الأهداف - كتاب الكيمياء - الصف 11 - الفصل 2 - المملكة العربية السعودية

📚 قوانين سرعة التفاعل

المفاهيم الأساسية

قانون سرعة التفاعل: علاقة رياضية (تُحدد بالتجربة) تربط بين سرعة التفاعل وتركيز المادة المتفاعلة.

ثابت سرعة التفاعل (k): قيمة عددية ثابتة تربط سرعة التفاعل بتركيز المواد المتفاعلة عند درجة حرارة معينة. وحداته مختلفة مثل: L²/mol².s أو L/mol.s أو s¯¹.

رتبة التفاعل: تُحدد بمقارنة السرعات الابتدائية للتفاعل.

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

قانون سرعة التفاعل

• التعريف: علاقة رياضية (تُحدد بالتجربة) تربط بين سرعة التفاعل وتركيز المادة المتفاعلة.
• مثال للتفاعل من خطوة واحدة (B←A): R = k[A]

- R: سرعة التفاعل.

- [A]: تركيز المادة المتفاعلة.

- k: ثابت سرعة التفاعل.

ثابت سرعة التفاعل (k)

• التعريف: قيمة عددية ثابتة تربط سرعة التفاعل بتركيز المواد المتفاعلة عند درجة حرارة معينة.
• الخصائص:

- قيمة محددة لكل تفاعل.

- وحدات قياس مختلفة (مثل: L²/mol².s، L/mol.s، s¯¹).

تحديد القانون تجريبياً

• الطريقة (الشكل 13-2): سحب عينات من خليط التفاعل على فترات منتظمة، ثم تحليلها بجهاز الكروماتوغرافيا لفصل مكوناتها وتعرفها.

رتبة التفاعل

• طريقة التحديد: بمقارنة السرعات الابتدائية للتفاعل.

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.

10-2 تجربة عملية: العلاقة بين السرعة ودرجة الحرارة

الهدف

• دراسة تأثير درجة الحرارة في سرعة التفاعل الكيميائي.

خطوات العمل (باستخدام الأقراص الفوارة)

• 1. تعبئة بطاقة السلامة.
• 2. تجزئة القرص الفوار إلى أربع قطع متساوية.
• 3. قياس درجة حرارة الماء (حوالي 25°C).
• 4. وضع قطعة القرص في الماء وتسجيل وقت بدء التفاعل وانتهائه.
• 5. حساب سرعة التفاعل (كتلة المادة المتفاعلة المستهلكة في الثانية).

التحليل

• تحديد الكتلة الابتدائية والنهائية والزمن لكل محاولة.
• حساب سرعة التفاعل.
• وصف العلاقة بين سرعة التفاعل ودرجة الحرارة.
• توقع سرعة التفاعل عند درجات حرارة أعلى (مثل 40°C أو 50°C) وتفسير التوقع.

11-2 المحفزات والمثبطات

المحفزات

• التعريف: مواد تزيد سرعة التفاعل.
• مثال رئيسي: الإنزيمات في التفاعلات الحيوية.
• الاستخدام: تستخدم في الصناعات لإنتاج كمية أكبر من المنتج بسرعة وتقليل التكلفة.
• ملاحظة مهمة: لا يزيد المحفز من ناتج التفاعل ولا يُكتب في المعادلة الكيميائية.
• آلية العمل: يخفض طاقة التنشيط (Ea) للتفاعل.

- التمثيل البياني (الشكل 11-2): يبين أن طاقة تنشيط التفاعل المحفز أقل من طاقة تنشيط التفاعل غير المحفز.

- النتيجة: ينتج التفاعل المحفز النواتج بسرعة أكبر.

- التشبيه (الشكل 12-2): مثل القفز فوق حاجز منخفض (محفز) بدلاً من حاجز مرتفع (غير محفز).

المثبطات

• التعريف: مواد تُبطئ سرعة التفاعل.
• آلية العمل: تعمل بطرائق متنوعة:

- تغلق المسارات المتفرعة.

- تتفاعل مع المحفز وتمنعه من أداء وظيفته.

- في التفاعلات الحيوية: ترتبط مع الإنزيمات فتمنع حدوث التفاعل.

• التطبيق في الصناعة: تسمى المواد الحافظة أو المواد المضادة للأكسدة في صناعة الأغذية، لتعطي فترة صلاحية أطول.

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

التقويم 2-2

الخلاصة

• تتضمن العوامل الرئيسية التي تؤثر في سرعة التفاعل: طبيعة المواد المتفاعلة، والتركيز، ومساحة السطح، والحرارة، والمحفزات.

