صفحة 71 - كتاب الكيمياء - الصف 11 - الفصل 2 - المملكة العربية السعودية

سؤال 46: 46. عند اشتقاق قانون سرعة التفاعل، فسر لماذا يجب الاعتماد على الأدلة التجريبية أكثر من الاعتماد على المعادلات الكيميائية الموزونة للتفاعل؟

الإجابة: س 46: يعتمد على الآلية (الخطوة البطيئة) لا المعادلة الموزونة.

خطوات الحل:

1. **الشرح:** لنفهم هذا السؤال: المعادلة الكيميائية الموزونة تُظهر فقط المواد المتفاعلة والناتجة والنسب المولية بينها، لكنها لا تخبرنا عن الآلية الحقيقية للتفاعل التي تحدث على مستوى الجزيئات. التفاعل قد يمر بخطوات متعددة (آلية)، وأبطأ خطوة هي التي تحدد سرعة التفاعل الكلية. الأدلة التجريبية (مثل قياس تغير التركيز مع الزمن) هي التي تكشف لنا رتبة التفاعل وثابت السرعة، أي تكشف الآلية العملية. لذلك، قانون السرعة يُشتق من التجربة، وليس من المعادلة النظرية الموزونة.

سؤال 47: 47. إذا كانت معادلة التفاعل العام هي: AB → A + B وقد وُجد بالاعتماد على البيانات التجريبية أن رتبة التفاعل من الرتبة الثانية للمادة المتفاعلة A، فكيف تتغير سرعة التفاعل إذا انخفض تركيز المادة A إلى النصف وبقيت جميع الظروف الأخرى ثابتة؟

الإجابة: س 47: تنخفض السرعة إلى الربع.

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المعطيات والقانون):** لدينا تفاعل رتبته الثانية بالنسبة للمادة A. قانون سرعة التفاعل من الرتبة الثانية بالنسبة لـ A هو: $$Rate = k [A]^2$$ حيث Rate هي السرعة، k هو ثابت السرعة، و [A] هو تركيز المادة A.
2. **الخطوة 2 (تطبيق التغير):** السؤال يقول: إذا انخفض تركيز A إلى النصف. لنفترض التركيز الابتدائي هو $[A]_0$، فالتركيص الجديد يصبح $[A]_{new} = \frac{1}{2}[A]_0$. نعوض في قانون السرعة: السرعة الأصلية: $Rate_{old} = k ([A]_0)^2$ السرعة الجديدة: $Rate_{new} = k (\frac{1}{2}[A]_0)^2 = k \cdot \frac{1}{4}([A]_0)^2$
3. **الخطوة 3 (النتيجة):** بالمقارنة: $Rate_{new} = \frac{1}{4} \times Rate_{old}$ إذن، عندما ينخفض تركيز A إلى النصف في تفاعل من الرتبة الثانية بالنسبة لـ A، **تنخفض سرعة التفاعل إلى ربع قيمتها الأصلية**.

سؤال 48: 48. تم الحصول على البيانات التجريبية المدرجة في الجدول 3-2 من تحلل مركب الأزوميثان CH₃N₂CH₃ عند درجة حرارة محددة حسب المعادلة: CH₃N₂CH₃(g) → C₂H₆(g) + N₂(g) استعمل البيانات الواردة في الجدول 3-2 لتحديد قانون سرعة التفاعل.

الإجابة: س 48: الرتبة الأولى. $Rate = k[CH_3N_2CH_3]$

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المفهوم):** لتحديد قانون سرعة التفاعل (أي رتبة التفاعل) من بيانات تجريبية، نفحص كيف يتغير تركيز المادة المتفاعلة مع الزمن. للتفاعلات من الرتبة الأولى، يكون الرسم البياني لـ $\ln[\text{تركيز}]$ مقابل الزمن خطاً مستقيماً.
2. **الخطوة 2 (التطبيق على البيانات):** نظراً لأن السؤال يشير إلى الجدول 3-2 (الذي لم يُرفق هنا، لكن الإجابة معطاة)، فإن الطريقة هي حساب $\ln[CH_3N_2CH_3]$ لكل قياس زمني. إذا كانت النقاط (الزمن، $\ln[\text{التركيز}]$) تقع على خط مستقيم، فهذا يؤكد أن التفاعل من **الرتبة الأولى** بالنسبة لـ $CH_3N_2CH_3$.
3. **الخطوة 3 (النتيجة):** بناءً على تحليل البيانات في الجدول 3-2، نستنتج أن قانون سرعة هذا التفاعل هو: $$Rate = k[CH_3N_2CH_3]$$ حيث الرتبة الكلية للتفاعل هي الأولى.

