معلومة

التوازن الكيميائي - الجزء 1: التفاعلات الأمامية والعكسية - علم الأحياء

التوازن الكيميائي - الجزء 1: التفاعلات الأمامية والعكسية - علم الأحياء


We are searching data for your request:

Forums and discussions:
Manuals and reference books:
Data from registers:
Wait the end of the search in all databases.
Upon completion, a link will appear to access the found materials.

التوازن الكيميائي - الجزء الأول: التفاعلات الأمامية والعكسية

يعد مفهوم التوازن الكيميائي أمرًا بالغ الأهمية لمتابعة العديد من المناقشات التي أجريناها في Bis2a وفي الواقع في جميع أنحاء علم الأحياء والعلوم. بدلاً من ذلك ، دعونا نبدأ في تطوير فهمنا للتوازن من خلال النظر في رد الفعل القابل للانعكاس أدناه:

التفاعل الافتراضي رقم 1: تفاعل افتراضي يتضمن المركبات A و B و D. إذا قرأنا هذا من اليسار إلى اليمين ، فسنقول إن A و B يجتمعان معًا لتشكيل مركب أكبر D. قراءة رد الفعل من اليمين إلى- على اليسار نقول أن المركب D ينقسم إلى مركبات أصغر A و B.

نحتاج أولاً إلى تحديد المقصود بـ "رد الفعل القابل للعكس". هذا المصطلح "قابل للعكس" يعني ببساطة أن رد الفعل يمكن أن يستمر في كلا الاتجاهين. أي أن الأشياء الموجودة على الجانب الأيسر من المعادلة يمكن أن تتفاعل معًا لتصبح الأشياء الموجودة على يمين التفاعل ويمكن أيضًا أن تتفاعل الأشياء الموجودة على يمين المعادلة معًا لتصبح الأشياء الموجودة على الجانب الأيسر من المعادلة. ردود الفعل التي يكون فيها احتمال حدوث رد فعل في أحد الاتجاهين ضئيلًا للغاية - وبالتالي تستمر في اتجاه واحد صغير فقط - تسمى تفاعلات لا رجعة فيها.

لبدء مناقشتنا للتوازن ، نبدأ بالنظر في رد الفعل الذي نفترض أنه قابل للعكس بسهولة. في هذه الحالة ، يكون رد الفعل الموضح أعلاه: التكوين الخيالي للمركب D من المركبين A و B. نظرًا لأنه رد فعل قابل للعكس ، يمكننا أيضًا تسميته تحلل D إلى A و B. التجربة التي نشاهد فيها التفاعل يبدأ من نقطة البداية حيث يوجد فقط A و B.

المثال 1: رد فعل متوازن يسار

رد الفعل الافتراضي # 1: دورة زمنية

في الوقت t = 0 (قبل بدء التفاعل) يحتوي التفاعل على 100 وحدة تركيز للمركبين A و B وصفر وحدة من المركب D. نسمح الآن للتفاعل بالاستمرار ومراقبة تركيز المركبات الثلاثة بمرور الوقت (t = 1 و 5 و 10 و 15 و 20 و 25 و 30 و 35 و 40 وحدة زمنية). لاحظ أنه عندما يتفاعل A و B مع الأشكال D. في الواقع ، يمكن للمرء أن يرى D تتشكل من t = 0 على طول الطريق إلى t = 25. لكن بعد ذلك الوقت ، تتوقف تركيزات A و B و D عن التغير. بمجرد أن يصل التفاعل إلى النقطة التي تتوقف فيها تركيزات المكونات عن التغير ، نقول إن التفاعل قد وصل إلى التوازن. لاحظ أن تركيزات A و B و D ليست متساوية عند التوازن. في الواقع ، يبدو التفاعل متوازنًا بحيث يكون هناك المزيد من A و B أكثر من D.

ملحوظة

**** تحذير سوء فهم الطالب الشائع ****

يقع العديد من الطلاب ضحية للاعتقاد الخاطئ بأن تركيزات المواد المتفاعلة ونواتج التفاعل يجب أن تكون متساوية عند التوازن. بالنظر إلى أن مصطلح التوازن يشبه إلى حد كبير كلمة "متساوٍ" ، فهذا ليس مفاجئًا. ولكن كما حاولت التجربة أعلاه توضيح ذلك ، هذا ليس صحيحًا!

المثال الثاني: رد فعل متوازن

يمكننا فحص تفاعل افتراضي ثانٍ ، وهو تركيب المركب J من المركبين E و F.

رد الفعل الافتراضي # 2: تفاعل افتراضي يتضمن المركبات E و F و J. إذا قرأنا هذا من اليسار إلى اليمين فسنقول إن E و F يجتمعان معًا لتشكيل مركب أكبر J. بقراءة التفاعل من اليمين إلى اليسار سنقول ذلك ينقسم المركب J إلى مركبات أصغر E و F.

تبدو بنية التفاعل الافتراضي رقم 2 متطابقة مع بنية التفاعل الافتراضي رقم 1 الذي نظرنا إليه أعلاه - شيئان يجتمعان معًا لصنع شيء أكبر. نحتاج فقط إلى افتراض ، في هذه الحالة ، أن E و F و J لها خصائص مختلفة عن A و B و D. فلنتخيل تجربة مماثلة للتجربة الموضحة أعلاه وفحص هذه البيانات:

رد الفعل الافتراضي # 2: دورة زمنية


في هذه الحالة ، يصل التفاعل أيضًا إلى التوازن. هذه المرة ، يحدث التوازن عند حوالي t = 30. بعد هذه النقطة ، لا تتغير تركيزات E و F و J. لاحظ مرة أخرى ، أن تركيزات E و F و J ليست متساوية عند التوازن. على النقيض من التفاعل الافتراضي # 1 (تفاعل ABD) ، هذه المرة تركيز J ، الشيء الموجود على الجانب الأيمن من الأسهم ، يكون بتركيز أعلى من E و F. نقول أن هذا بالنسبة لهذا التفاعل ، يكمن التوازن إلى اليمين.

يجب توضيح أربع نقاط أخرى في هذا المنعطف.

النقطة 1: ما إذا كان التوازن للتفاعل يقع إلى اليسار أو اليمين سيكون دالة لخصائص مكونات التفاعل والظروف البيئية التي يحدث فيها التفاعل (مثل درجة الحرارة والضغط وما إلى ذلك).

النقطة 2: يمكننا أيضًا التحدث عن التوازن باستخدام مفاهيم الطاقة وسنفعل ذلك قريبًا - ولكن ليس بعد.

