سرعة التفاعل - كتاب الكيمياء - الصف 11 - الفصل 2 - المملكة العربية السعودية

📚 درجة الحرارة وسرعة التفاعل

المفاهيم الأساسية

درجة الحرارة: تؤدي زيادتها إلى زيادة سرعة التفاعل الكيميائي.

طاقة التنشيط (Ea): الحد الأدنى من الطاقة اللازمة لحدوث التفاعل.

خريطة المفاهيم

```markmap

سرعة التفاعلات الكيميائية

الفكرة العامة

• لكل تفاعل سرعة محددة
• يمكن تغيير السرعة بتغيير ظروف التفاعل

1-2 نظرية التصادم

• المفتاح لفهم الاختلاف في سرعة التفاعلات
• التعريف: وجوب تصادم الذرات والأيونات والجزيئات ببعضها لكي يتم التفاعل.
• شرح: يجب أن تتصادم جزيئات المواد المتفاعلة معًا لتكوين النواتج.
• مثال: تفاعل A₂ + B₂ → 2AB.
• ملاحظة: عدد قليل فقط من الاصطدامات ينتج نواتج.

2-2 العوامل المؤثرة

• طبيعة المواد المتفاعلة
• التركيز
• درجة الحرارة
• مساحة السطح
• المحفزات

طبيعة المواد المتفاعلة

• تتفاعل بعض المواد أسرع من غيرها.
• مثال: تفاعل الخارصين مع نترات الفضة أسرع من تفاعل النحاس مع نفس المحلول.
• السبب: الخارصين أنشط كيميائياً من النحاس.

التركيز

• التعريف: كمية المادة المتفاعلة في حجم معين.
• التأثير: كلما زاد تركيز المواد المتفاعلة، زادت سرعة التفاعل.
• السبب (حسب نظرية التصادم): زيادة عدد الجسيمات يؤدي إلى زيادة عدد الاصطدامات بينها في وحدة الزمن.
• مثال توضيحي (الشكل 8-2): شمعة تحترق بسرعة أكبر ولهب أكثر إضاءة في وعاء يحتوي على أكسجين تركيزه 100% مقارنة بالهواء الجوي.

درجة الحرارة

• التأثير: تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى زيادة سرعة التفاعل الكيميائي.
• مثال واقعي: التفاعلات التي تسبب تلف الأطعمة تكون أسرع عند درجة حرارة الغرفة منها في الثلاجة.
• القاعدة العامة: زيادة درجة الحرارة بمقدار 10K تؤدي إلى مضاعفة سرعة التفاعل تقريباً.
• السبب حسب نظرية التصادم:

- تزيد من متوسط الطاقة الحركية للجسيمات.

- تزيد من عدد التصادمات.

- تزيد من عدد الجسيمات التي تمتلك طاقة مساوية أو أكبر من طاقة التنشيط (Ea).

• التمثيل البياني (الشكل 10-2):

- رسم بياني يوضح أن سرعة التفاعل تزداد بسرعة مع زيادة درجة الحرارة.

- رسم بياني لتوزيع طاقة الجسيمات (منحنى ماكسويل-بولتزمان) يوضح أن المساحة تحت المنحنى (عدد الجسيمات) التي تمتلك طاقة ≥ Ea تكون أكبر عند درجة حرارة أعلى (T2 > T1).

مساحة السطح

• التعريف: المساحة المعرضة للتفاعل.
• التأثير: كلما زادت مساحة سطح المادة المتفاعلة، زادت سرعة التفاعل.
• السبب (حسب نظرية التصادم): زيادة مساحة السطح تزيد من نقاط التلامس بين الجسيمات المتفاعلة، مما يزيد من فرص الاصطدامات.
• مثال توضيحي (الشكل 9-2): سلك تنظيف الأواني المعدنية (له مساحة سطح كبيرة) يشتعَل بشدة في وجود الأكسجين مقارنة بكتلة معدنية صلبة.

3-2 قوانين السرعة

• علاقة رياضية تحدد بالتجربة
• تربط بين سرعة التفاعل وتركيز المادة المتفاعلة

4-2 التعبير عن سرعة التفاعل

• لا نستخدم مصطلحات غير دقيقة (سريع/بطيء)
• نستخدم علاقة رياضية للتعبير عن متوسط السرعة
• متوسط\ السرعة = \frac{Δ quantity}{Δ t}
• يقاس بوحدات مثل: mol/L·s
• تعريف سرعة التفاعل: التغير في تركيز المواد المتفاعلة أو الناتجة في وحدة الزمن
• وحدة القياس: mol/L·s
• الرمز [X]: يمثل التركيز المولاري للمادة X
• حساب متوسط السرعة: Rate = \frac{Δ[NO]}{Δt} = \frac{[NO]_{t2} - [NO]_{t1}}{t2 - t1}
• مثال: Rate = \frac{0.010 M - 0.000 M}{2.00 s - 0.00 s} = 0.0050 mol/L·s

5-2 معادلة متوسط سرعة التفاعل (للمواد المتفاعلة)

• الصيغة العامة: Rate = - \frac{Δ[reactants]}{Δt}