سؤال 49: 49. استعمل بيانات الجدول 3-2 لحساب قيمة ثابت سرعة التفاعل k.

الإجابة: س 49: $k = 2.08 \times 10^{-4} s^{-1}$

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (القانون):** لتفاعل من الرتبة الأولى، العلاقة بين التركيز والزمن هي: $$\ln[A]_t = \ln[A]_0 - kt$$ حيث $[A]_0$ هو التركيز الابتدائي، $[A]_t$ هو التركيز عند الزمن $t$، و $k$ هو ثابت السرعة المطلوب.
2. **الخطوة 2 (الحساب من البيانات):** نأخذ زوجاً من القيم من الجدول 3-2 (مثلاً، التركيز عند زمن معين). نعيد ترتيب المعادلة لحساب $k$: $$k = \frac{\ln([A]_0 / [A]_t)}{t}$$ بالتعويض بقيم التركيز والزمن المناسبة من الجدول (مثلاً، إذا كان $[A]_0 = 0.024 M$ و $[A]_t = 0.018 M$ عند $t = 1800 s$، لكن القيم الفعلية في الجدول قد تختلف).
3. **الخطوة 3 (النتيجة):** بعد إجراء الحساب باستخدام البيانات التجريبية من الجدول 3-2، نحصل على قيمة ثابت السرعة: $$k = 2.08 \times 10^{-4} \, s^{-1}$$

سؤال 50: 50. استعمل بيانات الجدول 3-2 لتوقع سرعة التفاعل، إذا كان التركيز الابتدائي لـ CH₃N₂CH₃ هو 0.048 M، ودرجة الحرارة ثابتة.

الإجابة: س 50: $Rate = (2.08 \times 10^{-4})(0.048)$ $1.00 \times 10^{-5} mol/L.s$

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المعطيات والقانون):** المعطيات: - ثابت السرعة $k = 2.08 \times 10^{-4} \, s^{-1}$ (من السؤال السابق). - التركيز الابتدائي $[CH_3N_2CH_3]_0 = 0.048 \, M$. - قانون السرعة للتفاعل (من السؤال 48) هو: $Rate = k[CH_3N_2CH_3]$.
2. **الخطوة 2 (الحساب):** عند التركيز الابتدائي، تكون السرعة الابتدائية. نعوض مباشرة في قانون السرعة: $$Rate = k \times [CH_3N_2CH_3]_0 = (2.08 \times 10^{-4} \, s^{-1}) \times (0.048 \, M)$$
3. **الخطوة 3 (النتيجة):** بإجراء الضرب: $$Rate = 9.984 \times 10^{-6} \, M/s$$ لتقريب الناتج بشكل مناسب (كما في الإجابة المعطاة): $$Rate \approx 1.00 \times 10^{-5} \, mol/L \cdot s$$

سؤال 51: 51. قوم صحة الجملة الآتية: يمكنك تحديد سرعة تفاعل كيميائي عن طريق معرفة نسبة مولات المواد المتفاعلة في معادلة موزونة. فسر إجابتك.

الإجابة: س 51: خطأ؛ المعادلة تعطي نسباً

خطوات الحل:

1. **الشرح:** لنفحص هذه الجملة: المعادلة الكيميائية الموزونة تعطي فقط النسب المولية الثابتة بين المواد المتفاعلة والناتجة (مثلاً، 2 مول من A تتفاعل مع 1 مول من B). هذه النسبة تخبرنا عن العلاقة الكمية عند اكتمال التفاعل، لكنها لا تخبرنا **بأي سرعة** يحدث هذا التفاعل. سرعة التفاعل تعتمد على عوامل مثل طبيعة المواد، ودرجة الحرارة، وتركيز المواد المتفاعلة (الذي يُحدد بقانون سرعة مشتق من التجارب)، ووجود محفز. لذلك، معرفة النسب المولية من المعادلة وحدها **لا تكفي** لتحديد سرعة التفاعل. الجملة غير صحيحة.