النقطة 3: بينما يبدو أن التفاعلات الافتراضية # 1 و 2 تصل إلى نقطة حيث "توقف" التفاعل ، يجب أن تتخيل أن التفاعلات ما زالت تحدث حتى بعد الوصول إلى التوازن. عند التوازن ، تحدث التفاعلات "الأمامية" و "العكسية" بنفس المعدل. هذا هو ، في المثال رقم 2 ، عند التوازن J يتشكل من E و F بنفس المعدل الذي يتفكك فيه إلى E و F. وهذا يفسر كيف أن تركيزات المركبات لا تتغير على الرغم من حقيقة أن التفاعلات لا يزال يحدث.

النقطة 4: من هذا الوصف للتوازن يمكننا تحديد شيء نسميه ثابت التوازن. عادةً ما يتم تمثيل الثابت بحرف كبير K ويمكن كتابته Kمكافئ. من حيث التركيزات كمكافئ هو ناتج رياضي لتركيزات ناتج التفاعل (مادة على اليمين) مقسومًا على الناتج الرياضي لتركيزات المادة المتفاعلة (المادة على اليسار). على سبيل المثال ، K.مكافئ 1 = [D] / [A] [B] و K.مكافئ 2 = [J] / [E] [F]. الأقواس المربعة "[]" تشير إلى "تركيز" كل ما هو داخل القوس.


التوازن الكيميائي - الجزء 1: التفاعلات الأمامية والعكسية - علم الأحياء

موضوعات الكيمياء العامة

الخواص الحركية والتوازن

المواد الكيميائية حالة توازن هي حالة التركيب الثابت التي يتم الحصول عليها عندما تصبح معدلات التفاعل المتعارضة متساوية. هناك علاقة أساسية بين معدلات التفاعل معدلات رد الفعل ---> والتوازن الكيميائي ، واحد يمكننا وصفه كمياً. للوهلة الأولى ، قد يبدو الاتصال غامضًا - ألا نحتاج إلى أن نكون بعيدين عن التوازن لقياس معدلات التفاعل بشكل صحيح؟ تعني الطبيعة الديناميكية للتوازن الكيميائي أن التفاعلات الأمامية والعكسية يمكن أن تحدث بمعدلات كبيرة - وحتى عالية - ، ولكن نظرًا لأن هذه المعدلات متساوية ، لا يلاحظ أي تغيير في التركيز بمرور الوقت.

دعنا مرة أخرى نستخدم المثال الافتراضي للتفاعل البسيط القابل للانعكاس ، A = B (مثل الأزمرة) لإظهار نهج التوازن إما من A أو B النقي. يظهر من خلال منحني تقدم مختلفين (انظر الشكل أدناه). في (أنا)، يبدأ وعاء التفاعل بـ 100٪ أ ، ويبدأ في الخضوع للتحول إلى ب. المطابق للتفاعل الأمامي ، A & rarr B. عندما يبدأ B في التراكم (الجزء الأوسط من الرسم البياني ، الخزامى) ، يخضع جزء منه للتفاعل العكسي ، B & rarr A. لا يزال المعدل الصافي يفضل إنتاج B ، بحيث يكون تركيز يستمر B في الارتفاع و [A] لا يزال ينخفض ​​، ولكن بشكل أبطأ. لا يزال التحويل من A إلى B أسرع من تحويل B إلى A ، وهذا موضح في الشكل بالطول النسبي للأسهم في المعادلة الكيميائية. أخيرًا ، يوجد ما يكفي من B بحيث تكون معدلات التفاعل الأمامية والعكسية متوازنة ، والمعدل الصافي هو صفر (الجانب الأيمن من الرسم البياني ، أرجواني). إن شروط التوازن هذه ، بمجرد تحقيقها ، تستمر إلى أجل غير مسمى.

إذا كانت شروط البداية 100٪ ب ، كما في (ثانيا)، الخواص الحركية في أوقات مبكرة جدًا (المنطقة الموجودة في أقصى اليسار من الرسم البياني) يهيمن عليها التفاعل العكسي ، B & rarr A. وبمجرد تشكل بعض أشكال A ، يبدأ معدل التفاعل الأمامي في الارتفاع. لا يزال المعدل الصافي يفضل إنتاج A لفترة قصيرة (الرسم البياني الأوسط) ، لكن مستويات تركيزه متوقفة

60 ثانية ، بعد بلوغ مستوى التوازن. والجدير بالذكر أن شروط التوازن هذه هي نفسها تلك الموجودة في (1) - وهذا يفترض أن كلا التجربتين يتم إجراؤها في نفس درجة الحرارة.

الخواص الحركية والتوازن ومخطط تنسيق التفاعل

لتوضيح العلاقة بين معدل التفاعل والتوازن الكيميائي ، دعنا نفكر في رد فعل مخطط تنسيق لرد فعلنا البسيط القابل للعكس.

يُظهر هذا الرسم البياني ، على اليمين ، رسمًا بيانيًا (خط أرجواني) للطاقة الكامنة الكيميائية (المحور الرأسي) مقابل إحداثي & الاقتباس & quot (المحور الأفقي) ، والذي يمثل هنا تقدم التفاعل الذي يجب أن تنكسر فيه رابطة واحدة وتتشكل رابطة جديدة. يتم توفير أمثلة على هذه التفاعلات من خلال العديد من تفاعلات الأزمرة ، مثل التحويل البيني لـ رابطة الدول المستقلة-2-بيوتين و عبر-2-بيوتين.

دعونا أولاً نفكر في التفاعل الأمامي ، A & rarr B. جزيئات التفاعل (A) في النظام مع طاقة كافية للوصول إلى ذروة الطاقة ، حالة انتقالية (يرمز لها بالخنجر المزدوج ، & # 8225) يمكن أن تستمر إلى الأمام على طول تنسيق رد الفعل للتحويل إلى المنتج ب.