• Δ[reactants]: التغير في تركيز المواد المتفاعلة.
• Δt: التغير في الزمن (t₂ - t₁).
• سبب الإشارة السالبة: لأن تركيز المواد المتفاعلة يقل مع الزمن، والإشارة السالبة تجعل قيمة السرعة موجبة.
• مثال تطبيقي (1-2):

- تفاعل: C₄H₉Cl مع الماء.

- المعطيات:

- [C₄H₉Cl] عند t₁=0.00s = 0.220 M

- [C₄H₉Cl] عند t₂=4.00s = 0.100 M

- الحل:

Rate = - \frac{0.100 - 0.220}{4.00 - 0.00}

Rate = - \frac{-0.120}{4.00} = 0.0300 \ mol/L.s

6-2 شروط التصادم الفعال

• الاتجاه المناسب: يجب أن يكون اتجاه الجزيئات مناسبًا أثناء التصادم.

- مثال: في تفاعل CO مع NO₂، يجب أن تلامس ذرة الكربون (من CO) ذرة الأكسجين (من NO₂) في لحظة الاصطدام.

- نتيجة الاتجاه غير المناسب: تردد الجزيئات دون تكوين روابط، ولا يحدث تفاعل.

• طاقة كافية: يجب أن تتصادم الجزيئات بقوة كافية (طاقة حركية كافية).

- سبب عدم التفاعل: عدم توافر طاقة كافية لحدوث التفاعل.

- تعريف طاقة التنشيط (Ea): الحد الأدنى من الطاقة اللازمة لتكوين المعقد المنشط وإحداث التفاعل.

• المعقد المنشط (Activated Complex):

- التعريف: جسيمات عمرها قصير، وهي حالة غير مستقرة من تجمع الذرات.

- ما يحدث فيه: تكسير الروابط القديمة وتكوين روابط جديدة.

- مصيره: قد يؤدي إلى تكوين المواد الناتجة، أو يتكسر ليعود إلى المواد المتفاعلة.

7-2 شروط التصادم الفعال أو المثمر

• الشرط الأول: يجب أن تتصادم (ذرات أو أيونات أو جزيئات) المواد المتفاعلة.
• الشرط الثاني: ليس من الضروري أن يؤدي كل تصادم إلى حدوث تفاعل.
• علاقة طاقة التنشيط بالسرعة:

- Ea عالية: عدد قليل من الاصطدامات له طاقة كافية، وبالتالي تكون سرعة التفاعل بطيئة.

- Ea منخفضة: عدد كبير من الاصطدامات له طاقة كافية، وبالتالي يكون التفاعل أسرع.

• مخطط الطاقة للتفاعل الطارد للحرارة:

- الخاصية: طاقة النواتج أقل من طاقة المواد المتفاعلة.

- المسار: المواد المتفاعلة → (تتغلب على حاجز طاقة التنشيط) → المعقد المنشط → النواتج.

- مثال: تفاعل أول أكسيد الكربون (CO) مع ثاني أكسيد النيتروجين (NO₂).

8-2 التفاعلات الانعكاسية

• التعريف: عمليات يمكن فيها التحول بين المواد المتفاعلة والناتجة.
• مثال: التفاعل العكسي للغازين CO و NO₂ لإعادة إنتاج CO و NO.
• طاقة التفاعل الانعكاسي:

- مستوى طاقة التفاعلات أدنى من مستوى طاقة النواتج.

- يجب التغلب على طاقة التنشيط لإعادة إنتاج المواد الأصلية.

- إذا احتاج التفاعل العكسي إلى طاقة تنشيط أعلى من التفاعل الأمامي، فسيكون مستوى طاقته أعلى.

9-2 حساب سرعة التفاعل من البيانات التجريبية

• التفاعل المدروس: 2N2O5(g) → 4NO2(g) + O2(g)
• البيانات التجريبية: جدول يبين تركيز N₂O₅ مقابل الزمن عند 45°C.
• طريقة الحساب:

- احسب متوسط سرعة التفاعل خلال فترات زمنية مختلفة (مثل 0-20 دقيقة).

- عبر عن السرعة بقيمة موجبة وبوحدة mol/L.s.

- استخدم المعادلة الكيميائية لربط سرعة اختفاء N₂O₅ بسرعة ظهور NO₂.

التقويم 1-2

الفكرة الرئيسية

• جد العلاقة بين نظرية التصادم وسرعة التفاعل.

أسئلة التقويم

• 5: فسر علام تدل سرعة التفاعل الكيميائي محددة؟
• 6: قارن بين تركيز المواد المتفاعلة والمواد الناتجة خلال فترة التفاعل.
• 7: فسر لماذا يعتمد متوسط سرعة التفاعل على طول الفترة الزمنية؟
• 8: صف العلاقة بين طاقة التنشيط وسرعة التفاعل الكيميائي.
• 9: لخص ماذا يحدث خلال فترة تكون المعقد المنشط القصيرة؟
• 10: طبق نظرية التصادم لتفسر لماذا لا تؤدي الاصطدامات بين جسيمات التفاعل دائماً إلى تفاعل؟
• 11: احسب متوسط سرعة التفاعل بين جزيئات A و B إذا تغير تركيز A من 1.00 M إلى 0.5 M خلال 2.00 s

