القانون العام لسرعة التفاعل - 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.

رتبة التفاعل: الرقم العلوي (الأس) الذي يمثل أس تركيز المادة المتفاعلة في قانون السرعة.

الرتبة الكلية للتفاعل: ناتج جمع رتب المواد المتفاعلة في التفاعل الكيميائي.

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.

12-2 قوانين سرعة التفاعل من الرتبة الأولى

• قانون السرعة: R = k[A]

- R: سرعة التفاعل.

- [A]: تركيز المادة المتفاعلة.

- k: ثابت سرعة التفاعل.

• خصائص ثابت السرعة (k):

- لا يتغير مع التركيز.

- يتغير مع تغير درجة الحرارة.

- القيمة الكبيرة لـ k تعني أن المادة تتفاعل بسرعة.

• رتبة التفاعل الأولى:

- التعريف: عندما يكون الأس في قانون السرعة هو 1 (مثل: R = k[H₂O₂]¹).

- التأثير: سرعة التفاعل تتناسب طرديًا مع تركيز المادة المتفاعلة.

- مثال: تحلل فوق أكسيد الهيدروجين (H₂O₂).

- نتيجة: إذا انخفض تركيز المادة إلى النصف، تنخفض السرعة إلى النصف.

• تحديد الرتبة: يتم تحديد رتبة التفاعل تجريبياً من البيانات التجريبية.

13-2 قوانين سرعة التفاعل لرتب أخرى

• التفاعل العام: aA + bB → نواتج
• القانون العام لسرعة التفاعل: R = k[A]ᵐ[B]ⁿ

- [A] و [B]: تراكيز المواد المتفاعلة.

- m و n: رتب التفاعل (يتم تحديدها تجريبياً).