هذا الحد الأدنى من الطاقة المطلوبة هو طاقة التفعيل. لرد الفعل الأمامي ، هذا يرمز إليه هأ، fwd، وهي التكلفة النشطة المطلوبة لدفع كسر الرابطة في جزيء A إلى النقطة التي يمكن أن يبدأ فيها تكوين الرابطة الجديدة في B في توفير مردود نشط. يجب توفير الزيادة في الطاقة الكامنة من خلال الطاقة الحركية للجزيئات في النظام ، والتي تختلف حسب درجة الحرارة ، وفقًا لـ ماكسويل بولتزمان توزيع. بالنسبة للجزيئات ، يمكن أن تتواجد الطاقة الحركية ليس فقط في حركتها عبر الفضاء ، ولكن أيضًا في تمدد الروابط ، والانحناء ، والالتواء. يتم إعادة توزيع الطاقة الحركية في هذه الأشكال باستمرار عن طريق التصادم بين الجزيئات. يمكننا بسهولة تخيل كسر الرابطة في الجزيئات حيث يتم نقل فائض من الطاقة الحركية مؤقتًا إلى حركات الرابطة هذه. يتواصل التفاعل العكسي B & rarr A بطريقة مماثلة ، ولكن يلزم المزيد من تحويل الحركية إلى طاقة كامنة على المستوى الجزيئي. جزيئات B في النظام ذات طاقة كافية (طاقة التنشيط للتفاعل العكسي ، هأ ، مراجعة) للوصول إلى حالة الانتقال يمكن أن تستمر للخلف على طول تنسيق التفاعل إلى التحويل مرة أخرى إلى A. نظرًا لأن طاقة تنشيط التفاعل الأمامي أقل من طاقة تنشيط التفاعل العكسي (هأ، fwd & lt هأ، مراجعة ) ، سيكون رد الفعل العكسي أبطأ من التفاعل الأمامي عندما تكون تركيزات A و B متساوية. من أجل أن يصل هذا التفاعل إلى التوازن ، يجب أن يزيد تركيز B إلى ما بعد ذلك من A إلى النقطة التي تصبح فيها معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية. من الناحية النوعية منذ ذلك الحين هأ، fwd & lt هأ، مراجعة في هذه الحالة، كمكافئ & GT 1.


يمكننا أن نستنتج أن صافي التغير في طاقة الوضع الكيميائي مرتبط بثابت التوازن (كمكافئ) للتفاعل ، في حين يجب أن يكون حجم طاقة التنشيط مرتبطًا بثوابت معدل التفاعل. دعنا نحدد الآن أن رد الفعل الأمامي ، A & rarr B ، ورد الفعل العكسي B & rarr A ، كلاهما يتبع الترتيب الأول قوانين معدل. قوانين معدل . —-> ثم يمكننا بسهولة اشتقاق العلاقة بين ثوابت المعدل وثابت التوازن لحالتنا البسيطة من الدرجة الأولى. قوانين معدل ردود الفعل الأمامية والعكسية في هذه الحالة هي

هذه مجرد قوانين من الدرجة الأولى ، مع ك1 باعتباره ثابت سعر الدرجة الأولى الآجل ، و ك& ناقص 1 كثابت معدل الدرجة الأولى للتفاعل العكسي. عند التوازن ، يكون معدل التفاعل الأمامي مساويًا لمعدل التفاعل العكسي. جعل هذه التعبيرات متساوية عند الوصول إلى تركيزات التوازن ، لدينا

التي يمكن إعادة ترتيبه إلى

تعبير الجانب الأيمن هو بالطبع ثابت التوازن لهذا التفاعل ، لذلك أوضحنا ذلك في هذه الحالة


11.1: مفهوم التوازن الديناميكي

في الفصل الأخير ، ناقشنا مبادئ الحركية الكيميائية التي تتعامل مع معدل التغيير، أو مدى سرعة حدوث تفاعل كيميائي معين. ننتقل الآن انتباهنا إلى مدى التي يحدث لها التفاعل وكيف تؤثر ظروف التفاعل على التركيزات النهائية للمواد المتفاعلة والمنتجات. بالنسبة لمعظم التفاعلات التي ناقشناها حتى الآن ، ربما تكون قد افترضت أنه بمجرد تحويل المواد المتفاعلة إلى منتجات ، فمن المرجح أن تظل على هذا النحو. في الواقع ، ومع ذلك ، فإن جميع التفاعلات الكيميائية تقريبًا تفريغ إلى حد ما. أي أن التفاعل المعاكس يحدث حيث تتفاعل المنتجات ، بدرجة أكبر أو أقل ، لإعادة تكوين المواد المتفاعلة. في النهاية ، تصبح معدلات التفاعل الأمامية والعكسية كما هي ، ويصل النظام التوازن الكيميائي، النقطة التي لم يعد فيها تكوين النظام يتغير بمرور الوقت.

الشكل ( فهرس الصفحة <1> ): رباعي أكسيد ثنائي النيتروجين هو مؤكسد قوي يتفاعل تلقائيًا عند ملامسته لأشكال مختلفة من الهيدرازين ، مما يجعل الزوج مزيجًا شائعًا من الوقود للصواريخ. ثاني أكسيد النيتروجين عند & ناقص 196 درجة مئوية ، 0 & درجة مئوية ، 23 درجة مئوية ، 35 درجة مئوية ، 50 درجة مئوية. (لا2) إلى رباعي أكسيد ثنائي النيتروجين عديم اللون (N2ا4) في درجات حرارة منخفضة ، ويعود إلى NO2 في درجات حرارة أعلى. (CC BY-SA 3.0 Eframgoldberg).

التوازن الكيميائي هو عملية ديناميكية تتكون من تفاعل أمامي ، حيث يتم تحويل المواد المتفاعلة إلى منتجات ، وتفاعل عكسي ، يتم فيه تحويل المنتجات إلى مواد متفاعلة. عند التوازن ، تستمر التفاعلات الأمامية والعكسية بمعدلات متساوية. ضع في اعتبارك ، على سبيل المثال ، نظامًا بسيطًا يحتوي على مادة متفاعلة واحدة فقط ومنتج واحد ، وهو التفكك القابل للانعكاس لرباعي أكسيد ثنائي النيتروجين ( ( م))) لثاني أكسيد النيتروجين ( ( م)). قد تتذكر أن ( م) مسؤول عن اللون البني الذي نربطه بالضباب الدخاني. عندما يحتوي أنبوب محكم الغلق يحتوي على صلب ( م) (mp = & minus9.3 & degC bp = 21.2 & deg) يتم تسخينه من 78.4 درجة مئوية إلى 25 درجة مئوية ، واللون الأحمر البني لـ ( درجة مئوية)) يظهر (الشكل ( فهرس الصفحة <1> )). يمكن متابعة التفاعل بصريًا لأن المنتج ( ( م)) ملون ، في حين أن المادة المتفاعلة ( ( م)) عديم اللون:

يشير السهم المزدوج إلى أن كلا من رد الفعل إلى الأمام

تحدث في وقت واحد (أي أن التفاعل قابل للانعكاس). ومع ذلك ، هذا لا يعني بالضرورة أن النظام هو توازن كما يوضح الفصل التالي.