سؤال 52: 52. يتناقص تركيز المادة المتفاعلة A من 0.400 mol/L إلى 0.384 mol/L خلال 4.00 min. احسب متوسط سرعة التفاعل خلال هذه الفترة بوحدة mol/L.min.

الإجابة: س 52: $4.0 \times 10^{-3}$ $mol/L.min$

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المعطيات):** لدينا: - التركيز الابتدائي للمادة المتفاعلة A: $[A]_i = 0.400 \, mol/L$ - التركيز النهائي لـ A: $[A]_f = 0.384 \, mol/L$ - الفترة الزمنية: $\Delta t = 4.00 \, min$ (لاحظ: سرعة اختفاء المتفاعل تكون سالبة، لكن متوسط السرعة غالباً يُعطى بقيمة موجبة).
2. **الخطوة 2 (قانون متوسط السرعة):** متوسط سرعة اختفاء المادة المتفاعلة A هو: $$\text{متوسط السرعة} = -\frac{\Delta [A]}{\Delta t} = -\frac{[A]_f - [A]_i}{\Delta t}$$ حيث الإشارة السالبة تجعل السرعة موجبة لأن $[A]_f < [A]_i$.
3. **الخطوة 3 (الحساب):** نعوض: $$\text{متوسط السرعة} = -\frac{(0.384 - 0.400) \, mol/L}{4.00 \, min} = -\frac{(-0.016) \, mol/L}{4.00 \, min}$$ $$\text{متوسط السرعة} = \frac{0.016 \, mol/L}{4.00 \, min} = 0.004 \, mol/L \cdot min$$
4. **الخطوة 4 (النتيجة):** بالكتابة بالصيغة العلمية: $$\text{متوسط السرعة} = 4.0 \times 10^{-3} \, mol/L \cdot min$$

سؤال 53: 53. إذا زاد تركيز إحدى المواد الناتجة من 0.0882 mol/L إلى 0.1446 mol/L خلال 12.0 min، فما متوسط سرعة التفاعل خلال تلك الفترة؟

الإجابة: س 53: $4.70 \times 10^{-3}$ $mol/L.min$

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المعطيات):** لدينا: - التركيز الابتدائي لمادة ناتجة: $[P]_i = 0.0882 \, mol/L$ - التركيز النهائي للمادة الناتجة: $[P]_f = 0.1446 \, mol/L$ - الفترة الزمنية: $\Delta t = 12.0 \, min$
2. **الخطوة 2 (قانون متوسط السرعة):** لمادة ناتجة، متوسط سرعة التكون هو: $$\text{متوسط السرعة} = \frac{\Delta [P]}{\Delta t} = \frac{[P]_f - [P]_i}{\Delta t}$$ (هنا لا نحتاج إشارة سالبة لأن التركيز يزداد).
3. **الخطوة 3 (الحساب):** نعوض: $$\text{متوسط السرعة} = \frac{(0.1446 - 0.0882) \, mol/L}{12.0 \, min} = \frac{0.0564 \, mol/L}{12.0 \, min}$$ $$\text{متوسط السرعة} = 0.0047 \, mol/L \cdot min$$
4. **الخطوة 4 (النتيجة):** بالكتابة بالصيغة العلمية: $$\text{متوسط السرعة} = 4.70 \times 10^{-3} \, mol/L \cdot min$$

سؤال 54: 54. يعبر عن التركيز في التفاعل الكيميائي بوحدة mol/L، وعن الزمن بوحدة s. فإذا كان التفاعل الكلي من الرتبة الثالثة، فما وحدة ثابت سرعة التفاعل؟

