر: تصادم + اتجاه صحيح + طاقة ≥ طاقة التنشيط؛ والمحفّز/الإنزيم يخفض طاقة التنشيط فقط.
• • الطارد للحرارة: نواتجه أقلّ طاقة (ΔH سالبة)؛ والماص: نواتجه أعلى طاقة (ΔH موجبة).
• • رتبة التفاعل = مجموع أُسس التراكيز في قانون السرعة؛ وثابت السرعة k يتغيّر بالحرارة والمحفّز لا بالتركيز.
• • لو شاتلييه: زيادة تركيز متفاعل ⟸ نحو النواتج؛ زيادة ضغط ⟸ نحو الأقلّ مولات؛ ورفع الحرارة عامِلها كمادّة (الطارد للمتفاعلات والماص للنواتج). والمحفّز لا يزيح الاتزان.

أخطاء شائعة

• الظن أن العامل المحفّز يزيد طاقة التنشيط أو يزيح الاتزان: المحفّز يخفض طاقة التنشيط ويسرّع الاتجاهين معًا، فلا يزيح موضع الاتزان ولا يغيّر K_eq.
• القول إن التراكيز متساوية عند الاتزان: عند الاتزان تكون التراكيز ثابتةً (لا تتغيّر)، لكنها ليست بالضرورة متساوية؛ والسرعتان هما المتساويتان.
• إدخال المواد الصلبة والسائلة النقية في تعبير K_eq: تُحذف المواد الصلبة والسائلة النقية من تعبير ثابت الاتزان؛ تُدرج الغازات والمحاليل فقط.
• تطبيق أثر الضغط على تفاعل متساوي المولات: لا يؤثر الضغط في موضع الاتزان إذا تساوى عدد مولات الغاز في الطرفين (مثل H₂ + Cl₂⇌2HCl).
• عكس أثر الحرارة على الطارد والماص: اكتب الحرارة في طرفها: في الطارد ناتجٌ (رفع الحرارة يزيح للمتفاعلات)، وفي الماص متفاعلٌ (رفعها يزيح للنواتج).