يوضح الشكل ( PageIndex <2> ) كيف يمكن أن يختلف تكوين هذا النظام كدالة زمنية عند درجة حرارة ثابتة. إذا كان التركيز الأولي لـ ( م) كانت صفراً ، ثم تزداد كلما زاد تركيز ( م) النقصان. في النهاية ، يتوقف تكوين النظام عن التغير بمرور الوقت ، ويتم تحقيق التوازن الكيميائي. على العكس من ذلك ، إذا بدأنا بعينة لا تحتوي على ( م) ولكن ( م) ضعف التركيز الأولي لـ ( م) (الشكل ( PageIndex <2a> )) ، وفقًا لقياسات العناصر المتفاعلة للتفاعل ، نصل إلى نفس تكوين التوازن تمامًا (الشكل ( فهرس الصفحة <2b> )). وبالتالي يمكن الاقتراب من التوازن من أي اتجاه في تفاعل كيميائي.

الشكل ( PageIndex <2> ): تكوين ( م) / ( م) المخاليط كدالة للوقت عند درجة حرارة الغرفة. (أ) في البداية ، يحتوي هذا النظام المثالي على 0.0500 م غازي ( م) ولا الغازية ( م). تركيز ( م) يتناقص مع الوقت حيث أن تركيز ( م) يزيد. (ب) في البداية ، يحتوي هذا النظام على 0.1000 M ( ce) ولا يوجد ( م). تركيز ( م) يتناقص مع الوقت حيث أن تركيز ( م) يزيد. في كلتا الحالتين ، تكون التركيزات النهائية للمواد هي نفسها: [ ( م)] = 0.0422 م و [ ( م)] = 0.0156 م عند التوازن. (CC BY-SA-NC Anonymous حسب الطلب)

يوضح الشكل ( PageIndex <3> ) معدلات التفاعل الأمامية والعكسية لعينة تحتوي في البداية على نقية ( م.). لأن التركيز الأولي لـ ( م) يساوي صفر ، معدل التفاعل الأمامي (تفكك ( م)) تساوي صفرًا في البداية أيضًا. في المقابل ، فإن معدل التفاعل العكسي (dimerization of ( ce)) مرتفع جدًا في البداية ( (2.0 مرات 10 ^ 6 ، M / s )) ، لكنه يتناقص بسرعة مع تركيز ( م)) النقصان. حيث أن تركيز ( م) يزيد معدل تفكك ( م) يزيد و [مدش] ولكن أبطأ من إضعاف ( م) & [مدش] لأن رد الفعل هو فقط من الدرجة الأولى في ( م) (المعدل = (k_f [N_2O_4] ) ، حيث (k_f ) هو معدل ثابت للتفاعل الأمامي في المعادلات ( المرجع) و ( المرجع)). في النهاية ، تصبح معدلات التفاعل الأمامية والعكسية متطابقة ، (k_f = k_r ) ، وقد وصل النظام إلى التوازن الكيميائي. إذا حدثت التفاعلات الأمامية والعكسية بمعدلات مختلفة ، فإن النظام ليس في حالة توازن.

الشكل ( PageIndex <3> ): معدلات التفاعل الأمامي والعكسي كدالة للوقت لنظام (N_2O_ <4 (g)> ) & # 86522 (NO_ <2 (g)> ) موضح في الجزء (ب) في الشكل ( فهرس الصفحة <2> ). (CC BY-SA-NC Anonymous حسب الطلب)

معدل تناقص ( م) (رد فعل عكسي) يتناقص بسرعة مع مرور الوقت ، كما هو متوقع لرد فعل من الدرجة الثانية. لأن التركيز الأولي لـ ( م) يساوي صفرًا ، ومعدل تفاعل التفكك (التفاعل الأمامي) عند (t = 0 ) يساوي صفرًا أيضًا. مع استمرار تفاعل dimerization ، فإن ( ce) يزداد التركيز ويزداد معدل تفككه أيضًا. في النهاية تكون معدلات التفاعلين متساوية: تم الوصول إلى التوازن الكيميائي ، وتركيزات ( م)) و ( م) لم يعد يتغير.

عند التوازن ، يكون معدل التفاعل الأمامي مساويًا لمعدل التفاعل العكسي.

يمكن وصف أنظمة التفاعل الثلاثة (1 و 2 و 3) الموضحة في الرسم التوضيحي المصاحب بالمعادلة:

[2A rightleftharpoons B nonumber ]

حيث الدوائر الزرقاء (أ ) والأشكال البيضاوية الأرجوانية (ب ). تُظهر كل مجموعة من اللوحات التركيب المتغير لواحد من خلائط التفاعل الثلاثة كدالة للوقت. ما هو النظام الذي استغرق أطول وقت للوصول إلى التوازن الكيميائي؟

منح: ثلاثة أنظمة تفاعل

يطلب: الوقت النسبي للوصول إلى التوازن الكيميائي

قارن تركيزات A و B في أوقات مختلفة. استغرق النظام الذي يستغرق تكوينه أطول وقت لتحقيق الاستقرار أطول وقت للوصول إلى التوازن الكيميائي.

في النظامين 1 و 3 ، ينخفض ​​تركيز A من (t_0 ) إلى (t_2 ) ولكنه يظل نفسه في كل من (t_2 ) و (t_3 ). وبالتالي فإن النظامين 1 و 3 في حالة توازن بمقدار (t_3 ). في النظام 2 ، لا تزال تركيزات A و B تتغير بين (t_2 ) و (t_3 ) ، لذلك ربما لم يصل النظام 2 بعد إلى التوازن بحلول ​​(t_3 ). وهكذا استغرق النظام 2 أطول وقت للوصول إلى التوازن الكيميائي.

في الرسم التوضيحي التالي ، يتم تمثيل A بدوائر زرقاء ، B بمربعات أرجوانية ، و C بواسطة أشكال بيضاوية برتقالية ، معادلة التفاعل هي A + B & # 8652 C. تمثل مجموعات الألواح تركيبات ثلاثة خلائط تفاعل كدالة من الوقت. أي من الأنظمة الموضحة ، إن وجدت ، قد وصلت إلى التوازن؟


مقدمة في التوازن

هذه سلسلة من المحاضرات في مقاطع فيديو تغطي موضوعات الكيمياء التي يتم تدريسها في المدارس الثانوية. كيفية وصف التوازن من حيث معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية وكذلك من حيث تركيزات المواد المتفاعلة والمنتجات.

