سرعة التفاعلات

سرعة التفاعلات

 6 ـ 1  : عملية التفاعل :  

   التفاعلات الكيميائية تحدث بمعدلات متباينة فبعض التفاعلات تتم ببطء شديد مثل صدأ الحديد ، وبعضها يتم بسرعة كبيرة مثل احتراق غاز الطبخ.وتعتمد سرعة التفاعل على مسار الطاقة التي يتبعها التفاعل والتغيرات التي تحدث للجزيء.

آليات التفاعل : هي سلسلة خطوات التفاعل التي يحدث بموجبها التغير الكيميائي الكلي .

مثال : يتفاعل بخار اليود البنفسجي مع الهيدروجين لتكوين يوديد الهيدروجين H2(g) + I2(g)     →    2HI(g)      

وتتفكك جزيئات HI لتكوين الهيدروجين واليود في التفاعل العكسي           2HI(g)        →      I2(g)  +  H2(g)  

في هذه التفاعلات لا يظهر إلا المتفاعلات والنواتج فقط . وقد أظهرت التجارب لاحقاً عدم حدوث تفاعل مباشر بين اليود والهيدروجين ، لذا فقد اقترح العلماء  آليتين بديلتين لهذا التفاعل  هما :

              

في هذه الآليات ظهر في بعض الخطوات أنواع  لم تظهر في النتيجة النهائية ، وهذه تعرف بالأنواع الوسيطة .

الوسيط : نوع يتكون في خطوة من خطوات آلية التفاعل ، ولا يظهر في المعادلة النهائية . وهذه الأنواع الوسيطة يلغي بعضها بعضاً في الآليات التالية ، كما يصعب فصلها ، ويستدل على وجودها من أحد خواصها الفيزيائية .

في الآلية الأولى الوسيط هو I    ، وفي الآلية الثانية الوسائط هي  I , H2I  .

التفاعل السابق من التفاعلات المتجانسة: وهي التفاعلات التي تكون فيها المتفاعلات والنواتج في حالة فيزيائية واحدة.

نظرية التصادم :

 لحدوث تفاعل كيميائي بين المواد يجب أن تتصادم جسيماته ( جزيئات أو ذرات أو أيونات ) بعد أن تتغلب على أي قوى تنافر بينها .  ونظرية التصادم تفسر نجاح أو فشل هذه التصادمات لتكوين نواتج .

السبب في فشل التصادمات وعدم حدوث تفاعل :

1ـ عدم وجود طاقة كافية في الجسيمات المتصادمة لدمج إلكترونات التكافؤ وكسر روابط الجزيئات  . أو

2 ـ لا يكون وضع الجسيمات المتصادمة في اتجاه مناسب لحدوث التفاعل.

 والسبب في نجاح التصادمات الفعالة وحدوث تفاعل : 1 ـ امتلاك الجسيمات المتصادمة الطاقة الكافية . و

                                                      2 ـ يكون وضع الجسيمات المتصادمة في الاتجاه المناسب لحدوث التفاعل.

لنأخذ التفاعل المتجانس                           AB     +    AB                  A2   +   2B     

يحدث التفاعل إذا امتلكت جسيمات AB طاقة كافية ، وكان وضع الجسيمات المتصادمة مناسباً  لحدوث التفاعل بحيث يكون أطراف الجزيئات المتفاعلة والتي سيتكون منها مركبات جديدة متوافقة وفي اتجاه واحد . 

                                                                             

                                                                                                                             

طاقة التنشيط :

 في التفاعل                2H2(g)   +  O2(g)     →    2H2O(g)     ,  ΔH =  − 483.6 kJ   

حرارة التكوين مرتفعة جداً وسالبةΔH0f = − 285.8 kJ/mo  ( كان من المفترض أن يكون التفاعل تلقائيا) ، والتغير في الطاقة الحرة ΔG0 = −237.1kJ/mol ( قيمة سالبة ) إلا أن هذا التفاعل لا يحدث تلقائياَ عند درجة حرارة الغرفة ، فلماذا ؟

السبب: 1 ـ عند تقارب جزيئات O2 , H2  تتنافر السحب الإلكترونية مما يقلل احتمال التصادم .