الإجابة: س 54: $L^2 mol^{-2} s^{-1}$

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (القانون العام):** لقانون سرعة التفاعل العام: $$Rate = k [A]^n$$ حيث Rate بوحدة $mol/L \cdot s$، و [A] بوحدة $mol/L$، و $n$ هي الرتبة الكلية للتفاعل.
2. **الخطوة 2 (تطبيق الرتبة الثالثة):** هنا، الرتبة الكلية $n = 3$. نعوض في المعادلة مع الوحدات: $$\frac{mol}{L \cdot s} = k \times \left(\frac{mol}{L}\right)^3$$ $$\frac{mol}{L \cdot s} = k \times \frac{mol^3}{L^3}$$
3. **الخطوة 3 (حساب وحدة k):** نعيد ترتيب المعادلة لإيجاد وحدة $k$: $$k = \frac{\frac{mol}{L \cdot s}}{\frac{mol^3}{L^3}} = \frac{mol}{L \cdot s} \times \frac{L^3}{mol^3}$$ $$k = \frac{L^2}{mol^2 \cdot s}$$ إذن، وحدة ثابت السرعة للتفاعل من الرتبة الثالثة هي: $$L^2 \cdot mol^{-2} \cdot s^{-1}$$

سؤال 55: 55. ميز بين المناطق المظللة في الشكل 2-15 عند درجتي الحرارة T₁ و T₂ بالاعتماد على عدد الاصطدامات التي تحدث في وحدة الزمن والتي لها طاقة أكبر من أو تساوي طاقة التنشيط.

الإجابة: س 55: T2 أعلى -> طاقة حركية وتصادمات فعالة أكثر.

خطوات الحل:

1. **الشرح:** لنفهم الشكل 2-15 (الذي لم يُرفق، لكن الفكرة عامة): يمثل الشكل منحنى توزيع الطاقة الحركية للجزيئات عند درجتي حرارة مختلفتين، T1 و T2، حيث T2 > T1. المنطقة المظللة تحت المنحنى تمثل عدد الجزيئات التي لها طاقة أكبر من أو تساوي طاقة التنشيط (الحد الأدنى من الطاقة المطلوبة لحدوث تصادم فعال). عند درجة الحرارة الأعلى (T2): تزداد الطاقة الحركية المتوسطة للجزيئات، فيتحرك المنحنى ككل إلى اليمين (نحو طاقات أعلى). هذا يعني أن **المنطقة المظللة تصبح أكبر**، لأن عدد الجزيئات التي تمتلك طاقة كافية (≥ طاقة التنشيط) يكون أكبر. وبالتالي، عند T2 يحدث عدد أكبر من التصادمات الفعالة في وحدة الزمن مقارنة بـ T1، مما يفسر زيادة سرعة التفاعل مع ارتفاع درجة الحرارة.

عند اشتقاق قانون سرعة التفاعل، لماذا يجب الاعتماد على الأدلة التجريبية أكثر من الاعتماد على المعادلات الكيميائية الموزونة للتفاعل؟

• أ) لأن المعادلة الموزونة تعطي دائماً رتبة التفاعل الصحيحة مباشرة.
• ب) لأن قانون السرعة يعتمد على الآلية الحقيقية للتفاعل (الخطوة البطيئة) التي تكشفها التجارب، وليس على النسب المولية في المعادلة النظرية.
• ج) لأن التجارب أقل دقة من الحسابات النظرية المستمدة من المعادلة.
• د) لأن المعادلة الموزونة لا تعطي أي معلومات عن المواد المتفاعلة.

الإجابة الصحيحة: b

الإجابة: لأن قانون السرعة يعتمد على الآلية الحقيقية للتفاعل (الخطوة البطيئة) التي تكشفها التجارب، وليس على النسب المولية في المعادلة النظرية.

الشرح: 1. المعادلة الكيميائية الموزونة تُظهر فقط المواد المتفاعلة والناتجة والنسب المولية بينها. 2. سرعة التفاعل تعتمد على الآلية الحقيقية (الخطوات المتعددة) وأبطأ خطوة هي المحددة للسرعة. 3. الأدلة التجريبية (مثل قياس تغير التركيز مع الزمن) هي التي تكشف رتبة التفاعل وثابت السرعة، أي الآلية العملية.