مقدمة في التوازن الجزء 1 من 3
تعرف على ردود الفعل القابلة للعكس وماذا يعني رد فعل "الانتقال إلى التوازن".

جرب آلة حاسبة Mathway المجانية وحل المشكلات أدناه لممارسة موضوعات الرياضيات المختلفة. جرب الأمثلة المعطاة ، أو اكتب مشكلتك الخاصة وتحقق من إجابتك مع شرح خطوة بخطوة.

نرحب بملاحظاتكم وتعليقاتكم وأسئلتكم حول هذا الموقع أو الصفحة. يرجى إرسال ملاحظاتك أو استفساراتك عبر صفحة الملاحظات الخاصة بنا.


محتويات

يصف مبدأ Le Chatelier السلوك النوعي للأنظمة حيث يوجد تغيير فوري محرض خارجيًا في معلمة واحدة من نظام ينص على حدوث تحول سلوكي في النظام لمعارضة (إلغاء جزئي) تغيير المعلمة. تعتمد مدة التعديل على قوة ردود الفعل السلبية على الصدمة الأولية. عندما تؤدي الصدمة في البداية إلى ردود فعل إيجابية (مثل الهروب الحراري) ، يمكن أن يكون التوازن الجديد بعيدًا عن القديم ، ويمكن أن يستغرق وقتًا طويلاً للوصول إليه. في بعض الأنظمة الديناميكية ، لا يمكن تحديد الحالة النهائية من الصدمة. يستخدم هذا المبدأ عادةً لوصف أنظمة التغذية الراجعة السلبية المغلقة ، ولكنه ينطبق ، بشكل عام ، على الأنظمة المغلقة والمعزولة بالديناميكا الحرارية في الطبيعة ، حيث يضمن القانون الثاني للديناميكا الحرارية أن عدم التوازن الناجم عن الصدمة اللحظية يجب أن يكون له نصف عمر محدود . [5] المبدأ له نظائر في جميع أنحاء العالم المادي.

في حين أنه متجذر في التوازن الكيميائي ويمتد إلى النظرية الاقتصادية ، يمكن أيضًا استخدام مبدأ Le Chatelier في وصف الأنظمة الميكانيكية حيث أن النظام الذي يتعرض للضغط سيستجيب بطريقة تقلل أو تقلل من هذا الضغط. علاوة على ذلك ، ستكون الاستجابة بشكل عام عبر الآلية التي تخفف هذا الضغط بسهولة. تعتبر دبابيس القص وغيرها من الأجهزة القربانية من عناصر التصميم التي تحمي الأنظمة من الإجهاد المطبق بأسلوب غير مرغوب فيه لتخفيفه لمنع حدوث ضرر أكبر للنظام بأكمله ، وهو تطبيق هندسي عملي لمبدأ Le Chatelier.

تأثير التغيير في التركيز تحرير

سيؤدي تغيير تركيز مادة كيميائية إلى تحويل التوازن إلى الجانب الذي من شأنه أن يقاوم هذا التغيير في التركيز. سيحاول النظام الكيميائي جزئيًا معارضة التغيير المتأثر بالحالة الأصلية للتوازن. في المقابل ، سيتم تغيير معدل التفاعل ومدى وإنتاجية المنتجات بما يتوافق مع التأثير على النظام.

يمكن توضيح ذلك من خلال توازن أول أكسيد الكربون وغاز الهيدروجين ، والذي يتفاعل لتكوين الميثانول.

لنفترض أننا سنزيد تركيز ثاني أكسيد الكربون في النظام. باستخدام مبدأ Le Chatelier ، يمكننا أن نتنبأ بزيادة تركيز الميثانول ، مما يقلل التغيير الكلي في ثاني أكسيد الكربون.إذا أردنا إضافة نوع إلى التفاعل العام ، فإن التفاعل سيفضل الجانب المعارض لإضافة الأنواع. وبالمثل ، فإن طرح أحد الأنواع يؤدي إلى رد فعل "لسد الفجوة" ويفضل الجانب الذي تم فيه تقليص النوع. هذه الملاحظة مدعومة بنظرية الاصطدام. مع زيادة تركيز ثاني أكسيد الكربون ، سيزداد أيضًا تكرار الاصطدامات الناجحة لهذا المتفاعل ، مما يسمح بزيادة التفاعل الأمامي وتوليد المنتج. حتى إذا لم يكن المنتج المطلوب مفضلاً من الناحية الديناميكية الحرارية ، يمكن الحصول على المنتج النهائي إذا تمت إزالته باستمرار من المحلول.

غالبًا ما يتم استغلال تأثير التغيير في التركيز صناعيًا لتفاعلات التكثيف (أي التفاعلات التي تنبثق الماء) التي هي عمليات توازن (على سبيل المثال ، تكوين إستر من حمض الكربوكسيل والكحول أو إيمين من أمين وألدهيد). يمكن تحقيق ذلك عن طريق عزل المياه فعليًا ، عن طريق إضافة مواد مجففة مثل كبريتات المغنيسيوم اللامائية أو المناخل الجزيئية ، أو عن طريق الإزالة المستمرة للماء عن طريق التقطير ، والذي يتم تسهيله غالبًا بواسطة جهاز Dean-Stark.

تأثير التغيير في تحرير درجة الحرارة

يمكن توضيح تأثير تغيير درجة الحرارة في التوازن من خلال 1) دمج الحرارة إما كمتفاعل أو منتج ، و 2) بافتراض أن الزيادة في درجة الحرارة تزيد من المحتوى الحراري للنظام. عندما يكون التفاعل طاردًا للحرارة (Δح سلبي ويتم إطلاق الطاقة) ، يتم تضمين الحرارة كمنتج ، وعندما يكون التفاعل ماصًا للحرارة (Δح موجبة وتستهلك الطاقة) ، يتم تضمين الحرارة كمتفاعل. ومن ثم ، يمكن تحديد ما إذا كانت زيادة درجة الحرارة أو خفضها يفضل التفاعل الأمامي أو العكسي من خلال تطبيق نفس المبدأ كما هو الحال مع تغييرات التركيز.