أسئلة التقويم

• 12: وضح سبب سرعة تفاعل فلز المغنيسيوم مع حمض الهيدروكلوريك HCl مقارنة بالحديد.
• 13: فسر تأثير التركيز في سرعة التفاعل حسب نظرية التصادم.
• 14: قارن بين المحفزات والمثبطات.
• 15: صف تأثير طحن إحدى المواد الداخلة في التفاعل على شكل مسحوق بدلاً من وضعها قطعة واحدة في سرعة التفاعل.
• 16: استنتج إذا كانت زيادة درجة حرارة التفاعل بمقدار K 10 يؤدي إلى تضاعف سرعة التفاعل، فما تتوقع أن يكون أثر زيادة درجة الحرارة بمقدار 20 K في سرعة التفاعل.
• 17: ابحث في كيفية استعمال المحفزات في الصناعة، أو الزراعة، أو في معالجة التربة الملوثة، أو النفايات، أو الماء الملوث.

```

نقاط مهمة

• قانون سرعة التفاعل يُحدد بالتجربة وليس من المعادلة الكيميائية.
• مثال قانون السرعة للتفاعل البسيط (B←A) هو: R = k[A]
• ثابت السرعة (k) خاص بكل تفاعل وله وحدات مختلفة تعتمد على رتبة التفاعل.
• يتم تحديد القانون عملياً بسحب عينات وتحليلها بجهاز الكروماتوغرافيا (كما في الشكل 13-2).

تكتب العلاقة بين سرعة التفاعل والتركيز. تحدد رتبة التفاعل الكيميائي بمقارنة السرعات الابتدائية.

المتفاعلات؛ المواد التي يبدأ بها التفاعل الكيميائي.

قانون سرعة التفاعل ثابت سرعة التفاعل رتبة التفاعل

قوانين سرعة التفاعل Reaction Rate Laws (الرئيسة) قانون سرعة التفاعل عبارة عن علاقة رياضية - يمكن بالتجربة - تربط بين سرعة التفاعل وتركيز المادة المتفاعلة. الربط مع الحياة عندما يزداد انهمار المطر تزداد سرعة جريان الماء فوق سطح الأرض. وبالطريقة نفسها، عندما يزيد التركيز، تزداد سرعة التفاعل. Writing Reaction Rate Laws كتابة قوانين سرعة التفاعلات تعلمت من قبل كيفية حساب متوسط سرعة التفاعل الكيميائي، وكلمة (متوسط rate) مهمة؛ لأن معظم التفاعلات الكيميائية تتناقص سرعتها عند استهلاك المواد المتفاعلة، ويقل عدد الجسيمات المتوفرة للتصادم. لقد وضع الكيميائيون نواتج نظرية التصادم في معادلة سميت قانون سرعة التفاعل، وهو يعبر عن العلاقة بين سرعة التفاعل الكيميائي وتركيز المواد المتفاعلة. فعلى سبيل المثال، يعد التفاعل B←A تفاعلاً من خطوة واحدة، ويعبر عن قانون سرعة تفاعله على النحو الآتي:

R = k[A] يمثل سرعة التفاعل، [A] تركيز المادة المتفاعلة، بينما k هو ثابت سرعة التفاعل يعبر عن سرعة التفاعل بخطوة واحدة بخطوة، إذ يمثل ضرب قيمة ثابتة في تركيز المادة المتفاعلة.

والرمز k قيمة عددية ثابتة تسمى ثابت سرعة التفاعل، وتربط هذه القيمة العددية سرعة التفاعل بتركيز المواد المتفاعلة عند درجة حرارة معينة. وثابت السرعة قيمة محددة لكل تفاعل، وله وحدات قياس مختلفة مثل: L²/mol².s أو L/mol.s أو s¯¹. ويجب تحديد قانون سرعة التفاعل تجريبياً، كما هو موضح في الشكل 13-2.

يتم سحب عينات من خليط التفاعل على فترات منتظمة لتحديد سرعة التفاعل في أثناء حدوثه، ثم تحقن هذه العينات فوراً في جهاز الكروماتوغرافيا، الذي يقوم بتعرف مكوناتها، ثم فصل بعضها عن بعض.

رابط الدرس الرقمي www.ien.edu.sa

--- SECTION: الأهداف --- تكتب العلاقة بين سرعة التفاعل والتركيز. تحدد رتبة التفاعل الكيميائي بمقارنة السرعات الابتدائية. --- SECTION: مراجعة المفردات --- المتفاعلات؛ المواد التي يبدأ بها التفاعل الكيميائي. --- SECTION: المفردات الجديدة --- قانون سرعة التفاعل ثابت سرعة التفاعل رتبة التفاعل قوانين سرعة التفاعل Reaction Rate Laws (الرئيسة) قانون سرعة التفاعل عبارة عن علاقة رياضية - يمكن بالتجربة - تربط بين سرعة التفاعل وتركيز المادة المتفاعلة. الربط مع الحياة عندما يزداد انهمار المطر تزداد سرعة جريان الماء فوق سطح الأرض. وبالطريقة نفسها، عندما يزيد التركيز، تزداد سرعة التفاعل. Writing Reaction Rate Laws كتابة قوانين سرعة التفاعلات تعلمت من قبل كيفية حساب متوسط سرعة التفاعل الكيميائي، وكلمة (متوسط rate) مهمة؛ لأن معظم التفاعلات الكيميائية تتناقص سرعتها عند استهلاك