          2 ـ عدم توفر الطاقة اللازمة لكسر الروابط  H – H ,  O = O .

          3 ـ عدم توفر الطاقة الحركية للجزيئات المتصادمة لمزج إلكترونات التكافؤ لتكوين الروابط في جزيئات الماء.

ولحدوث هذا التفاعل يلزمنا طاقة لكسر روابط المتفاعلات وتكوين روابط جديدة   ، وهذه تسمى طاقة التنشيط .

طاقة التنشيط   Ea : هي الحد الأدنى من الطاقة اللازمة لتحويل المتفاعلات إلى معقد منشَّط . 

وهذه الطاقة تعمل على وضع التفاعلات الطاردة للحرارة على مسار التفاعل ، حيث أن الطاقة الناتجة عن التفاعل بعد ذلك تعمل على تنشيط الجزيئات الأخرى واستمرار التفاعل حتى النهاية .

والشكل المجاور يظهر مساراً عاماً أمامياً لتفاعل طارد للحرارة

وطاقة التنشيط هي Ea  .

ـ التفاعل العكسي    2H2O(l)      →        2H2(g)  +  O2(g)  

تفاعل ماص للحرارة ،  لأن طاقة الماء المتفاعل أقل من طــاقة

النواتج ( H2, O2 ) ، لذلك فــإن الطاقـــــة اللازمة لتنشيط هـذا

التفاعل العكسي Ea/   أكبر من الطاقة اللازمـــة لتنشيط التفاعـل

 الطردي .

ـ الفرق بين الطاقة اللازمة لتنشيط التفاعل العكسيEa/  والطـاقـة

اللازمة لتنشيط التفاعل الطردي Ea يساوي التغير في المحتـوى

الحراري ΔH لهذا التفاعل . إذن طاقة التفاعل = الفرق بين طاقتي تنشيط التفاعلين الأمامي Ea   والعكسي  Ea' .

ـ تكون قيمة  ΔH للتفاعل الطردي مساوية عددياً قيمة  ΔH للتفاعل العكسي مع تغيير الإشارة .

المعقد المنشَّط :

ـ عند تصادم الجسيمات يتحول جزء من طاقتها الحركية العالية إلى طاقة كامنة داخل الجسيمات المتصادمة ، وإذا كانت الطاقة المتحررة كافية ، تتنشط الجزيئات ذات الاتجاه المناسب وتتكون روابط جديدة .

ـ في الفترة القصيرة لتكسر وتكون الروابط ، يتكون تركيب في حالة انتقالية ، وفيه يبقى بعض الترابط موجود جزئياً .

المعقد المنشَّط : هو التركيب الانتقالي الناتج عن التصادم الفعال ، والذي يبقى أثناء تكسر الروابط الأصلية وتكون الروابط الجديدة ، وهو يمثل أعلى نقطة في منحنى الطاقة . ولا بد من أن تحتوي التصادمات بين جزيئات المتفاعلات على كمية كافية من الطاقة لكي يتكون المعقد المنشط ، وإلا فإن التفاعل لن يحدث .والمعقد المنشط عمره قصير تتكون خلاله روابط جديدة لتكوين النواتج أو إعادة تكوين المتفاعلات .

مثال: تفكك غاز بروميد النيتروز الطارد للحرارة.                2BrNO             Br2 + 2NO

ـ في هذا التفاعل تتكسر رابطتان من Br−N   ( وذلك من جزيئين من  BrNO  )   وهذا يتطلب طاقة عالية .   ويتكون بالمقابل  رابطة واحدة Br – Br    ( Br  من كل جزيْ )  .

ـ أثناء التصادم الفعال ، يحدث خلال فترة زمنية قصيرة تكسّر جزئـــي

للرابطة  Br-N ، وفي ذات الوقت يحدث تكوّن جزئي للرابطة   Br-Br

ـ  وعندما يرفع التصادم الفعال الطاقات الداخلية للمتفاعلات إلى الحـــد

الأدنى الملائم للتفاعل ،    يتكون تركيباً انتقالياً  ON…Br…Br…NO 

يعرف بالمعقد المنشط  ، والذي يمثل أعلى نقطة في منحنى الطاقة .

