الدرس الاول: سرعة التفاعلات الكيميائية

 

أتأمَّلُ​​​​​​ الصو​رة

الوحدةُ الكيمياء الحركية
Kinetic Chemistry
تتفاوت التفاعلات الكيميائية في زمن حدوثها، وتختلف سرعاتها تبعًا لذلك؛ فالصوديوم يتفاعل بسرعة كبيرة مع الماء كما يظهر في الصورة. هذه المشاهدة وغيرها؛ دفعت العلماء إلى البحث في اختلاف سرعةالتفاعلات الكيميائية، وكيفية التحكم فيها لزيادة سرعتها أو إبطائها. فما المقصود بسرعة التفاعل الكيميائي؟
ولماذا تتفاوت التفاعلات في سرعة حدوثها؟ وما العوامل المؤثرة فيها؟

الفكرةُ العامّة:
تتفاوت التفاعلات الكيميائية في سرعات حدوثها، اعتمادًا على مجموعة من العوامل التي تؤدي إلى زيادة سرعة التفاعل أو إبطائها،حيث يمكن التحكم في سرعة التفاعل الكيميائي عن طريق ضبط تلك العوامل.

تجربة استهلالية
الموادُّ والأدواتُ: شريطُ مغنسيوم Mg ،أنبوبَي اختبار زجاجيّين، حامل أنابيب اختبار، محلولين من حمض الهيدروكلوريكHCl ، تراكيزها $(0.01\mathrm{M} , 1 \mathrm{M})$ ، ورق صنفرة ، ساعة إيقاف.
إرشاداتُ السلامة:
أتّبع إرشادات السلامة العامة في المختبر.
أرتدي معطف المختبر والقفازات والنظارات الواقية.
أحذر لمس حمض الهيدروكلوريك.
خُطواتُ العمل:
1- ألصق قطعة من الشريط الورقي اللاصق على كل أنبوب زجاجي، وأرقمها ( 1 ، 2) على الترتيب.
2- أقيس بالمخبار 10mL من حمض

الهيدروكلوريك، تركيزه؛ 1M ، وأضعها في الأُنبوب رقم ( 1).
3- أقيس بالمخبار 10mLمن حمض الهيدروكلوريك، تركيزه؛ 0.01M  ، وأضعها في الأُنبوب رقم ( 2).
4- أقُصّ 10cm من شريط المغنيسيوم، ثم أنظّفهُ باستخدام ورق الصَّنفرة. وأقطعهُ إلى قطعتين متساويتين.
5- ألاحظ: أضيف قطعة من المغنيسيوم إلى كل أُنبوب في الوقت نفسه، وأستخدم ساعة الإيقاف؛ لتحديد زمن بدء التفاعل،
وزمن وانتهائه في كل أنبوب، وأسجل ملاحظاتي في جدول البيانات.
6- أنظّم ملاحظاتي في جدول البيانات الآتي:

 

	الأنبوب1	الأنبوب2
زمن بدء التفاعل
زمن انتهاء التفاعل

 

التحليلُ والاستنتاج:
1- أستنتج: كيف أستدلّ على حدوث التفاعل الكيميائي؟

الإجابة: تصاعد غاز أثناء حدوث التفاعل.
2- أحدد أيًّا من الأنبوبين كانت سرعة التفاعل فيه أكبر.

الإجابة: الأنبوب رقم 1( الذي فيه تركيز الحمض 1M)
3- أكتب معادلة كيميائية موزونة تصف التفاعل الحاصل.

الإجابة:       ${}_{\left(\mathrm{g}\right)2}\mathrm{H} + {}_{\left(\mathrm{aq}\right)2}\mathrm{MgCl} \to {}_{\left(\mathrm{aq}\right)}\mathrm{HCl}2+ {}_{\left(\mathrm{s}\right)}\mathrm{Mg}$

الدرس الأول: سرعة التفاعلات الكيميائية.
الفكرة الرئيسة: تقاس سرعة التفاعل الكيميائي من التجربة العملية؛بتغير كميات المواد المتفاعلة أو الناتجة بمرور الزمن، ويمكن حساب سرعة استهلاك مادة متفاعلة أو سرعة تكوّن مادة ناتجة خلال مدةزمنية محددة، وكذلك يمكن حساب السرعة المتوسطة والابتدائية واللحظية من الرسم البياني.