المواد المتفاعلة، ويقل عدد الجسيمات المتوفرة للتصادم. لقد وضع الكيميائيون نواتج نظرية التصادم في معادلة سميت قانون سرعة التفاعل، وهو يعبر عن العلاقة بين سرعة التفاعل الكيميائي وتركيز المواد المتفاعلة. فعلى سبيل المثال، يعد التفاعل B←A تفاعلاً من خطوة واحدة، ويعبر عن قانون سرعة تفاعله على النحو الآتي: R = k[A] يمثل سرعة التفاعل، [A] تركيز المادة المتفاعلة، بينما k هو ثابت سرعة التفاعل يعبر عن سرعة التفاعل بخطوة واحدة بخطوة، إذ يمثل ضرب قيمة ثابتة في تركيز المادة المتفاعلة. والرمز k قيمة عددية ثابتة تسمى ثابت سرعة التفاعل، وتربط هذه القيمة العددية سرعة التفاعل بتركيز المواد المتفاعلة عند درجة حرارة معينة. وثابت السرعة قيمة محددة لكل تفاعل، وله وحدات قياس مختلفة مثل: L²/mol².s أو L/mol.s أو s¯¹. ويجب تحديد قانون سرعة التفاعل تجريبياً، كما هو موضح في الشكل 13-2. --- SECTION: الشكل 13-2 --- يتم سحب عينات من خليط التفاعل على فترات منتظمة لتحديد سرعة التفاعل في أثناء حدوثه، ثم تحقن هذه العينات فوراً في جهاز الكروماتوغرافيا، الذي يقوم بتعرف مكوناتها، ثم فصل بعضها عن بعض. رابط الدرس الرقمي www.ien.edu.sa --- VISUAL CONTEXT --- **IMAGE**: Untitled Description: A laboratory scene with scientific equipment and a person performing a procedure. In the foreground, there is a complex analytical instrument with a display and various tubes. To the right, a person in a lab coat is holding a pipette over a beaker. In the background, more lab equipment and shelves are visible. A smaller inset image shows a graph. Context: Illustrates the process of sampling and analyzing reaction mixtures using chromatography, as described in the text. **GRAPH**: Untitled Description: A bar graph showing multiple peaks of varying heights, representing components separated by gas chromatography. X-axis: الزمن (min) Data: The graph displays several peaks, indicating different components detected over time. The first few peaks rise sharply and then fall, suggesting distinct components eluting from the chromatography column. The y-axis likely represents detector response or concentration. Key Values: Peak 1 at x=2, y=14, Peak 2 at x=4, y=28, Peak 3 at x=6, y=42, Peak 4 at x=8, y=56, Peak 5 at x=10, y=70, Peak 6 at x=12, y=60, Peak 7 at x=14, y=40, Peak 8 at x=16, y=25, Peak 9 at x=18, y=10 Context: This graph represents the output of a gas chromatograph, used to separate and identify components of a mixture. The peaks correspond to different substances in the reaction mixture being analyzed. **IMAGE**: Untitled Description: A graph showing the solubility of different substances in water as a function of temperature. It features multiple lines, each representing a different solute. X-axis: درجة الحرارة (°C) Y-axis: الذائبية (mg/100g) Data: The graph shows that the solubility of most substances increases with temperature. Some substances, like NaCl, show a slight increase, while others, like KNO3, show a significant increase. The lines are generally upward sloping. Key Values: Solubility of KNO3 at 20°C is approximately 30 mg/100g., Solubility of KNO3 at 80°C is approximately 160 mg/100g., Solubility of NaCl at 20°C is approximately 36 mg/100g., Solubility of NaCl at 80°C is approximately 45 mg/100g., Solubility of Ce2(SO4)3 decreases with temperature. Context: This graph illustrates the relationship between temperature and the solubility of various substances in water, a fundamental concept in chemistry.