ماذا قرأت؟ - كتاب الكيمياء - الصف 11 - الفصل 2 - المملكة العربية السعودية

📚 تحديد رتبة التفاعل

المفاهيم الأساسية

قانون سرعة التفاعل: علاقة رياضية (تُحدد بالتجربة) تربط بين سرعة التفاعل وتركيز المواد المتفاعلة. مثال: R = k [H₂] [NO]²

الرتبة الكلية للتفاعل: مجموع رتب التفاعل لكل مادة متفاعلة (مجموع الأسس في قانون السرعة). مثال: رتبة تفاعل R = k [H₂]¹ [NO]² هي 3 (1+2).

السرعة الابتدائية: سرعة التفاعل في اللحظة التي يتم فيها إضافة المواد المتفاعلة ذات التراكيز المعروفة وخلطها.

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)

14-2 تحديد رتبة التفاعل

القانون العام

• R = k[A]ᵐ[B]ⁿ

طريقة التحديد (من البيانات التجريبية)

• الخطوة 1: مقارنة السرعات الابتدائية بتغير تركيز المواد المتفاعلة.
• الخطوة 2: تحديد الأس (m) للمادة A:

- بقاء تركيز B ثابتًا.

- إذا تضاعف [A] وتضاعفت السرعة مرة واحدة → m = 1 (أحادي الرتبة).

- مثال: 2ᵐ = 2 → m = 1.

• الخطوة 3: تحديد الأس (n) للمادة B:

- بقاء تركيز A ثابتًا.

- إذا تضاعف [B] وتضاعفت السرعة أربع مرات → n = 2 (ثنائي الرتبة).

- مثال: 2ⁿ = 4 → n = 2.