تلميح: تذكر أن المعادلة الموزونة لا تخبرنا عن الخطوات الفعلية التي تحدث على مستوى الجزيئات.

التصنيف: تفكير ناقد | المستوى: متوسط

إذا كانت رتبة التفاعل من الرتبة الثانية بالنسبة للمادة المتفاعلة A، فكيف تتغير سرعة التفاعل إذا انخفض تركيز A إلى النصف مع بقاء جميع الظروف الأخرى ثابتة؟

• أ) تتضاعف سرعة التفاعل.
• ب) تنخفض سرعة التفاعل إلى النصف.
• ج) تنخفض سرعة التفاعل إلى ربع قيمتها الأصلية.
• د) لا تتغير سرعة التفاعل.

الإجابة الصحيحة: c

الإجابة: تنخفض سرعة التفاعل إلى ربع قيمتها الأصلية.

الشرح: 1. قانون سرعة التفاعل من الرتبة الثانية بالنسبة لـ A هو: Rate = k [A]². 2. إذا انخفض التركيز إلى النصف: [A]_{جديد} = ½ [A]_{قديم}. 3. السرعة الجديدة: Rate_{جديد} = k (½[A]_{قديم})² = k × ¼ [A]_{قديم}² = ¼ Rate_{قديم}. 4. النتيجة: السرعة تنخفض إلى الربع.

تلميح: تذكر قانون سرعة التفاعل من الرتبة الثانية: Rate = k [A]².

التصنيف: مسألة تدريبية | المستوى: متوسط

بناءً على البيانات التجريبية لتحلل الأزوميثان، إذا تضاعف التركيز الابتدائي من 0.012 M إلى 0.024 M، وتضاعفت السرعة الابتدائية من 2.5×10⁻⁶ إلى 5.0×10⁻⁶ mol/L·s، فما رتبة التفاعل بالنسبة لـ CH₃N₂CH₃؟

• أ) الرتبة الصفرية.
• ب) الرتبة الأولى.
• ج) الرتبة الثانية.
• د) الرتبة الثالثة.

الإجابة الصحيحة: b

الإجابة: الرتبة الأولى.

الشرح: 1. عند تضاعف التركيز: [A]₂ = 2 × [A]₁. 2. السرعة تضاعفت أيضاً: Rate₂ = 2 × Rate₁. 3. هذه علاقة تناسب طردي مباشر: Rate ∝ [A]. 4. عندما يكون Rate ∝ [A]¹، فإن التفاعل من الرتبة الأولى بالنسبة لذلك المتفاعل.

تلميح: حلل العلاقة بين تغير التركيز وتغير السرعة. إذا تضاعف التركيز وتضاعفت السرعة بنفس النسبة، فما الرتبة؟

التصنيف: مسألة تدريبية | المستوى: متوسط

لتفاعل تحلل الأزوميثان من الرتبة الأولى، إذا كان التركيز الابتدائي 0.024 M والسرعة الابتدائية 5.0×10⁻⁶ mol/L·s، فما قيمة ثابت السرعة k؟

• أ) 4.8 × 10⁻⁴ s⁻¹
• ب) 2.08 × 10⁻⁴ s⁻¹
• ج) 1.2 × 10⁻⁷ s⁻¹
• د) 5.0 × 10⁻⁶ s⁻¹

الإجابة الصحيحة: b

الإجابة: 2.08 × 10⁻⁴ s⁻¹

الشرح: 1. قانون السرعة للرتبة الأولى: Rate = k [A]. 2. المعطيات: Rate = 5.0 × 10⁻⁶ mol/L·s، [A] = 0.024 mol/L. 3. نحسب k: k = Rate / [A] = (5.0 × 10⁻⁶) / (0.024). 4. k = 2.0833 × 10⁻⁴ s⁻¹ ≈ 2.08 × 10⁻⁴ s⁻¹.

تلميح: استخدم قانون سرعة التفاعل من الرتبة الأولى: Rate = k [A].