• الرتبة الكلية: ناتج جمع رتب المواد المتفاعلة (m + n).
• ملاحظة: معظم التفاعلات التي تحتوي على أكثر من مادة متفاعلة ليست من الرتبة الأولى.
• تفاعل الخطوة الواحدة (غير شائع): إذا حدث التفاعل في خطوة واحدة، تكون m = a و n = b.
• مثال: تفاعل أول أكسيد النيتروجين مع الهيدروجين: 2NO(g) + 2H₂(g) → N₂(g) + 2H₂O(g)

```

نقاط مهمة

• يبين قانون السرعة أن سرعة التفاعل تتناسب طرديًا مع التركيز المولاري للمادة المتفاعلة في التفاعلات من الرتبة الأولى.
• الرسم البياني (الشكل 14-2) يوضح علاقة خطية مباشرة بين تركيز H₂O₂ وسرعة تحلله، مما يؤكد أنه تفاعل من الرتبة الأولى.
• يتم تحديد كل من: قانون السرعة، ورتبة التفاعل، وثابت السرعة (k) تجريبياً من البيانات.
• في القانون العام للسرعة R = k[A]ᵐ[B]ⁿ، تمثل m و n رتب التفاعل بالنسبة لكل مادة متفاعلة على حدة.

الشكل 14-2 يبين الرسم البياني العلاقة المباشرة بين تركيز H₂O₂ وسرعة التحلل.

اختبار الرسم البياني

طبق استعمل الرسم لتحديد سرعة التفاعل عندما [H₂O₂] = 1.5 mol/L.

يبين قانون السرعة أن سرعة التفاعل تتناسب طرديًا مع التركيز المولاري للمركب A. كما أن ثابت سرعة التفاعل k لا يتغير مع التركيز، ولكنه يتغير مع تغير درجة الحرارة. وتعني القيمة الكبيرة لـ k أن A يتفاعل بسرعة لتكوين B.

قوانين سرعة التفاعل من الرتبة الأولى

يفهم من المعادلة الرياضية لسرعة التفاعل R = k[A] أن التعبير [A] يعني [A]¹، ويعرف الرقم العلوي الذي يمثل الأس للمادة المتفاعلة برتبة التفاعل، والتي يمكن تحديدها من خلال معرفة تأثير التغير في تركيز المادة المتفاعلة على سرعة التفاعل. فعلى سبيل المثال، يُعبّر عن قانون سرعة تفاعل تحلل فوق أكسيد الهيدروجين H₂O₂ بالمعادلة: R = k [H₂O₂]¹.

ولأن سرعة التفاعل تتناسب طرديًا مع تركيز H₂O₂ مرفوعة إلى الأس 1 أي: [H₂O₂]¹ فإن تحلل H₂O₂ هو تفاعل من الرتبة الأولى، لذلك فإن سرعة التفاعل ستتغير بتغير التركيز نفسه في تركيز H₂O₂. فإذا انخفض تركيز H₂O₂ إلى النصف فإن سرعة التفاعل ستنخفض أيضًا بمقدار النصف.

تذكر أنه يتم تحديد سرعة التفاعل من البيانات التجريبية. ولأن رتبة التفاعل تعتمد على سرعة التفاعل فإنه يترتب على ذلك أن رتبة التفاعل تحدد تجريبيًا أيضًا. وأخيرًا، ولأن ثابت سرعة التفاعل k يصف سرعة التفاعل، فإنه يجب تحديده تجريبيًا أيضًا. ويبين الشكل 14-2 كيف تتغير سرعة التفاعل الابتدائية لتحلل H₂O₂ مع التغير في تركيز H₂O₂.

ماذا قرأت؟ استنتج إذا كانت رتبة المادة المتفاعلة في تفاعل كيميائي من الرتبة الأولى، فكيف تتغير سرعة التفاعل إذا تضاعف تركيز المادة المتفاعلة ثلاثة أضعاف؟

قوانين سرعة التفاعل لرتب أخرى

الرتبة الكلية للتفاعل الكيميائي هي ناتج جمع رتب المواد المتفاعلة في التفاعل الكيميائي. ومن المعلوم أن الكثير من التفاعلات - وبخاصة تلك التي تحتوي على أكثر من مادة متفاعلة - ليست من الرتبة الأولى. لتفحص الشكل العام لتفاعل كيميائي مكون من مادتين متفاعلتين، كما هو مبين في المعادلة الآتية؛ حيث ترمز a و b في هذه المعادلة الكيميائية للمعاملات.

aA + bB → نواتج

يكون الشكل العام لسرعة مثل هذا التفاعل كما يأتي:

القانون العام لسرعة التفاعل

R = k[A]ᵐ[B]ⁿ حيث [A] و [B] يمثلان تراكيز المواد المتفاعلة، و m و n يمثلان رتب التفاعل.

سرعة التفاعل تساوي حاصل ضرب ثابت سرعة التفاعل في تراكيز المواد المتفاعلة كل منها مرفوع للأس (الرتبة) التي يتم تحديدها تجريبيًا.

إذا حدث التفاعل بين A و B في خطوة واحدة، وتكون معقد نشط واحد فقط، فستكون m = a و n = b. وهذا غير محتمل؛ لأن تفاعلات الخطوة الواحدة ليست شائعة. فعلى سبيل المثال، تأمل التفاعل بين أول أكسيد النيتروجين NO والهيدروجين H₂، الموضح في المعادلة الآتية:

2NO(g) + 2H₂(g) → N₂(g) + 2H₂O(g)

وزارة التعليم Ministry of Education 2025 - 1447

