فيديو السؤال: حساب ثابت الاتزان للتركيز بمعلومية الكمية الابتدائية لكل متفاعل الكيمياء • الصف الثالث الثانوي

نسخة الفيديو النصية

يمكن إنتاج الأمونيا عن طريق تفاعل غازي الهيدروجين والنيتروجين، الممثل بالمعادلة الآتية. ثلاثة ‪H2‬‏ زائد ‪N2‬‏ في حالة اتزان مع اثنين ‪NH3‬‏. وضع 5.00 مولات من غاز النيتروجين و5.00 مولات من غاز الهيدروجين في وعاء مغلق حجمه 20.00 ديسيمترًا مكعبًا عند 500 كلفن. عند الاتزان يتحول 0.25 مول فقط من النيتروجين إلى أمونيا. احسب قيمة ‪𝐾𝑐‬‏ عند درجة الحرارة هذه، وقرب الإجابة لأقرب ثلاث منازل عشرية.

‏‪𝐾𝑐‬‏ هو ثابت الاتزان للتركيز. وثابت الاتزان للتركيز يعبر عن العلاقة بين تركيزات المتفاعلات والنواتج عند الاتزان. دعونا نتناول معادلة تفاعل عامة تمثل الأحرف الصغيرة فيها المعاملات التكافئية، وتمثل الأحرف الكبيرة الصيغ الكيميائية. وباستخدام معادلة التفاعل العامة هذه، يمكننا كتابة معادلة لثابت الاتزان للتركيز. في هذه المعادلة، ترفع تركيزات النواتج عند الاتزان لأسس تساوي معاملاتها التكافئية، ثم تقسم على تركيزات المتفاعلات عند الاتزان مرفوعًا كل منها لأس يساوي معامله التكافئي.

يمكننا استخدام المعادلات العامة لمساعدتنا في تكوين صيغة تمكننا من حساب قيمة ‪𝐾𝑐‬‏ للتفاعل المعطى. وبفعل ذلك، نحصل على المعادلة ‪𝐾𝑐‬‏ يساوي تركيز ‪NH3‬‏ تربيع مقسومًا على تركيز ‪H2‬‏ تكعيب مضروبًا في تركيز ‪N2‬‏. يمكننا الآن استخدام هذه المعادلة لحساب ثابت الاتزان لتركيز هذا التفاعل. لكن السؤال لا يعطينا التركيزات عند الاتزان لأي من المتفاعلات أو النواتج؛ لذا سيتعين علينا حسابها. ولمساعدتنا في ذلك، يمكننا استخدام طريقة التركيز الابتدائي – التركيز بالتغيير – التغيير عند الاتزان ‪(ICE)‬‏. في هذه الطريقة، سنسجل عدد المولات الابتدائي لكل نوع كيميائي مشترك في التفاعل، والتغير في عدد المولات، وعدد المولات عند الاتزان.

علمنا من السؤال أن 5.00 مولات من غاز النيتروجين و5.00 مولات من غاز الهيدروجين موضوعة في وعاء مغلق. في البداية نعلم أنه سيكون هناك صفر مول من ‪NH3‬‏ الناتج. ويمكننا الإشارة إلى التغير في عدد المولات بـ ‪𝑥‬‏. ستقل كمية كل متفاعل وتزيد كمية الناتج. وكما نعلم، يعكس التغير في عدد المولات المعاملات التكافئية في المعادلة الكيميائية. هذا يعني أن كمية الهيدروجين ستقل بمقدار ثلاثة ‪𝑥‬‏، في حين ستزيد كمية الأمونيا بمقدار اثنين ‪𝑥‬‏. يخبرنا السؤال أن 0.25 مول فقط من النيتروجين يتحول إلى أمونيا. وبما أن المعامل التكافئي للنيتروجين يساوي واحدًا، فيمكننا القول: إن التغير في المقدار يساوي سالب ‪𝑥‬‏. ومن ثم يكون 0.25 مول هو قيمة ‪𝑥‬‏.

يمكننا بعد ذلك التعويض بـ 0.25 عن ‪𝑥‬‏ وحساب التغير في الكمية لكل نوع كيميائي. هكذا نجد أن كمية الهيدروجين ستقل بمقدار 0.75 مول. وستقل كمية النيتروجين بمقدار 0.25 مول. أما كمية الأمونيا فستزيد بمقدار 0.5 مول. وإذا أضفنا مقدار التغير في الكمية إلى الكمية الابتدائية، يمكننا حساب الكمية عند الاتزان. عند الاتزان يوجد 4.25 مول من الهيدروجين و 4.75 مول من النيتروجين و0.5 مول من الأمونيا. لكن لاستخدام معادلة ‪𝐾𝑐‬‏، نحتاج إلى معرفة تركيز كل نوع كيميائي، وليس كميته. علمنا من السؤال أن التفاعل يحدث في وعاء مغلق حجمه 20.00 ديسيمترًا مكعبًا. لذا لإيجاد التركيزات عند الاتزان، كل ما علينا فعله هو قسمة كل كمية عند الاتزان على 20.00 ديسيمترًا مكعبًا.

بإجراء هذه العملية الحسابية، نحصل على التركيز عند الاتزان لكل نوع كيميائي. يمكننا الآن حساب ثابت الاتزان للتركيز. سنعوض بالتركيزات عند الاتزان في معادلة ‪𝐾𝑐‬‏. بعد ذلك نرفع تركيز الأمونيا لأس اثنين، ثم نرفع تركيز الهيدروجين لأس ثلاثة. وبضرب القيم في المقام، نحصل على 2.2789 في 10 أس سالب ثلاثة مول أس أربعة لكل ديسيمتر أس 12. وبإجراء الخطوة الأخيرة من العملية الحسابية، نحصل على إجابة عددية تساوي 0.27425.

لكن ماذا عن الوحدة؟ الوحدة دون تبسيط لدينا هي مول تربيع لكل ديسيمتر أس ستة مقسومًا على مول أس أربعة لكل ديسيمتر أس 12. ويمكننا تبسيط هذا الكسر المركب بضرب كل من البسط والمقام في ديسيمتر أس 12 لكل مول أس أربعة. بهذا يحذف مقام الكسر المركب. ويبسط ما تبقى من وحدتي المول والديسيمتر معًا. ويتبقى لدينا الوحدة ديسيمتر أس ستة لكل مول تربيع. ويمكننا إعادة كتابة هذه الوحدة في سطر واحد على الصورة مول أس سالب اثنين في ديسيمتر أس ستة.

وأخيرًا علينا تقريب الإجابة لأقرب ثلاث منازل عشرية لإكمال المسألة. وبإجراء التقريب المناسب، نجد أن قيمة ثابت الاتزان لتركيز التفاعل بين غاز الهيدروجين وغاز النيتروجين تساوي 0.274 مول أس سالب اثنين مضروبًا في ديسيمتر أس ستة.