ـ  في التفاعل العكسي يمر التفاعل أيضاً بالمعقد المنشط ذاته، والرابطـة

 التي انكسرت في المعقد المنشط في التفاعل الأمامي يعاد تكوينهـــا في

التفاعل العكسي .

ـ  حسب النظرية الحركية للجزيئات فإن سرعة الجزيئات وطاقتها الحركية تزداد برفع درجة الحرارة .

ـ تزايد السرعة يسبب تصادمات أكثر مما يزيد من عدد التفاعلات . لكن الزيادة في معدل التفاعلات لا يعتمد فقط على الزيادة في عدد التصادمات ، لأنها ليست جميعها فعالة ، والتصادمات الفعالة هي التي تحوي طاقة كافية لتكوين معقد منشط .

ـ  ورفع درجة الحرارة يعرض جزيئات أكثر إلى طاقة التنشيط مما يزيد من معدل التفاعل .

يكون للمعقد المنشط في مراحل تكونه القصيرة ترابط جزئي ( حالة وسطى ) وهو إما :

1 ـ أن يكون روابط جديدة ، وينفصل إلى جسيمات الناتج   أو

2 ـ يعيد تكوين الروابط الأصلية فيعود وينفصل إلى جسيمات المتفاعلات .

   وعمر المعقد المنشط قصير جداً تخضع خلاله الروابط لعملية تكسر وتكوين روابط جديدة في النواتج (الأمامي) ، أو إعادة تكوين الروابط الأصلية للمتفاعلات(العكسي). 

مسألة نموذجية 6 ـ  1:  تأمل الشكل البياني للطاقة المبين في الرسم التالي   ،

     وضع علامات للمتفاعلات  ،  والنواتج ،  ΔH   و ΔEa     و  ΔEa'   ،

    ثم  احسب قيم كل من ΔH أمامي   ,  عكسي ΔH  و ΔEa   و  ΔEa'  ، 

الحل :  يقع مستوى طاقة المتفاعلات دائماً في الطرف الأيسر من المنحــــنى

         وطاقة النواتج في الطرف الأيمن من المنحنى ،  والتغير في المحتـوى

        الحراري ΔH  هو الفرق بين المستويين. وتختلف طاقة التنشيـــط بين

        اتجاهي التفاعلين الأمامي والعكسي     وهي أدنى طاقة لازمـــــة لتحقيق

        تفاعل فعال في كلا الاتجاهين . أما  Ea  فهو الفرق بين مستوى طاقــة

        المتفاعلات وطاقة المعقد المنشط  ، Ea'  هو الفرق بين مستوى طـــاقة

        النواتج وطاقة المعقد المنشط .

                           طاقة المتفاعلات   −   طاقة النواتج = ΔH أمامي 

        ΔH  = 50 kJ/mol  −  0 kJ/mol   =  + 50 kJ/mol أمامي                    

                            طاقة النواتج   −   طاقةالمتفاعلات  ΔH = عكسي 

       ΔH = 0 kJ/mol  −  50 kJ/mol  =  − 50 kJ/mol  عكسي                  

                    طاقة المتفاعلات    −     طاقة المعقد المنشط   Ea  =                          

                    Ea  =  80 kJ mol  −  0 kJ/mol  = 80 kJ/mol               

                       طاقة النواتج  −  طاقة المعقد المنشط        Ea'   =

Ea'  =  80 kJ/mol  − 50 kJ/mol  =  30 kJ/ mol                       

مراجعة القسم 6 ـ 1

1 ـ وضّح المقصود بكل مما يلي : آلية التفاعل  ، طاقة التنشيط  ، المعقد المنشط .                      ( آلية التفاعل : هي سلسلة الخطوات التي يحدث بموجبها التفاعل .