نتاجاتُ التعلُّمِ:
- أوضح مفهوم سرعة التفاعل الكيميائي
وأعطي أمثلة عليه.
- أحسب سرعة التفاعل لمادة متفاعلة أو
ناتجة بمعرفة تغير التركيز مع الزمن.
- أحسب سرعة التفاعل المتوسطة والسرعة
الإبتدائية واللحظية من الرسم البياني.
المفاهيمُ والمصطلحات:
سرعة التفاعل Rate of Reaction
السرعة الابتدائية Initial Rate
السرعة المتوسطة Mean Rate
السرعة اللحظية Instantaneous Rate
سرعة التفاعُُلات الكيميائية

مفهوم سرعة التفاعُل Concept of Reaction Rate
يهتم فرع الكيمياء الحركية بدراسة التغير في سرعة التفاعلات الكيميائية والعوامل المؤثرة فيها.وتوصف التفاعلات الكيميائية بأنها سريعة أو بطيئة؛تبعًا لخصائص المواد المتفاعلة وظروف التفاعل. إلا أنّ التعبيرين الوصفيين سريع وبطيء غير دقيقين في وصف السرعة؛ إذ يجب التعبير عنها بوصف أكثر دقّة. ويمكن وصف الأشياء المتحركة عن طريق سرعتها، فمثلً؛ عند النظر إلى مؤشر عداد السرعة في السيارة، إذا كان يشير إلى   80km/h ؛ فإن هذه السرعة تسمى السرعة اللحظية، ويمكن حساب سرعة جسم متحرك بقسمة المسافة التي يقطعها على الزمن الذي استغرقه في قطع تلك المسافة، وتسمّى هذه بالسرعة المتوسطة.
تتفاوت التفاعلات الكيميائية في سرعات حدوثها من تفاعل لآخر، وكذلك في التفاعل نفسه أثناء حدوثه، تبعًا لعوامل منها التركيز ودرجة الحرارة ومساحة السطح المعرض للتفاعل؛ فبعض التفاعلات تحدث بسرعة كبيرة خلال مدة زمنية قصيرة مثل تفاعلات الاحتراق وتفاعلات محاليل الحموض والقواعد كما يظهر في الشكل  ( 1)، في حين تحتاج بعض التفاعلات زمنًا أطول لحدوثها مثل صدأ الحديد. وقد يحتاج بعضها
ملايين السنين، مثل تكون الفحم الحجري والنفط. فكيف يعبّر عن سرعة التفاعل؟ وكيف يمكن قياسها؟

تتغير كميات المواد المتفاعلة والناتجة في التفاعلات الكيميائية بمرورالزمن، ويوضح الشكل  ( 2) تحوّل مادة متفاعلة إلى مادة ناتجة بمرور الزمن.

ألاحظ أن كمية المادة الناتجة تزداد؛ بينما تقلّ كمية المادة المتفاعلة، ويعبّر عن كمية المادة المتفاعلة أو الناتجة بدلالة التغيّر في الكتلة أو الحجم أوالتركيز المولاري؛ وذلك لمعرفة سرعة التفاعل. فمثلاً؛ عندما يتفاعل فلزّ الخارصينZn مع محلول حمض الهيدروكلوريك HCl وفق المعادلة الموزونة الآتية:
${}_{\left(g\right)2}H + {}_{\left(qa\right)2}lCnZ \to {}_{qa}lCH2 + {}_{\mathrm{s}}nZ$
فإنّه يمكن حساب سرعة التفاعل الكيميائي مثلاً؛ بدلالة التغير في كتلة الخارصين المستهلكة، أو بدلالة التغير في حجم غاز الهيدروجين الناتج. ولكن غالبًا ما يجري حساب سرعة التفاعل بدلالة التغير في التركيز المولاري لمادة متفاعلة أو مادة ناتجة.
وبذلك يمكن تعريف سرعة التفاعل الكيميائي        ( Rate of Chemical Reaction (R
بأنها التغيّر في كمية مادة متفاعلة أو مادة ناتجة خلال مدة زمنية محددة، ويعبّر عنها بالمعادلة الرياضية الآتية:

$\mathrm{سرعة} \mathrm{التفاعل} \mathrm{الكيميائي} =\frac{\mathrm{التغير} \mathrm{في} \mathrm{كمية} \mathrm{مادة} \mathrm{متفاعلة} \mathrm{أو} \mathrm{مادة} \mathrm{ناتجة}}{\mathrm{التغير} \mathrm{في} \mathrm{الزمن}}$

$\frac{\left(tcudorP ro tnatcaeR\right)△}{ t△}= R$

حيث يشير الرمز  Δ إلى التغير.