التصنيف: مسألة تدريبية | المستوى: متوسط

لتفاعل تحلل الأزوميثان من الرتبة الأولى، إذا كان ثابت السرعة k = 2.08×10⁻⁴ s⁻¹ والتركيز الابتدائي 0.048 M، فما السرعة الابتدائية المتوقعة للتفاعل؟

• أ) 2.5 × 10⁻⁶ mol/L·s
• ب) 5.0 × 10⁻⁶ mol/L·s
• ج) 1.00 × 10⁻⁵ mol/L·s
• د) 2.00 × 10⁻⁵ mol/L·s

الإجابة الصحيحة: c

الإجابة: 1.00 × 10⁻⁵ mol/L·s

الشرح: 1. قانون السرعة للرتبة الأولى: Rate = k [A]. 2. المعطيات: k = 2.08 × 10⁻⁴ s⁻¹، [A] = 0.048 M. 3. السرعة: Rate = (2.08 × 10⁻⁴) × (0.048) = 9.984 × 10⁻⁶ mol/L·s. 4. بالتقريب المناسب: Rate ≈ 1.00 × 10⁻⁵ mol/L·s.

تلميح: طبق قانون السرعة للرتبة الأولى: Rate = k [A].

التصنيف: مسألة تدريبية | المستوى: متوسط

قوّم صحة الجملة الآتية: يمكنك تحديد سرعة تفاعل كيميائي عن طريق معرفة نسبة مولات المواد المتفاعلة في معادلة موزونة.

• أ) الجملة صحيحة دائماً.
• ب) الجملة صحيحة أحياناً.
• ج) الجملة غير صحيحة (خطأ).
• د) الجملة صحيحة فقط للتفاعلات السريعة.

الإجابة الصحيحة: c

الإجابة: الجملة غير صحيحة (خطأ).

الشرح: ١. المعادلة الكيميائية الموزونة تُظهر فقط النسب المولية الثابتة بين المواد المتفاعلة والناتجة. ٢. سرعة التفاعل تعتمد على عوامل مثل الآلية (الخطوة البطيئة)، ودرجة الحرارة، والتركيز، ووجود محفز. ٣. قانون السرعة يُشتق من الأدلة التجريبية (قياس تغير التركيز مع الزمن)، وليس من المعادلة النظرية. ٤. لذلك، معرفة النسب المولية وحدها لا تكفي لتحديد سرعة التفاعل.

تلميح: تذكر أن المعادلة الموزونة تعطي العلاقات الكمية عند اكتمال التفاعل، وليس الآلية أو المعدل الذي يحدث به.

التصنيف: تفكير ناقد | المستوى: متوسط

يتناقص تركيز المادة المتفاعلة A من 0.400 mol/L إلى 0.384 mol/L خلال 4.00 min. ما متوسط سرعة اختفاء المادة A خلال هذه الفترة بوحدة mol/L.min؟

• أ) 1.00 × 10⁻² mol/L.min
• ب) 4.00 × 10⁻³ mol/L.min
• ج) 6.40 × 10⁻³ mol/L.min
• د) 1.60 × 10⁻² mol/L.min

الإجابة الصحيحة: b

الإجابة: 4.00 × 10⁻³ mol/L.min

الشرح: ١. التغير في تركيز A: Δ[A] = [A]ₙ - [A]₀ = 0.384 - 0.400 = -0.016 mol/L. ٢. الفترة الزمنية: Δt = 4.00 min. ٣. متوسط سرعة اختفاء A = - (Δ[A] / Δt) = - (-0.016 mol/L / 4.00 min). ٤. متوسط السرعة = (0.016 mol/L) / (4.00 min) = 0.00400 mol/L.min. ٥. بالصيغة العلمية: 4.00 × 10⁻³ mol/L.min.

تلميح: متوسط سرعة اختفاء مادة متفاعلة = - (التغير في التركيز) / (التغير في الزمن).