خذ ، على سبيل المثال ، التفاعل العكسي لغاز النيتروجين مع غاز الهيدروجين لتكوين الأمونيا:

لأن هذا التفاعل طارد للحرارة ، فإنه ينتج حرارة:

إذا زادت درجة الحرارة ، سيزداد المحتوى الحراري للنظام ، لذلك سيستهلك النظام بعضًا من تلك الحرارة عن طريق تحويل التوازن إلى اليسار ، وبالتالي إنتاج كمية أقل من الأمونيا. سيتم إنتاج المزيد من الأمونيا إذا تم تشغيل التفاعل عند درجة حرارة منخفضة ، ولكن درجة الحرارة المنخفضة تقلل أيضًا من معدل العملية ، لذلك ، من الناحية العملية (عملية هابر) ، يتم ضبط درجة الحرارة على قيمة وسط تسمح بصنع الأمونيا بمعدل معقول مع تركيز توازن غير موات للغاية.

في التفاعلات الطاردة للحرارة ، تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى تقليل ثابت التوازن ، ك، بينما في التفاعلات الماصّة للحرارة ، تزداد درجة الحرارة ك.

يمكن فهم مبدأ Le Chatelier المطبق على التغيرات في التركيز أو الضغط من خلال العطاء ك قيمة ثابتة. ومع ذلك ، فإن تأثير درجة الحرارة على التوازن ينطوي على تغيير في ثابت التوازن. الاعتماد على ك يتم تحديد درجة الحرارة من خلال علامة Δح. يتم إعطاء الأساس النظري لهذا الاعتماد من خلال معادلة Van 't Hoff.

تأثير التغيير في تحرير الضغط

لا تعتمد تركيزات التوازن للمنتجات والمواد المتفاعلة بشكل مباشر على الضغط الكلي للنظام. قد تعتمد على الضغوط الجزئية للمنتجات والمواد المتفاعلة ، ولكن إذا كان عدد مولات المواد المتفاعلة الغازية مساويًا لعدد مولات المنتجات الغازية ، فلن يكون للضغط أي تأثير على التوازن.

لا يؤثر تغيير الضغط الكلي بإضافة غاز خامل بحجم ثابت على تركيزات التوازن (انظر تأثير إضافة غاز خامل أدناه).

يؤدي تغيير الضغط الكلي عن طريق تغيير حجم النظام إلى تغيير الضغوط الجزئية للمنتجات والمواد المتفاعلة ويمكن أن يؤثر على تركيزات التوازن (انظر § تأثير التغير في الحجم أدناه).

تأثير التغيير في تحرير الحجم

يؤدي تغيير حجم النظام إلى تغيير الضغوط الجزئية للمنتجات والمواد المتفاعلة ويمكن أن يؤثر على تركيزات التوازن. مع زيادة الضغط بسبب انخفاض الحجم ، يكون جانب التوازن مع عدد أقل من الشامات أكثر ملاءمة [6] ومع انخفاض الضغط بسبب زيادة الحجم ، يكون الجانب الذي يحتوي على عدد أكبر من الشامات أكثر ملاءمة. لا يوجد تأثير على التفاعل حيث يكون عدد مولات الغاز هو نفسه في كل جانب من جوانب المعادلة الكيميائية.

دراسة تفاعل غاز النيتروجين مع غاز الهيدروجين لتكوين الأمونيا:

ن2 + 3 ح2 4 مولات ⇌ 2 NH3 2 مول ΔH = -92kJ مول −1

لاحظ عدد مولات الغاز على الجانب الأيسر وعدد مولات الغاز على الجانب الأيمن. عندما يتغير حجم النظام ، تتغير الضغوط الجزئية للغازات. إذا أردنا تقليل الضغط عن طريق زيادة الحجم ، فسوف يتحول توازن التفاعل أعلاه إلى اليسار ، لأن الجانب المتفاعل يحتوي على عدد من المولات أكبر من جانب المنتج. يحاول النظام مواجهة الانخفاض في الضغط الجزئي لجزيئات الغاز عن طريق التحول إلى الجانب الذي يمارس ضغطًا أكبر. وبالمثل ، إذا أردنا زيادة الضغط عن طريق تقليل الحجم ، فإن التوازن يتحول إلى اليمين ، معاكسةً لزيادة الضغط عن طريق التحول إلى الجانب مع عدد أقل من مولات الغاز التي تمارس ضغطًا أقل. إذا زاد الحجم نظرًا لوجود عدد أكبر من مولات الغاز على الجانب المتفاعل ، يكون هذا التغيير أكثر أهمية في مقام التعبير الثابت للتوازن ، مما يتسبب في حدوث تحول في التوازن.

تأثير إضافة تحرير غاز خامل

تأثير تحرير محفز

يزيد المحفز من معدل التفاعل دون استهلاكه في التفاعل. لا يؤثر استخدام المحفز على موضع وتكوين توازن التفاعل ، لأن كلا من التفاعلات الأمامية والخلفية يتم تسريعها بواسطة نفس العامل.

على سبيل المثال ، ضع في اعتبارك عملية هابر لتخليق الأمونيا (NH3):

في التفاعل أعلاه ، سيعمل الحديد (Fe) والموليبدينوم (Mo) كمحفزات إذا كانت موجودة. سوف تسرع أي ردود فعل ، لكنها لا تؤثر على حالة التوازن.

يشير مبدأ Le Chatelier إلى حالات التوازن الديناميكي الحراري. هذا الأخير مستقر ضد الاضطرابات التي تفي بمعايير معينة وهذا أمر ضروري لتعريف التوازن الديناميكي الحراري.

تنص على أن التغيرات في درجة الحرارة أو الضغط أو الحجم أو تركيز النظام ستؤدي إلى تغييرات متوقعة ومتعارضة في النظام من أجل تحقيق حالة توازن جديدة.

لهذا ، يتم وصف حالة التوازن الديناميكي الحراري بشكل أكثر ملاءمة من خلال علاقة أساسية تحدد الوظيفة الأساسية للحالة ، من نوع الطاقة ، أو من نوع الانتروبيا ، كدالة لمتغيرات الحالة المختارة لتناسب العمليات الديناميكية الحرارية التي من خلالها يتم تطبيق الاضطراب. [7] [8] [9]

من الناحية النظرية ، وفي بعض السيناريوهات العملية تقريبًا ، يمكن أن يكون الجسم في حالة ثابتة مع عدم وجود تدفقات عيانية ومعدلات تفاعل كيميائي (على سبيل المثال ، عند عدم وجود محفز مناسب) ، ولكن ليس في حالة توازن ديناميكي حراري ، لأنه قابل للاستقرار أو غير مستقر ، فإن مبدأ Le Chatelier لا ينطبق بالضرورة.