حساب سرعة التفاعل Calculating Reaction Rate
تحسب سرعة التفاعل الكيميائي من التجربة العملية بدلالة نقصان تركيز إحدى المواد المتفاعلة، أو زيادة تركيز إحدى المواد الناتجة خلال مدة زمنية محددة.ولتوضيح ذلك؛ أنظر إلى الشكل ( 3)، حيث يوضح نقصان تركيز مادة متفاعلة وزيادة تركيز مادة ناتجة بمرور الزمن.

فمثلا في التفاعل الكيميائي العام الآتي:
                                      aA + bB → cC + dD
تمثل الرموز a, b, c, d عدد مولات (معاملات) المواد المتفاعلة والناتجة في المعادلة الموزونة، حيث يمكن حساب سرعة التفاعل بمعرفة سرعة استهلاك (اختفاء) إحدى المواد المتفاعلة مثل A أو B، فمثلاً؛ يعبّر عن سرعة استهلاك A كما يأتي:
 

$\frac{ \left[\mathrm{مادة} \mathrm{متفاعلة}\right]∆}{ t∆} -=R$
$\frac{\left[A\right]∆}{ t∆} -=R$
أي أنّ:
$\frac{\left( {}_1\left[A\right]-{}_2\left[A\right]\right)∆}{{}_{1}t - {}_{2}t}-=R$
A]₂ ] تركيز المادة المتفاعلة A عند الزمن

A]₁ ] تركيز المادة المتفاعلة عند الزمن
وحيث أن المادة المتفاعلة تستهلك بمرور الزمن؛ فإن مقدار تركيزها A]₂ ] أقل من تركيزها A]₁ ]، مما يجعل ناتج العملية الحسابية قيمة سالبة، وبما أن سرعة التفاعل لا تكون سالبة، لذا؛ تكتب الإشارة السالبة في القانون حتى يكون ناتج سرعة التفاعل
قيمة موجبة. ويعبّر عن وحدة سرعة التفاعل ( $\mathrm{s}/\mathrm{M}$ ) أو ( ${}^{1-}s.M$ ) .
كذلك يمكن حساب سرعة تكوين ( إنتاج) مادة ناتجة مثل C أو D، فمثلاً يعبّر عن سرعة تكوين المادة C كما يأتي:
$\frac{\left[\mathrm{مادة} \mathrm{ناتجة}\right]∆}{t∆}= R$
$\frac{\left[C\right]∆}{t∆}=R$
$\frac{\left( {}_1\left[C\right]-{}_2\left[C\right]\right)}{{}_{1}t-{}_{2}t}= R$

تكون    Δ[C]  قيمة موجبةً؛ لأن تركيز المادة الناتجة يزداد بمرور الزمن، فيكون تركيزها ₁[C] أكبر من تركيزها₂[C].

• عند مقارنة سرعة استهلاك المادة A مع سرعة تكوين المادة C فإنه يمكن إيجاد علاقة بين سرعة استهلاك A وسرعة تكوين C اعتمادًا على معاملاتهما  في المعادلة الموزونة كما يأتي:

$\frac{\mathrm{سرعة} \mathrm{تكوين} C}{\mathrm{عدد} \mathrm{مولات} C}=\frac{\mathrm{سرعة} \mathrm{استهلاك} A}{\mathrm{عدد} \mathrm{مولات} A}$

فمثلا يتضح من المعادلة    A → 3C  أن إنتاج  $\mathrm{mol} 3$  من المادة C يتطلب استهلاك  1mol من المادة A لذا؛ تكون سرعة تكوين المادة C ثلاثة أضعاف سرعة استهلاك المادة A أو سرعة استهلاك المادة A تساوي ثلث سرعة تكوين المادة، ويعبر عن سرعة التفاعل كما يلي:

$\frac{ \mathrm{سرعة} \mathrm{تكوين} \mathrm{المادة} C}{3}= \mathrm{سرعة} \mathrm{استهلاك} \mathrm{المادة} A$

أي أن:

$\frac{\left[C\right]∆}{t∆}\frac{1}{3}=\frac{\left[A\right]∆}{t∆}-$

 اعتمادًا على المعادلة الموزونة كما يأتي:

                                         aA + bB → cC + dD

 

يمكن التعبير عن العلاقة بين سرعة استهلاك المواد المتفاعلة وسرعة تكوين المواد الناتجة بدلالة التغير في التركيز في مدة زمنية محددة كما يأتي:

الرّبط بالفيزياء: استخدم العالم الكيميائي أحمد زويل طريقة يمكن وصفها بأنها
أسرع كاميرا حتى الآن. تُنفّذ باستخدام ومضات ليزرية، حيث يكون الزمن بين الومضات
منخفضًا جدًا، حيث يمكن الوصول إلى مستويات زمنية صغيرة تصل إلى ${}^{15-}10$ من
الثانية؛ سميت فيمتو ثانية، حيث مكنته من قياس سرعة بعض التفاعلات الكيميائية.

المثال 1
أعبّر عن سرعة التفاعل للمواد المتفاعلة وسرعة تكوين المواد الناتجة بدلالة تغير تركيز كل منها في مدة زمنية محددة؛وفق المعادلة الموزونة الآتية:
4NH3(g) + 5O2(g) → 6H2O(g) + 4NO(g)
الحلّ:
$\frac{\left[ON\right]∆}{t∆}\frac{1}{4}=\frac{\left[O{}_{2}H\right]∆}{t∆}\frac{1}{6}=\frac{\left[{}_{2}O\right]∆}{t∆}\frac{1}{5}-=\frac{\left[{}_{3}HN\right]∆}{t∆}\frac{1}{4}-$

 

المثال 2
يتفاعل غاز ثاني أكسيد النيتروجين مع غاز الفلور لتكوين غاز فلوريد النتريل وفق المعادلة الموزونة الآتية:
2NO₂(g) + F₂(g) → 2NO₂F(g)
أعبّر عن العلاقة بين سرعة تكوين NO₂F وسرعة استهلاك F₂ 
الحلّ:
أكتب سرعة استهلاك F₂

$\frac{\left[{}_2\mathrm{F}\right]∆}{\mathrm{t}∆}-=R$

أكتب سرعة تكوين NO₂F

$\frac{ \left[ \mathrm{F}{}_2\mathrm{NO}\right]∆}{\mathrm{t}∆}-= \mathrm{R}$

أكتب العلاقة بين سرعة تكوين NO₂F و سرعة استهلاك F₂ 

$\frac{\left[ F{}_{2}ON\right]∆}{t∆}\frac{1}{2}=\frac{\left[{}_2\mathrm{F}\right]∆}{\mathrm{t}∆}-$

أي أن سرعة استهلاكF2تساوي نصف سرعة تكوينNO₂F 

  أو سرعة تكوينNO₂F ضعف سرعة استهلاك F₂.

المثال 3

يتحلل غاز هيدريد الفسفور PH₃وفق معادلة التفاعل الآتية:

4PH₃(g) → P₄(g) + 6H₂(g)

أحسب سرعة تكوين غاز الفسفور علمًا أن سرعة تكوين غاز الهيدروجين تساوي         $\mathrm{s}/\mathrm{M} 06.0$

المعطيات: $s/M6 0.0=\frac{\left[{}_2\mathrm{H}\right]∆}{\mathrm{t}∆}$

المطلوب: حساب سرعة تكوين غاز الفسفور P4

الحلّ:

أكتب العلاقة بين سرعة تكوين الفسفور P₄ وسرعة تكوين H₂

$\frac{\left[{}_{2}H\right]∆}{t∆}\frac{1}{6}=\frac{\left[{}_4\mathrm{P}\right]∆}{\mathrm{t}∆}$

أعوّض القيم:       $s/M 1 0.0 = 6 0.0\times \frac{1}{6}=$

أتحقَّق: يتفاعل غاز الهيدروجين H₂ مع غاز N₂ وفق ظروف معينة لإنتاج الأمونيا NH₃ ويعبّر عن ذلك بالمعادلة:

             3H₂(g) + N₂(g) → 2NH₃(g)

أحسب سرعة استهلاك غاز الهيدروجين علمًا أن سرعة إنتاج الأمونيا  $\mathrm{s}/\mathrm{M} 16.0$ 

الحل:

$$\begin{gathered} \frac{\left[{}_3\mathrm{NH}\right]∆}{\mathrm{t}∆} \frac{1}{2}=\frac{\left[{}_2\mathrm{H}\right]∆}{\mathrm{t}∆}\frac{1}{3}- \\ \mathrm{s}/ \mathrm{M} 24.0 = 16.0 \times \frac{3}{2} =\frac{\left[{}_2\mathrm{H}\right]∆}{\mathrm{t}∆}- \\ \mathrm{أي} \mathrm{أن} \mathrm{سرعة} \mathrm{استهلاك} \mathrm{غاز} \mathrm{الهيدروجين} \mathrm{تساوي} 24.0 \end{gathered}$$

حساب سرعة التفاعل من الرسم البياني
Calculating rate of reaction from a graph
سرعة التفاعل المتوسطة Mean Rate
يمكن حساب سرعة التفاعل عن طريق رسم بياني يسمى منحنى السرعة،حيث يبين التغيّر في كمية مادة متفاعلة أو مادة ناتجة خلال مدة زمنية معيّنة.
فمثلا؛ يتفاعل المغنيسيوم Mg مع حمض الهيدروكلوريك HCl ، وينتج عن
التفاعل غاز الهيدروجين، كما هو موضّح في معادلة التفاعل الآتية:
Mg_(s) + 2HCl_(aq) → MgCl_2(aq) + H_2(g)
تكون سرعة التفاعل أقصى ما يمكن لحظة بدايته، ثم تقلّ كلما استُهلكت
المواد المتفاعلة أكثر فأكثر، وبمرور الزمن تزداد كمية غاز الهيدروجين الناتج، ويمكن
 حساب السرعة المتوسطة   ( Mean Rate (S ، وهي التغير الكلّي لكمية
المادة المتفاعلة أو الناتجة على الزمن المستغرق في ذلك. فمثلًا؛ في تفاعل
المغنيسيوم Mg مع حمض الهيدروكلوريك HCl ، أقسم التغير الكلّي في حجم غاز الهيدروجين H2 الناتج على الزمن المستغرق في ذلك. ويبين الشكل ( 4) أن الحجم النهائي للغاز الناتج يساوي ${}^{3}mc 120$ بعد مضي 50 ثانية من الزمن، وبذلك أحسب السرعة المتوسطة ( S) للتفاعل كما يأتي:

$\frac{\mathrm{V}∆}{\mathrm{t}∆}= \mathrm{S}$

ΔV التغير في حجم الغاز الناتج

Δt التغير في الزمن

$s/{}^{3}mc 4.2= \frac{ 0-120}{ 0-50}=S$

سرعة التفاعل الإبتدائية Initial Rate
يمكن استخدام منحنى السرعة الموضح في الشكل رقم ( 4) لحساب سرعة
التفاعل الابتدائية Initial Rate ؛ وهي سرعة التفاعل لحظة خلط المواد المتفاعلة
عند الزمن صفر. حيث تكون تراكيز المواد المتفاعلة أكبر ما يمكن، وتساوي هذه
السرعة ميل المماس ( G) عند النقطة التي تمثل كمية المادة المتفاعلة أو الناتجة عند الزمن صفر حيث:

$\frac{Y∆}{X∆}=G$

 Δ Y التغيّر في حجم الغاز الناتج،

 Δ X تغير الزمن.

وبالرجوع إلى المنحنى في الشكل ( 4) فإن:

$s/{}^{3}mc 6 3.6=\frac{ 0-140}{ 0- 22}=G$

المثال 4
يمثل الشكل الآتي منحنى سرعة التفاعل لتغير تركيز مادةمتفاعلة A مقابل الزمن:
1- أحسب السرعة المتوسطة S للتفاعل.
2- أحسب السرعة الإبتدائية للتفاعل.
الحل:
1 - أحسب السرعة المتوسطة للتفاعل بقسمة التغير الكُلّي في تركيز المادة A على الزمن المستغرق لإنتهاء التفاعل، كما يأتي:

 

$$\begin{gathered} \frac{\text{A}∆}{\text{t}∆}-\text{= S} \\ \text{s}/\text{M} 001.0= \frac{1.0-012.0}{0-80}-= \end{gathered}$$

2- أحسب السرعة الإبتدائية للتفاعل من ميل المماس G للنقطة التي تمثل التركيز عند الزمن صفر، كما يأتي:

$\mathrm{s}/\mathrm{M}01. 0= \frac{0-1.0}{0-10}= \mathrm{G}$

أتحقَّق: أوضح المقصود بالسرعة المتوسطة للتفاعل.