التصنيف: مسألة تدريبية | المستوى: سهل

إذا زاد تركيز إحدى المواد الناتجة من 0.0882 mol/L إلى 0.1446 mol/L خلال 12.0 min، فما متوسط سرعة تكون هذه المادة الناتجة؟

• أ) 4.70 × 10⁻³ mol/L.min
• ب) 1.20 × 10⁻² mol/L.min
• ج) 5.64 × 10⁻³ mol/L.min
• د) 3.76 × 10⁻³ mol/L.min

الإجابة الصحيحة: a

الإجابة: 4.70 × 10⁻³ mol/L.min

الشرح: ١. التغير في تركيز المادة الناتجة: Δ[P] = [P]ₙ - [P]₀ = 0.1446 - 0.0882 = 0.0564 mol/L. ٢. الفترة الزمنية: Δt = 12.0 min. ٣. متوسط سرعة تكون المادة الناتجة = Δ[P] / Δt = (0.0564 mol/L) / (12.0 min). ٤. متوسط السرعة = 0.00470 mol/L.min. ٥. بالصيغة العلمية: 4.70 × 10⁻³ mol/L.min.

تلميح: متوسط سرعة تكون مادة ناتجة = (التغير في التركيز) / (التغير في الزمن).

التصنيف: مسألة تدريبية | المستوى: سهل

إذا كان التركيز في التفاعل الكيميائي بوحدة mol/L والزمن بوحدة s، وكان التفاعل الكلي من الرتبة الثالثة، فما وحدة ثابت سرعة التفاعل k؟

• أ) mol·L⁻¹·s⁻¹
• ب) s⁻¹
• ج) L·mol⁻¹·s⁻¹
• د) L²·mol⁻²·s⁻¹

الإجابة الصحيحة: d

الإجابة: L²·mol⁻²·s⁻¹

الشرح: ١. قانون السرعة العام: Rate = k [A]ⁿ، حيث n هي الرتبة الكلية. ٢. وحدة Rate: mol/L·s. ٣. وحدة التركيز [A]: mol/L. ٤. للرتبة الثالثة (n=3): mol/L·s = k × (mol/L)³. ٥. إعادة الترتيب: k = (mol/L·s) / (mol³/L³) = (mol/L·s) × (L³/mol³). ٦. التبسيط: k = L²·mol⁻²·s⁻¹.

تلميح: وحدة ثابت السرعة k تعتمد على الرتبة الكلية للتفاعل. ابدأ من قانون السرعة العام: Rate = k [A]ⁿ.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: متوسط

بالاعتماد على منحنى توزيع طاقة الجسيمات، كيف يؤثر ارتفاع درجة الحرارة (من T1 إلى T2 حيث T2 > T1) على عدد الاصطدامات الفعالة (التي لها طاقة ≥ طاقة التنشيط)؟

• أ) ينقص عدد الاصطدامات الفعالة.
• ب) يزداد عدد الاصطدامات الفعالة.
• ج) يبقى عدد الاصطدامات الفعالة ثابتاً.
• د) تتغير طاقة التنشيط فقط.

الإجابة الصحيحة: b

الإجابة: يزداد عدد الاصطدامات الفعالة.

الشرح: ١. عند رفع درجة الحرارة، تزداد الطاقة الحركية المتوسطة للجسيمات. ٢. يتحول منحنى توزيع الطاقة إلى اليمين ويصبح أكثر اتساعاً (أقل حدة). ٣. طاقة التنشيط تبقى قيمة ثابتة للتفاعل. ٤. المنطقة تحت المنحنى إلى يمين خط طاقة التنشيط (المنطقة المظللة) تمثل الجسيمات ذات الطاقة الكافية للتفاعل. ٥. عند درجة الحرارة الأعلى T2، تصبح هذه المنطقة أكبر، مما يعني زيادة في عدد (أو نسبة) الجسيمات التي تمتلك طاقة تساوي أو تفوق طاقة التنشيط. ٦. النتيجة: زيادة في عدد الاصطدامات الفعالة في وحدة الزمن، وبالتالي زيادة سرعة التفاعل.

تلميح: ارتفاع درجة الحرارة يزيد من الطاقة الحركية للجسيمات، مما يوسع منحنى التوزيع ويزيد نسبة الجسيمات التي تتجاوز طاقة التنشيط.

التصنيف: مفهوم جوهري | المستوى: متوسط