الرتبة الكلية

• مجموع الأسس (m + n).
• مثال: R = k [A]¹ [B]² → الرتبة الكلية = 3.

```

نقاط مهمة

• يتم تحديد قانون سرعة التفاعل (مثل: R = k [H₂] [NO]²) من البيانات التجريبية.
• الرتبة الكلية = مجموع أسس تراكيز المواد المتفاعلة في قانون السرعة.
• لتحديد رتبة تفاعل مادة معينة، نقارن السرعة الابتدائية عند تغيير تركيزها مع بقاء تراكيز المواد الأخرى ثابتة.
• مثال من الجدول 2-2:

- عند تضاعف [A] (مع ثبات [B])، تضاعفت السرعة → تفاعل من الرتبة الأولى بالنسبة لـ A.

- عند تضاعف [B] (مع ثبات [A])، زادت السرعة 4 أضعاف → تفاعل من الرتبة الثانية بالنسبة لـ B.

- القانون: R = k [A]¹ [B]² والرتبة الكلية = 3.

يحدث هذا التفاعل في أكثر من خطوة، لذا فإن قانون سرعة التفاعل له يكون: R = k [H₂] [NO]². ويُحدّد قانون السرعة من البيانات التجريبية التي تشير إلى أن السرعة تعتمد على تركيز المواد المتفاعلة على النحو الآتي: إذا تضاعف [NO] مرتين فإن السرعة تتضاعف أربع مرات، وإذا تضاعف [H₂] مرة واحدة فإن السرعة تتضاعف مرة واحدة. يوصف التفاعل بأنه من الرتبة الثانية في NO، ومن الرتبة الأولى في H₂، وبذلك يكون التفاعل من الرتبة الثالثة. فالرتبة الكلية للتفاعل هي مجموع الرتب لكل مادة متفاعلة (مجموع الأسس)، الذي هو (3 = 1 + 2).

ماذا قرأت؟ اشرح كيف يمكنك تحديد الرتبة الكلية للتفاعل من معادلة سرعة التفاعل؟

تحديد رتبة التفاعل Determining Reaction Order

تحدد رتبة التفاعل من خلال مقارنة السرعات الابتدائية للتفاعل بتغير تركيز المواد المتفاعلة. إن السرعة الابتدائية تقيس سرعة التفاعل في اللحظة التي يتم فيها إضافة المواد المتفاعلة ذات التراكيز المعروفة، وخلط بعضها ببعض. انظر إلى التفاعل العام الآتي (نواتج ← bB + aA)، وافترض أنه أجري ثلاث مرات بتراكيز مختلفة لكل من A و B، وأن سرعة التفاعل الابتدائية كما هو مبين في الجدول 2-2. تذكر أن قانون سرعة التفاعل العام لهذا النوع من التفاعلات هو: R = k [A]ᵐ [B]ⁿ. قارن بين التركيز وسرعة التفاعل في المحاولتين الأولى والثانية من خلال البيانات في الجدول 2-2 لتحديد m (أس) المادة [A] مع بقاء تركيز المادة B ثابتًا، لاحظ أن تركيز المادة A في المحاولة 2 هو ضعف التركيز في المحاولة 1. ولاحظ أيضًا أن سرعة التفاعل في المحاولة 2 قد تضاعفت مرتين، مما يعني أن تفاعل المادة A أحادي الرتبة. ولأن 2ᵐ = 2، فلا بد إذن أن تكون قيمة m تساوي 1. وستستعمل الطريقة نفسها لتحديد قيمة الأس n في المادة [B]. فعند مقارنة تركيز المادة B في المحاولتين الثانية والثالثة ستجد أن تركيزها قد تضاعف في المحاولة الثالثة مع بقاء تركيز المادة A ثابتًا، مما يعني زيادة سرعة التفاعل أربع مرات عن المحاولة الثانية. ولأن 4 = 2ⁿ، فلا بد إذن أن تكون قيمة n تساوي 2. تدل المعلومات السابقة على أن التفاعل للمادة A أحادي الرتبة، بينما التفاعل للمادة B ثنائي الرتبة، وهذا يوصلنا إلى القانون العام لسرعة التفاعل: R = k [A]¹ [B]². لذا فإن التفاعل عمومًا من الرتبة الثالثة (مجموع الأسس 3 = 1 + 2).

رابط الدرس الرقمي www.ien.edu.sa

وزارة التعليم 65 Ministry of Education 2025 - 1447

يحدث هذا التفاعل في أكثر من خطوة، لذا فإن قانون سرعة التفاعل له يكون: R = k [H₂] [NO]². ويُحدّد قانون السرعة من البيانات التجريبية التي تشير إلى أن السرعة تعتمد على تركيز المواد المتفاعلة على النحو الآتي: إذا تضاعف [NO] مرتين فإن السرعة تتضاعف أربع مرات، وإذا تضاعف [H₂] مرة واحدة فإن السرعة تتضاعف مرة واحدة. يوصف التفاعل بأنه من الرتبة الثانية في NO، ومن الرتبة الأولى في H₂، وبذلك يكون التفاعل من الرتبة الثالثة. فالرتبة الكلية للتفاعل هي مجموع الرتب لكل مادة متفاعلة (مجموع الأسس)، الذي هو (3 = 1 + 2). --- SECTION: ماذا قرأت؟ --- ماذا قرأت؟ اشرح كيف يمكنك تحديد الرتبة الكلية للتفاعل من معادلة سرعة التفاعل؟ --- SECTION: تحديد رتبة التفاعل --- تحديد رتبة التفاعل Determining Reaction Order تحدد رتبة التفاعل من خلال مقارنة السرعات الابتدائية للتفاعل بتغير تركيز المواد المتفاعلة. إن السرعة الابتدائية تقيس سرعة التفاعل في اللحظة التي يتم فيها إضافة المواد المتفاعلة ذات التراكيز المعروفة، وخلط بعضها ببعض. انظر إلى التفاعل العام الآتي (نواتج ← bB + aA)، وافترض أنه أجري ثلاث مرات بتراكيز مختلفة لكل من A و B، وأن سرعة التفاعل الابتدائية كما هو مبين في الجدول 2-2. تذكر أن قانون سرعة التفاعل العام لهذا النوع من التفاعلات هو: R = k [A]ᵐ [B]ⁿ. قارن بين التركيز وسرعة التفاعل في المحاولتين الأولى والثانية من خلال البيانات في الجدول 2-2 لتحديد m (أس) المادة [A] مع بقاء تركيز المادة B ثابتًا، لاحظ أن تركيز المادة A في المحاولة 2 هو ضعف التركيز في المحاولة 1. ولاحظ أيضًا أن سرعة التفاعل في المحاولة 2 قد تضاعفت مرتين، مما يعني أن تفاعل المادة A أحادي الرتبة. ولأن 2ᵐ = 2، فلا بد إذن أن تكون قيمة m تساوي 1. وستستعمل الطريقة نفسها لتحديد قيمة الأس n في المادة [B]. فعند مقارنة تركيز المادة B في المحاولتين الثانية والثالثة ستجد أن تركيزها قد تضاعف في المحاولة الثالثة مع بقاء تركيز المادة A ثابتًا، مما يعني زيادة سرعة التفاعل أربع مرات عن المحاولة الثانية. ولأن 4 = 2ⁿ، فلا بد إذن أن تكون قيمة n تساوي 2. تدل المعلومات السابقة على أن التفاعل للمادة A أحادي الرتبة، بينما التفاعل للمادة B ثنائي الرتبة، وهذا يوصلنا إلى القانون العام لسرعة التفاعل: R = k [A]¹ [B]². لذا فإن التفاعل عمومًا من الرتبة الثالثة (مجموع الأسس 3 = 1 + 2). رابط الدرس الرقمي www.ien.edu.sa وزارة التعليم 65 Ministry of Education 2025 - 1447 --- VISUAL CONTEXT --- **TABLE**: بيانات السرعات الابتدائية للتفاعل نواتج ← bB + aA Description: Table showing initial concentrations of reactants A and B, and the corresponding initial reaction rates for three trials. Table Structure: Headers: المحاولة | السرعة الابتدائية mol/l·s | التركيز الابتدائي [A] (M) | التركيز الابتدائي [B] (M) Rows: Row 1: 1 | 2.00 × 10⁻³ | 0.100 | 0.100 Row 2: 2 | 4.00 × 10⁻³ | 0.200 | 0.100 Row 3: 3 | 16.00 × 10⁻³ | 0.200 | 0.200 Calculation needed: This table provides experimental data to determine the reaction order with respect to reactants A and B, and the overall reaction order. Context: This table is used as an example to illustrate the process of determining reaction order by comparing changes in initial concentrations with changes in initial reaction rates.