الحل:التغير الكلّي لكمية المادة المتفاعلة أو الناتجة على الزمن المستغرق في ذلك.

سرعة التفاعل اللحظية Instantaneous Rate
أما سرعة التفاعل عند أي لحظة زمنية معينة؛ فتسمّى السرعة اللحظية
Instantaneous Rate ، وتحسب عن طريق رسم منحنى يمثل التغير في كمية
مادة متفاعلة أو ناتجة مقابل الزمن، ثم أرسم مماسًا للمنحنى عند النقطة المقابلة للزمن عند تلك اللحظة، وأحسب الميل عندها، حيث يمثل السرعة اللحظية. فمثلاً؛لحساب سرعة التفاعل عند زمن 30s ، أرسم مماسًا للمنحنى عند النقطة المقابلة للزمن 30s كما هو موضّح في الشكل ( 5)،

ثم أحسب ميل المماس كما يأتي:

$\mathrm{s}/{}^3\mathrm{m} \mathrm{c}7 0 2.1 = \frac{70-140}{58}= \frac{ \mathrm{Y}∆}{ \mathrm{X}∆}=\mathrm{G}$

المثال 5

بالرجوع إلى الشكل (5)؛ أوضح كيف أحسب السرعة اللحظية عند زمن 10s ؟
الحلّ:
أرسم مماسًا للمنحنى عند النقطة المقابلة للزمن 10s ؛ ثم أحدد ميل المماس وأحسبه باستخدام العلاقة التي تمثل السرعة اللحظية:

$\mathrm{s}/{}^3\mathrm{cm}75.4=\frac{15-110}{20}= \frac{ \mathrm{Y}∆}{ \text{X}∆}=\mathrm{G}$

ويمكن حساب سرعة التفاعل بتغير تركيز إحدى المواد المتفاعلة أو الناتجة في
فترات زمنية محددة، فمثلاً؛ عند تحلل غاز خامس أكسيد ثنائي النتيروجين N₂O₅ لإنتاج
غاز ثاني أكسيد النيتروجين NO₂ وغاز الأكسجين O₂ ، وفق المعادلة الموزونة الآتية:
2N₂O_5(g) → 4NO_2(g) + O_2(g)
فإنه يمكن حساب سرعة إنتاج غاز الأكسجينO₂ خلال فترات زمنية، كما هو موضّح في الشكل ( 6) المستند على البيانات الآتية:

5400	4800	4200	3600	3000	2400	1800	1200	600	0	Time(s)
7.7	7.5	7.2	6.8	6.3	5.7	4.8	3.6	2.1	0	${}^{3-}10 \times \left[{}_2\mathrm{O}\right]$

فإذا أردت حساب سرعة التفاعل خلال المدة الزمنية  $\mathrm{s}1200-600$ ؛ فيمكنني
ذلك عن طريق معرفة التغيُّر في تركيز غاز الأكسجين في هذه المدة كما يأتي:

$\frac{\left[{}_2\mathrm{O}\right]∆}{\mathrm{t}∆}=\mathrm{R}$

$$\begin{gathered} \frac{21 00.0 -0036.0}{ 600-1200}=\mathrm{R} \\ \mathrm{s}/\mathrm{M} {}^{6-}10\times 5.2 = \frac{0015.0}{600} = \end{gathered}$$

وكذلك أستطيع حساب السرعة في المدة الزمنية  من  $s 00 48-4200$          

$\mathrm{s}/\mathrm{M} {}^{7-}10 \times 5= \frac{0003.0}{600}=\mathrm{R}$

أتحقَّق: أحسب سرعة التفاعل خلال المدة $s4800-3000$

الحل:$\mathrm{s}/\mathrm{M} {}^{7-}10 \times 1.6 = \frac{{}^{3-}10\times 4.6 -{}^{3-}10\times 5.7}{3000-4800}=\mathrm{R}$

 

المثال 6
يبيّن الجدول الآتي تركيز المادةE مقابل الزمن.
     1-  أتوقع: هل المادة E متفاعلة أم ناتجة؟ أفسر ذلك.
      2- أحسب سرعة التفاعل.  