يمكن أن يكون الجسم أيضًا في حالة ثابتة بمعدلات تدفق غير صفرية وتفاعل كيميائي أحيانًا يتم استخدام كلمة "التوازن" للإشارة إلى مثل هذه الحالات ، على الرغم من أنها ليست توازنات ديناميكية حرارية. في بعض الأحيان ، يُقترح النظر في مبدأ Le Chatelier لمثل هذه الحالات. بالنسبة لهذا التمرين ، يجب مراعاة معدلات التدفق والتفاعل الكيميائي. لا يتم توفير هذه المعدلات من خلال الديناميكا الحرارية المتوازنة. بالنسبة لمثل هذه الدول ، فقد تبين أنه من الصعب أو غير المجدي الإدلاء ببيانات صحيحة وعامة جدًا تعكس مبدأ Le Chatelier. [10] يُظهر Prigogine و Defay أن مثل هذا السيناريو قد يُظهر أو لا يُظهر اعتدالًا ، اعتمادًا على بالضبط الشروط المفروضة بعد الاضطراب. [11]

في الاقتصاد ، تم تقديم مفهوم مشابه سمي أيضًا باسم Le Chatelier من قبل الاقتصادي الأمريكي Paul Samuelson في عام 1947. هناك مبدأ Le Chatelier المعمم يتعلق بحد أقصى من حالة التوازن الاقتصادي: حيث تكون جميع المجهولات للوظيفة متغيرة بشكل مستقل ، والقيود المساعدة - " مجرد ربط "في ترك التوازن الأولي دون تغيير - تقليل الاستجابة لتغيير المعلمة. وبالتالي ، يُفترض أن تكون مرونة الطلب والعرض السلعي أقل في المدى القصير عنها في المدى الطويل بسبب قيود التكلفة الثابتة على المدى القصير. [12]

نظرًا لأن تغيير قيمة دالة موضوعية في جوار الموضع الأقصى موصوف بواسطة نظرية المغلف ، يمكن إثبات أن مبدأ Le Chatelier هو نتيجة طبيعية لذلك. [13]


إجراء

المواد والمعدات

ادوات: 10 small test tubes, test tube rack, test tube holder, Bunsen burner, 2 medium-sized beakers (for stock solutions), 10-mL graduated cylinder, wash bottle, stirring rod, and scoopula.

All of the acids and bases used in this experiment ((ce), (ce), (ce) and (ce)) can cause chemical burns. In particular, concentrated 12 M (ce) is extremely dangerous! If any of these chemicals spill on you, immediately rinse the affected area under running water and notify your instructor. Also note that direct contact with silver nitrate ((ce)) will cause dark discolorations to appear on your skin. These spots will eventually fade after repeated rinses in water. Finally, in Part 4 you will be heating a solution in a test tube directly in a Bunsen burner flame. If the solution is overheated it will splatter out of the tube, so be careful not to point the tube towards anyone while heating.

Experimental Procedure

Record all observations on your report form. These should include, but not be limited to, color changes and precipitates. Note that solution volumes are approximate for all reactions below. Dispose of all chemical waste in the plastic container in the hood.

Part 1: Saturated Sodium Chloride Solution

  1. Place 3-mL of saturated (ce) (عبد القدير) into a small test tube.
  2. Carefully add concentrated 12 M (ce) (عبد القدير) drop-wise to the solution in the test tube until a distinct change occurs. سجل ملاحظاتك.

Part 2: Acidified Chromate Solution

  1. Place 3-mL of 0.1 M (ce) (عبد القدير) into a small test tube.
  2. Add an equal amount of 6 M (ce) (عبد القدير) to this solution. سجل ملاحظاتك.
  3. Now add 10% (ce) (عبد القدير) drop-wise until the original color is returned. سجل ملاحظاتك.
  4. Here the added sodium hydroxide is effectively removing acidic hydrogen ions from the equilibrium system via a neutralization reaction:

Part 3: Aqueous Ammonia Solution

Instructor Prep: At the beginning of lab prepare a stock solution of aqueous ammonia. Add 4 drops of concentrated 15 M (ce) (عبد القدير) and 3 drops of phenolphthalein to a 150-mL (medium) beaker, top it up with 100-mL of distilled water, and mix with a stirring rod. Label the beaker and place it on the front desk. The entire class will then use this stock solution in Part 3.

  1. Place 3-mL of the prepared stock solution into a small test tube.
  2. Add a medium scoop of (ce) powder to the solution in this test tube. سجل ملاحظاتك.

Part 4: Cobalt(II) Chloride Solution

  1. Place 3-mL of 0.1 M (ce) (عبد القدير) into 3 small test tubes. Label these test tubes 1-3.
  2. The solution in test tube #1 remains untouched. It is a control for comparison with other tubes.
  3. To the solution in test tube #2, carefully add concentrated 12 M (ce) (عبد القدير) drop-wise until a distinct color change occurs. سجل ملاحظاتك.
  4. To the solution in test tube #3, first add a medium scoop of solid (ce). Then heat this solution directly in your Bunsen burner flame (moderate temperature). Firmly hold test tube #3 with your test tube holder, and waft it back and forth through the flame (to prevent overheating and &ldquobumping&rdquo) for about 30 seconds, or, until a distinct change occurs. سجل ملاحظاتك. Then cool the solution in test tube #3 back to room temperature by holding it under running tap water, and again record your observations.

Part 5: Iron(III) Thiocyanate Solution

Instructor Prep: At the beginning of lab prepare a stock solution of iron(III) thiocyanate. Add 1-mL of 0.1 M (ce) (عبد القدير) and 1-mL of 0.1 M (ce) (عبد القدير) to a 150-mL (medium) beaker, top it up with 100-mL of distilled water, and mix with a stirring rod. Label the beaker and place it on the front desk. The entire class will then use this stock solution in Part 5.

  1. Place 3-mL of the prepared stock solution into 4 small test tubes. Label these test tubes 1-4.
  2. The solution in test tube #1 remains untouched. It is a control for comparison with other tubes.
  3. To the solution in test tube #2, add 1-mL of 0.1 M (ce) (عبد القدير). سجل ملاحظاتك.
  4. To the solution in test tube #3, add 1-mL of 0.1 M (ce) (عبد القدير). سجل ملاحظاتك.
  5. To the solution in test tube #4, add 0.1 M (ce) (عبد القدير) drop-wise until all the color disappears. A light precipitate may also appear. سجل ملاحظاتك. Here the added silver nitrate is effectively removing thiocyanate ions from the equilibrium system via a precipitation reaction:

First, consider a factor that does not affect equilibrium: pure substances. If a pure liquid or solid is involved in equilibrium, it is considered to have an equilibrium constant of 1 and is excluded from the equilibrium constant. For example, except in highly concentrated solutions, pure water is considered to have an activity of 1. Another example is solid carbon, which may be form by the reaction of two carbom monoxide molecules to form carbon dioxide and carbon.