```

نقاط مهمة

• تأثير درجة الحرارة كبير: زيادة طفيفة (10K) تضاعف سرعة التفاعل تقريباً.
• السبب المزدوج: زيادة الحرارة تزيد (1) عدد التصادمات و (2) عدد الجسيمات التي تمتلك طاقة كافية (≥ Ea) لحدوث تفاعل.
• التمثيل البياني: يوضح منحنى توزيع الطاقة أن المساحة تحت المنحنى (عدد الجسيمات النشطة) أكبر عند درجة حرارة أعلى.

درجة الحرارة Temperature

تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى زيادة سرعة التفاعل الكيميائي. فأنت تعلم مثلاً أن التفاعلات التي تسبب تلف الأطعمة تكون أسرع كثيراً عند درجة حرارة الغرفة منها عند وضع الأطعمة في الثلاجة. يوضح الرسم البياني في الشكل 10-2 أن زيادة درجة الحرارة بمقدار 10K تؤدي إلى مضاعفة سرعة التفاعل تقريباً. فكيف يمكن لزيادة طفيفة في درجة الحرارة أن يكون لها هذا التأثير الكبير؟ إن زيادة درجة حرارة المادة يزيد من متوسط الطاقة الحركية للجسيمات التي تتكون منها المادة. وهذا السبب تتصادم الجسيمات على نحو أكثر عند درجات الحرارة المرتفعة مما عليه الحال عند درجات الحرارة المنخفضة. ومع ذلك لا تفسر هذه الحقيقة وحدها الزيادة في سرعة التفاعل مع ارتفاع درجة الحرارة. ولفهم أفضل للعلاقة بين تغير سرعة التفاعل مع ارتفاع درجة الحرارة، تفحص الرسم البياني في الشكل 10-2، الذي يقارن بين أعداد الجسيمات التي لها الطاقة الكافية للتفاعل عند درجات الحرارة T1 و T2، حيث T2 أكبر من T1. ويمثل الخط المتقطع طاقة التنشيط Ea للتفاعل. وتمثل المنطقة المظللة تحت كل منحنى عدد الاصطدامات التي لها طاقة مساوية أو أكبر من طاقة التنشيط. كيف يمكن المقارنة بين المناطق المظللة؟ عدد الاصطدامات العالية عند درجة الحرارة العالية T2 أكبر كثيراً من عدد الاصطدامات عند درجة الحرارة المنخفضة T1. لذلك كلما كانت درجة الحرارة أعلى كان عدد الاصطدامات التي ينتج عنها تفاعل أكبر.

ارجع إلى دليل التجارب العملية على منصة عين الإثرائية

ارجع إلى دليل التجارب العملية على منصة عين الإثرائية

اختبار الرسم البياني

حدد السرعة النسبية للتفاعل عند درجة حرارة 325 K.

الشكل 10-2 يؤدي الارتفاع في درجة الحرارة إلى زيادة الطاقة الحركية للجسيمات، وبالتالي زيادة عدد الجسيمات التي تمتلك طاقة التنشيط، وهذا يؤدي إلى زيادة عدد الاصطدامات وزيادة سرعة التفاعل. إضافة إلى ذلك فإن للكثير من الاصطدامات طاقة كافية للتغلب على طاقة التنشيط، لذا تؤدي إلى التفاعل.