الزمن s	[E] M
5	0.006
9	0.002

تحليل السؤال: المعطيات
    [E] = 0.006 M at 5s
    [E] = 0.002 M at 9s
المطلوب: أتوقع المادة متفاعلة أم ناتجة، ثم أحسب سرعة التفاعل.

الحلّ:                                                         
1- ألاحظ من الجدول أن تركيز المادة[E] قل من 0.006 إلى 0.002 ، عندما ازداد الزمن من 5s إلى 9s؛ أي أن التركيز يقل بمرور الزمن، وهذا يشير إلى أنها مادة متفاعلة.

2- أطبّق العلاقة:

$$\begin{gathered} \frac{\left[\mathrm{E}\right]∆}{ \mathrm{t}∆} -=\mathrm{R} \\ \frac{ {}_1\mathrm{E}-{}_2\mathrm{E}}{{}_1\mathrm{t} -{}_2\mathrm{t}} - = \mathrm{R} \end{gathered}$$

$s/ M1 00.0 = \frac{\left(0060.0 -002.0\right)}{5-9} -=$
 7المثال 

   أحسب سرعة استهلاك $\mathrm{CO}$ في المعادلة 

       ${}_{\left(g\right)}\mathrm{NO} + {}_{\left(g\right)2}\mathrm{CO} \to {}_{\left(g\right)}O\mathrm{N} + {}_g\mathrm{CO}$

علمًا أن تركيز $\mathrm{CO}$ في بداية التفاعل $M {}^{3-}10\times 8.1$ثم أصبح تركيزه $M {}^{3-}10\times 8.1$بعد زمن $\mathrm{s}20$

المعطيات: 

  $$\begin{gathered} \mathrm{M} {}^{3-}10\times 8.1 = {}_1\left[\mathrm{CO}\right] \\ \mathrm{M} {}^{3-}10 \times 2.1 = {}_2 \left[\mathrm{CO}\right] \end{gathered}$$

                                                      Δ t = 20 s

المطلوب: أحسب سرعة استهلاك$\mathrm{CO}$

الحل:

$$\begin{gathered} \frac{\left[\mathrm{CO}\right]∆}{\mathrm{t}∆}-=\mathrm{R} \\ \frac{\left( {}_1\left[\mathrm{CO}\right]- {}_2\left[\mathrm{CO}\right]\right)}{ {}_1\mathrm{t} - {}_2\mathrm{t}}-=\mathrm{R} \\ \mathrm{s}/ \mathrm{M} {}^{5-}10 \times 3 = \frac{ \left({}^{3-}10 \times 8.1 - {}^{3-}10\times 2.1\right)}{0- 20}- = \end{gathered}$$

المثال 8

يتفكّك غاز ${}_4\mathrm{O}{}_2\mathrm{N}$ بالحرارة مكونًا غاز ${}_2\mathrm{NO}$ وفق المعادلة الموزونة الآتية:

${}_{\left(g\right)2}\mathrm{NO}2\to {}_{\left(\mathrm{g}\right)4}\mathrm{O}{}_2\mathrm{N}$

سجلت بيانات تغيّر تراكيز المادة المتفاعلة والمادة الناتجة خلال مدة زمنية كما يأتي:

الزمنs	0	10	20
$\mathrm{M} \left[ {}_4\mathrm{O}{}_2\mathrm{N}\right]$	0.1	0.02	0.01
$\mathrm{M} \left[{}_2\mathrm{NO}\right]$	0.00	0.16	0.18

 1- أحسب سرعة استهلاك N₂O₄ في المدة الزمنية $10-20s$

2- أحسب سرعة تكوّن NO₂ في المدة الزمنية  $10-20s$

المعطيات: الفرع رقم(1)$$\begin{gathered} 2 0.0= {}_1\left[ {}_4\mathrm{O}{}_2\mathrm{N}\right] \\ 1 0.0= {}_2\left[ {}_4\mathrm{O}{}_2\mathrm{N}\right] \\ \mathrm{s} 10= t∆ \end{gathered}$$  