 طاقة التنشيط : هي أدنى طاقة لازمة لتحويل المتفاعلات إلى معقد منشط .        المعقد المنشط : هو تركيب انتقالي ينتج عن التصادم الفعال الذي يستمر حتى تنكسر الروابط الأصلية وتتكون روابط جديدة .)

2 ـ ما العوامل التي تحدد إمكانية حدوث تفاعل نتيجة لتصادم جزيئي ؟       

                                     ( يحدث التفاعل إذا احتوت الأنواع الداخلة في التصادم على كمية كافية من الطاقة ، وكانت في الاتجاه الصحيح بعضها تجاه بعض .) 

3 ـ وضح العلاقة بين طاقة التنشيط وطاقة التفاعل .                                          ( طاقة التفاعل هي الفرق بين طاقتي تنشيط التفاعل الأمامي والتفاعل العكسي .)

4 ـ ما الفرق بين المعقد المنشط والمركب الوسيط .                               ( في المعقد المنشط ، تتكسر الروابط جزئياً وتتشكل جزئياً ، بحيث يمثل ذلك المعقد أقصى قيمة في مقدار الطاقة ، والوسيط هو النوع الذي يتكون في خطوة واحدة من خطوات آلية التفاعل ليتفاعل في الخطوة التالية ويمثل الحد الأدنى في مقدار الطاقة .)  

5 ـ علل : لا يحدث تفاعل أحياناً حتى وإن كان للتصادم طاقة تفيض عن طاقة التنشيط .           ( لحدوث أي تفاعل ، من الضروري أن يكون التصادم ذا طاقة كافية ، كما أن الجزيئات يجب أن تكون في الاتجاه الصحيح والمناسب لحظة التصادم . فإذا انعدم أحد هذين الشرطين فلن يكون هناك تفاعل . وهنا انعدم شرط الاتجاه  . )

6 ـ أي مما يلي يتوافق مع معدل التفاعل الأسرع : آلية ذات طاقة تنشيط قليلة أم آلية ذات طاقة تنشيط كبيرة ؟ برر إجابتك .

                                                        ( الآلية ذات طاقة تنشيط قليلة . والسبب أن عدداً أكبر من التصادمات الجزيئية تكون قادرة على تخطي طاقة التنشيط .)

 (ملاحظة : يتم تصوير صفحة 159 من دليل المعلم وبها التمارين التطبيقية محلولة لأنها مهمة )

6 ـ 2   سرعة التفاعل الكيميائي 

الكيمياء الحركية : فرع الكيمياء الذي يعني بسرعة التفاعل وآلياته .

سرعة التفاعل الكيميائي : التغير في تركيز المتفاعلات خلال وحدة الزمن عند حدوث التفاعل .

  ولحدوث تفاعل يجب أن تتماس الجزيئات فيما بينها  :

         أ ) في اتجاه مناسب                              ب ) وبطاقة تنشيط كافية .

العوامل المؤثرة في سرعة التفاعل الكيميائي :

1 ـ طبيعة المتفاعلات :

   تختلف المواد في ميلها للتفاعل ، فبعضها نشط مع مادة ، وأقل نشاطاً مع مادة أخرى .

•         الهيدروجين يتفاعل بشدة مع الكلور ، وببطء مع النيتروجين .

•         الصوديوم يتحد بشدة مع الأكسجين ، بينما يتحد الحديد ببطء مع الأكسجين . 

2 ـ المساحة السطحية للمتفاعل الصلب:

  * في المخاليط الغازية والجسيمات الذائبة في المحاليل  تختلط الجسيمات وتتصادم بحرية ، فتحدث تفاعلاتها بسرعة.

  * في التفاعلات غير المتجانسة ( المواد في حالات فيزيائية مختلفة ) يحدث التفاعل عند تلامس الحالتين ، وهنا نجد 

    أن المساحة السطحية للصلب عامل مهم في تحديد سرعة التفاعل .