درجة الحرارة Temperature تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى زيادة سرعة التفاعل الكيميائي. فأنت تعلم مثلاً أن التفاعلات التي تسبب تلف الأطعمة تكون أسرع كثيراً عند درجة حرارة الغرفة منها عند وضع الأطعمة في الثلاجة. يوضح الرسم البياني في الشكل 10-2 أن زيادة درجة الحرارة بمقدار 10K تؤدي إلى مضاعفة سرعة التفاعل تقريباً. فكيف يمكن لزيادة طفيفة في درجة الحرارة أن يكون لها هذا التأثير الكبير؟ إن زيادة درجة حرارة المادة يزيد من متوسط الطاقة الحركية للجسيمات التي تتكون منها المادة. وهذا السبب تتصادم الجسيمات على نحو أكثر عند درجات الحرارة المرتفعة مما عليه الحال عند درجات الحرارة المنخفضة. ومع ذلك لا تفسر هذه الحقيقة وحدها الزيادة في سرعة التفاعل مع ارتفاع درجة الحرارة. ولفهم أفضل للعلاقة بين تغير سرعة التفاعل مع ارتفاع درجة الحرارة، تفحص الرسم البياني في الشكل 10-2، الذي يقارن بين أعداد الجسيمات التي لها الطاقة الكافية للتفاعل عند درجات الحرارة T1 و T2، حيث T2 أكبر من T1. ويمثل الخط المتقطع طاقة التنشيط Ea للتفاعل. وتمثل المنطقة المظللة تحت كل منحنى عدد الاصطدامات التي لها طاقة مساوية أو أكبر من طاقة التنشيط. كيف يمكن المقارنة بين المناطق المظللة؟ عدد الاصطدامات العالية عند درجة الحرارة العالية T2 أكبر كثيراً من عدد الاصطدامات عند درجة الحرارة المنخفضة T1. لذلك كلما كانت درجة الحرارة أعلى كان عدد الاصطدامات التي ينتج عنها تفاعل أكبر. --- SECTION: سرعة التفاعل --- ارجع إلى دليل التجارب العملية على منصة عين الإثرائية --- SECTION: مساحة السطح وسرعة التفاعل --- ارجع إلى دليل التجارب العملية على منصة عين الإثرائية اختبار الرسم البياني --- SECTION: 1 --- حدد السرعة النسبية للتفاعل عند درجة حرارة 325 K. --- SECTION: الشكل 10-2 --- الشكل 10-2 يؤدي الارتفاع في درجة الحرارة إلى زيادة الطاقة الحركية للجسيمات، وبالتالي زيادة عدد الجسيمات التي تمتلك طاقة التنشيط، وهذا يؤدي إلى زيادة عدد الاصطدامات وزيادة سرعة التفاعل. إضافة إلى ذلك فإن للكثير من الاصطدامات طاقة كافية للتغلب على طاقة التنشيط، لذا تؤدي إلى التفاعل. --- VISUAL CONTEXT --- **GRAPH**: سرعة التفاعل ودرجة الحرارة Description: A graph showing the relative reaction rate as a function of temperature in Kelvin. The curve starts low and increases exponentially. X-axis: درجة الحرارة (K) Y-axis: سرعة التفاعل النسبية Data: The relative reaction rate increases from 2 at 290 K to 32 at 330 K. The rate approximately doubles for every 10 K increase in temperature. Context: This graph illustrates how temperature affects the rate of a chemical reaction, showing a significant increase in rate with a relatively small increase in temperature. The question asks to estimate the rate at 325 K, which is approximately 22-24 based on the exponential trend. (Note: Some details are estimated) **GRAPH**: طاقة الجسيم ودرجة حرارته Description: Two distribution curves (T1 and T2) showing the number of particles at different collision energies. Curve T2 is wider and lower, representing a higher temperature (T2 > T1), while curve T1 is narrower and higher, representing a lower temperature. A vertical dashed line indicates the activation energy (طاقة التنشيط). The area under each curve to the right of the activation energy line is shaded, representing particles with sufficient energy for reaction. The shaded area for T2 is visibly larger than for T1. X-axis: طاقة التصادم Y-axis: عدد الجسيمات Data: The graph shows that at a higher temperature (T2), the distribution of particle energies shifts to higher energies, and a greater fraction of particles possess energy equal to or greater than the activation energy, as indicated by the larger shaded area under the T2 curve. Key Values: T2 > T1 Context: This graph visually explains the collision theory and activation energy. It demonstrates that increasing temperature (T2 > T1) increases the kinetic energy of particles, shifting the energy distribution curve to the right and broadening it. This results in a larger proportion of particles possessing energy equal to or greater than the activation energy, leading to more effective collisions and a faster reaction rate.