الشكل 14-2 يبين الرسم البياني العلاقة المباشرة بين تركيز H₂O₂ وسرعة التحلل. اختبار الرسم البياني طبق استعمل الرسم لتحديد سرعة التفاعل عندما [H₂O₂] = 1.5 mol/L. يبين قانون السرعة أن سرعة التفاعل تتناسب طرديًا مع التركيز المولاري للمركب A. كما أن ثابت سرعة التفاعل k لا يتغير مع التركيز، ولكنه يتغير مع تغير درجة الحرارة. وتعني القيمة الكبيرة لـ k أن A يتفاعل بسرعة لتكوين B. قوانين سرعة التفاعل من الرتبة الأولى يفهم من المعادلة الرياضية لسرعة التفاعل R = k[A] أن التعبير [A] يعني [A]¹، ويعرف الرقم العلوي الذي يمثل الأس للمادة المتفاعلة برتبة التفاعل، والتي يمكن تحديدها من خلال معرفة تأثير التغير في تركيز المادة المتفاعلة على سرعة التفاعل. فعلى سبيل المثال، يُعبّر عن قانون سرعة تفاعل تحلل فوق أكسيد الهيدروجين H₂O₂ بالمعادلة: R = k [H₂O₂]¹. ولأن سرعة التفاعل تتناسب طرديًا مع تركيز H₂O₂ مرفوعة إلى الأس 1 أي: [H₂O₂]¹ فإن تحلل H₂O₂ هو تفاعل من الرتبة الأولى، لذلك فإن سرعة التفاعل ستتغير بتغير التركيز نفسه في تركيز H₂O₂. فإذا انخفض تركيز H₂O₂ إلى النصف فإن سرعة التفاعل ستنخفض أيضًا بمقدار النصف. تذكر أنه يتم تحديد سرعة التفاعل من البيانات التجريبية. ولأن رتبة التفاعل تعتمد على سرعة التفاعل فإنه يترتب على ذلك أن رتبة التفاعل تحدد تجريبيًا أيضًا. وأخيرًا، ولأن ثابت سرعة التفاعل k يصف سرعة التفاعل، فإنه يجب تحديده تجريبيًا أيضًا. ويبين الشكل 14-2 كيف تتغير سرعة التفاعل الابتدائية لتحلل H₂O₂ مع التغير في تركيز H₂O₂. ماذا قرأت؟ استنتج إذا كانت رتبة المادة المتفاعلة في تفاعل كيميائي من الرتبة الأولى، فكيف تتغير سرعة التفاعل إذا تضاعف تركيز المادة المتفاعلة ثلاثة أضعاف؟ قوانين سرعة التفاعل لرتب أخرى الرتبة الكلية للتفاعل الكيميائي هي ناتج جمع رتب المواد المتفاعلة في التفاعل الكيميائي. ومن المعلوم أن الكثير من التفاعلات - وبخاصة تلك التي تحتوي على أكثر من مادة متفاعلة - ليست من الرتبة الأولى. لتفحص الشكل العام لتفاعل كيميائي مكون من مادتين متفاعلتين، كما هو مبين في المعادلة الآتية؛ حيث ترمز a و b في هذه المعادلة الكيميائية للمعاملات. aA + bB → نواتج يكون الشكل العام لسرعة مثل هذا التفاعل كما يأتي: القانون العام لسرعة التفاعل --- SECTION: القانون العام لسرعة التفاعل --- R = k[A]ᵐ[B]ⁿ حيث [A] و [B] يمثلان تراكيز المواد المتفاعلة، و m و n يمثلان رتب التفاعل. سرعة التفاعل تساوي حاصل ضرب ثابت سرعة التفاعل في تراكيز المواد المتفاعلة كل منها مرفوع للأس (الرتبة) التي يتم تحديدها تجريبيًا. إذا حدث التفاعل بين A و B في خطوة واحدة، وتكون معقد نشط واحد فقط، فستكون m = a و n = b. وهذا غير محتمل؛ لأن تفاعلات الخطوة الواحدة ليست شائعة. فعلى سبيل المثال، تأمل التفاعل بين أول أكسيد النيتروجين NO والهيدروجين H₂، الموضح في المعادلة الآتية: 2NO(g) + 2H₂(g) → N₂(g) + 2H₂O(g) وزارة التعليم Ministry of Education 2025 - 1447 --- VISUAL CONTEXT --- **GRAPH**: سرعة التفاعل الابتدائية مقابل [H₂O₂] Description: A graph showing the initial reaction rate of H₂O₂ decomposition as a function of its initial concentration. The relationship is linear, indicating a first-order reaction. X-axis: التركيز الابتدائي [H₂O₂] (mol/L) Y-axis: سرعة التفاعل الابتدائية (Rx 10⁻⁷ (mol/L·s)) Data: The data shows a direct linear relationship between the initial concentration of H₂O₂ and the initial reaction rate. Context: This graph demonstrates the direct proportionality between reactant concentration and reaction rate for a first-order reaction, which is fundamental to understanding rate laws in chemistry. The slope of the line represents the rate constant k. The question asks to extrapolate the rate for [H₂O₂] = 1.5 mol/L, which is outside the plotted range but can be calculated using the determined linear relationship (Rate = 3.75 * [H₂O₂]).