Factors that do affect equilibrium include:

  • Adding reactant or product or a change in concentration affects equilibrium. Adding reactant can drive equilibrium to the right in a chemical equation, where more product forms. Adding product can drive equilibrium to the left, as more reactant forms.
  • Changing the temperature alters equilibrium. Increasing temperature always shifts chemical equilibrium in the direction of the endothermic reaction. Decreasing temperature always shifts equilibrium in the direction of the exothermic reaction.
  • Changing the pressure affects equilibrium. For example, decreasing the volume of a gas system increases its pressure, which increases the concentration of both reactants and products. The net reaction will see to lower the concentration of gas molecules.

Le Chatelier's principle may be used to predict the shift in equilibrium resulting from applying a stress to the system. Le Chatelier's principle states that a change to a system in equilibrium will cause a predictable shift in equilibrium to counteract the change. For example, adding heat to a system favors the direction of the endothermic reaction because this will act to reduce the amount of heat.


Chemical Equilibrium - PowerPoint PPT Presentation

يعد موقع PowerShow.com موقعًا رائدًا لمشاركة العروض التقديمية / عرض الشرائح. سواء كان تطبيقك يتعلق بالعمل ، أو الكيفية ، أو التعليم ، أو الطب ، أو المدرسة ، أو الكنيسة ، أو المبيعات ، أو التسويق ، أو التدريب عبر الإنترنت أو لمجرد التسلية ، فإن موقع PowerShow.com يعد مصدرًا رائعًا. والأفضل من ذلك كله ، أن معظم ميزاته الرائعة مجانية وسهلة الاستخدام.

يمكنك استخدام PowerShow.com للعثور على أمثلة على عروض PowerPoint التقديمية عبر الإنترنت وتنزيلها حول أي موضوع يمكنك تخيله حتى تتمكن من تعلم كيفية تحسين الشرائح والعروض التقديمية مجانًا. أو استخدمه للعثور على عروض تقديمية عالية الجودة لـ PowerPoint وتنزيلها مع شرائح مصورة أو متحركة ستعلمك كيفية القيام بشيء جديد ، مجانًا أيضًا. أو استخدمه لتحميل شرائح PowerPoint الخاصة بك حتى تتمكن من مشاركتها مع المعلمين أو الفصل أو الطلاب أو الرؤساء أو الموظفين أو العملاء أو المستثمرين المحتملين أو العالم. أو استخدمها لإنشاء عروض شرائح صور رائعة حقًا - مع انتقالات ثنائية وثلاثية الأبعاد ورسوم متحركة وخيارات الموسيقى التي يمكنك مشاركتها مع أصدقائك على Facebook أو دوائر Google+. هذا كله مجاني أيضًا!

مقابل رسوم رمزية ، يمكنك الحصول على أفضل خصوصية على الإنترنت في المجال أو الترويج للعروض التقديمية وعروض الشرائح مع أعلى التصنيفات. لكن بصرف النظر عن ذلك فهو مجاني. سنقوم بتحويل العروض التقديمية وعروض الشرائح إلى تنسيق الفلاش العالمي بكل مجدها الأصلي للوسائط المتعددة ، بما في ذلك الرسوم المتحركة ، وتأثيرات الانتقال ثنائية وثلاثية الأبعاد ، والموسيقى المضمنة أو أي صوت آخر ، أو حتى الفيديو المضمّن في الشرائح. كل هذا مجانا. يمكن مشاهدة معظم العروض التقديمية وعروض الشرائح على PowerShow.com مجانًا ، بل إن الكثير منها مجاني للتنزيل. (يمكنك اختيار ما إذا كنت ستسمح للأشخاص بتنزيل عروض PowerPoint التقديمية الأصلية وعروض شرائح الصور مقابل رسوم أو مجانًا أم لا على الإطلاق.) تحقق من PowerShow.com اليوم - مجانًا. حقا هناك شيء للجميع!

العروض التقديمية مجانًا. أو استخدمه للعثور على عروض تقديمية عالية الجودة لـ PowerPoint وتنزيلها مع شرائح مصورة أو متحركة ستعلمك كيفية القيام بشيء جديد ، مجانًا أيضًا. أو استخدمه لتحميل شرائح PowerPoint الخاصة بك حتى تتمكن من مشاركتها مع المعلمين أو الفصل أو الطلاب أو الرؤساء أو الموظفين أو العملاء أو المستثمرين المحتملين أو العالم. أو استخدمها لإنشاء عروض شرائح صور رائعة حقًا - مع انتقالات ثنائية وثلاثية الأبعاد ورسوم متحركة وخيارات الموسيقى التي يمكنك مشاركتها مع أصدقائك على Facebook أو دوائر Google+. هذا كله مجاني أيضًا!


Acid/Base Equilibrium

Acids and bases عند chemical equilibrium in solution. At chemical equilibrium, the products and reactants have reached a state of balance. Reactions may still be taking place within the sample, but the forward and reverse reactions are taking place at the same rate, so the concentrations of the products and reactants are not changing with time.

Concepts related to acid base equilibrium include designing buffers and plotting pH curves.

Additionally, determining the acid base equilibrium can help in predicting the products of a reaction and the relative concentration of the products, as well as aiding in the identification of the weaker acid and base.

Weak acids and bases are common in nature. For example, many insects of the order hymenoptera, including bees, wasps, and ants, use a weak acid (formic acid) as a weapon when they bite or sting. As a result, many animals avoid contact with these insects. In order for the weaponized acid to be effective, it must produce enough hydrogen ions to wound the bee's enemy, but not enough to dissolve the bee's stinger and organs. Formic acid

This defense occasionally backfires, as other animals have adapted their own pH in response to formic acid. Anteaters, a species well known for feasting on anthills, do not produce the hydrochloric acid (a strong acid) that most animals rely on for digestion. The anteaters are attracted to the ants, because they need the formic acid to break up their stomach contents.

Giant Anteater [1]


شاهد الفيديو: شرح درس التفاعلات الكيميائية (يونيو 2022).


تعليقات:

  1. Kegis

    أنا آسف ، ولكن ، في رأيي ، ترتكب أخطاء. أقترح مناقشته. اكتب لي في رئيس الوزراء ، يتحدث إليك.

  2. Akiktilar

    كان هذا ومعي.

  3. Tory

    مجرد فكرة رائعة قد زارتك



اكتب رسالة