المطلوب: أحسب سرعة استهلاكN₂O₄

الحلّ: سرعة استهلاك N₂O₄

$$\begin{gathered} \frac{\left( {}_1\left[ {}_4\mathrm{O}{}_2\mathrm{N}\right]- {}_2\left[ {}_4\mathrm{O}{}_2\mathrm{N}\right]\right)}{{}_1\mathrm{t} -{}_2\mathrm{t}} - =\frac{ \left[ {}_4\mathrm{O}{}_2\mathrm{N}\right]∆}{\mathrm{t}∆} -=\mathrm{R} \\ \mathrm{s}/\mathrm{M} 1 00.0 = \frac{\left( 020.0- 01.0\right)}{10-20}-= \end{gathered}$$
المعطيات: الفرع رقم(2)

                    $$\begin{gathered} 16.0= {}_1\left[{}_2\mathrm{NO}\right] \\ 18.0= {}_2\left[{}_2\mathrm{NO}\right] \\ \mathrm{s}10 = \mathrm{t}∆ \end{gathered}$$

أحسب سرعة استهلاك NO₂

الحل: أكرر الخطوات كما في الفرع رقم(1)

$$\begin{gathered} \frac{\left[{}_2\mathrm{NO}\right]∆}{\mathrm{t}∆}=\mathrm{R} \\ \mathrm{s}/\mathrm{M} 2 00.0 = \frac{\left(16.0-18 .0\right)}{10-20} = \mathrm{R} \end{gathered}$$

أتحقَّق: يتفاعل غاز الهيدروجين${}_2\mathrm{H}$ مع غاز النيتروجين ${}_2\mathrm{N}$لإنتاج غاز الأمونيا${}_3\mathrm{NH}$

وفق المعادلة الآتية: ${}_{\left(\mathrm{g}\right)3}\mathrm{NH} 2\to {}_{\left(\mathrm{g}\right)2}\mathrm{N} + {}_{\left(\mathrm{g}\right)2}\mathrm{H}$

أحسب سرعة تكون الأمونيا ${}_3\mathrm{NH}$ علمًا أن تركيز الأمونيا تغير من0.2M إلى

تركيزها 0.6M خلال فترة زمنية 15s

 الحل:                           $\mathrm{s}/\mathrm{M} 03.0 = \frac{ 2.0-6.0}{15}=\mathrm{R}$

التجربةُُ 1

التغير في تركيز مادة متفاعلة A ومادة ناتجة B في وحدة الزمن
المواد والأدوات:
جدول البيانات الآتي (عند درجة حرارة معينة):

0.065	0.07	0.08	0.1	0.14	0.2	$\mathrm{M} \left[\mathrm{A}\right]$
0.27	0.26	0.24	0.2	0.12	0.0	$\mathrm{M} \left[\mathrm{B}\right]$
25	20	15	10	5	0	(s)  t

 

إرشاداتُ السلامة:
أتّبع إرشادات السلامة العامة.
خطوات العمل:
أطبّق: أستخدم معلومات الجدول وأرسم شكلً بيانيًا يمثل تغيّر تركيز المادة المتفاعلة والمادة الناتجة في المدد الزمنية المبيّنة في الجدول.

الرسم التقريبي:

التحليل والاستنتاج:
1. أستنتج تغير تركيز المادة المتفاعلة خلال التفاعل الكيميائي؟

الإجابة: يقل تركيز المادة المتفاعلة بمرور الزمن.
2. أستنتج تغير تركيز المادة الناتجة خلال التفاعل الكيميائي ؟

الإجابة: يزداد تركيز المادة الناتجة بمرور الزمن.
3. أحسب سرعة التفاعل بدلالة تغير تركيز المادة المتفاعلة خلال المدة الزمنية من 5s إلى 15s .

الإجابة:تقريبا من الشكل:

$s/M6 00.0=\frac{\left( 4 1.0-08.0\right)}{5-15}-=\frac{\left[A\right]∆}{t∆}-$

4- استنتج العلاقة بين سرعة استهلاك المادة A  وسرعة انتاج المادة B

الإجابة:   سرعة تكوين B ضعف سرعة استهلاكA.