مثال : أ )  يتفاعل مسحوق الخارصين مع حمض الهيدروكلوريك لإنتاج الهيدروجين بسرعة أكبر آلاف  المرات من

           تفاعل مكعب من الخارصين مع نفس الحمض . ( علل )

       ب ) قطعة الفحم الحجري تشتعل ببطء في الهواء ، لكن مسحوق الفحم الحجري يشتعل بانفجار ( كما يحدث في

           المناجم ) .  ( علل )

3 ـ درجة الحرارة :

   * رفع درجة الحرارة يزيد الطاقة الحركية للجسيمات مما يؤدي لحدوث عدد أكبر من التصادمات الفعالة ، وبالتالي 

      يزيد من سرعة التفاعل .

   * طاقة التصادم المؤثرة هي تلك الطاقة التي تساوي قيمتها طاقة التنشيط ، أو أكبر منها ، والحرارة المرتفعة تكسب

      عدداً أكبر من الجسيمات طاقة كافية لتكوين معقدات منشطة ، مما يزيد من طاقة التصادمات وعددها ، وبالتالي   

      زيادة سرعة التفاعل . ورفع درجة الحرارة (100C) يضاعف سرعة التفاعل غالباً .

   * خفض درجة الحرارة يقلل الطاقة الحركية للجسيمات ، مما يقلل عدد التصادمات الفعالة فتقل سرعة التفاعل .

4 ـ التركيز :

   تزداد سرعة التفاعلات بزيادة تركيز المادة المتفاعلة :

1 ) في التفاعلات غير المتجانسة ، مثل احتراق الفحم في الأكسجين ( تفاعل غير متجانس ) ، نجد أن الضوء المنبعث من عملية الاحتراق في الأكسجين النقي ( تركيز الأكسجين فيه يزيد عن تركيزه في الهواء الجوي 5 مرات ) أكبر من الضوء المنبعث من عملية احتراق الفحم في الهواء ( سرعة احتراق الفحم في الاكسجين النقي أكبر لزيادة التركيز ) .

في هذا التفاعل غير المتجانس لا تعتمد سرعة التفاعل على مساحة السطح الصلب فقط بل أيضاً على التركيز .

2 ) في التفاعلات المتجانسة ، زيادة تركيز أحد المتفاعلات يزيد احتمالية عدد الصدمات الفعالة ، مما يزيد من سرعة التفاعل . إذن تعتمد سرعة التفاعل على تركيز واحد أو أكثر من المتفاعلات .   

يؤثر عدد جزيئات الأنواع المتفاعلة في عدد التصادمات المحتملة ، وبالتالي في سرعة التفاعل

5 ـ وجود الحفازات :

الحفاز : هو مادة تغير من سرعة التفاعل الكيميائي ( إما بزيادة السرعة أو بإبطائها ) دون أن تستهلك .

الحفاز المتجانس : هو حفاز يكون في الحالة الفيزيائية ذاتها للمواد المتفاعلة .

الحفاز غير المتجانس : هو حفاز تكون حالته الفيزيائية مختلفة عن حالة المواد المتفاعلة .

   وتستخدم المعادن على نطاق واسع كحفازات غير متجانسة ، وذلك من خلال امتزازها للمتفاعلات على سطح

المعدن مما يزيد من تركيز المتفاعلات ، وبالتالي تزداد سرعة التفاعل .

ويسخدم ُثاني أكسيد المنجنيز MnO2 كحفاز لزيادة سرعة تفكك فوق أكسيد الهيدروجين H2O2 .

( راجع شكل 6 ـ 9 ص 163 لتوضيح أثر الحفازات المختلفة على تفكك H2O2 ) 

يفضل وضع صورة المنحنيات من الكتاب هنا مع ملاحظة أن الحفاز يقلل من طاقة التنشيط .

ميكانيكية عمل الحفاز :

•         يكوِّن الحفاز مسارأً بديلاً للطاقة .

•         يكوِّن الحفاز معقداً منشطاً بديلاً يتطلب طاقة تنشيط أقل فيسرِّع التفاعل .

•         لا يظهر الحفاز بين النواتج ( في المعادلة ) النهائية للمعادلة التي يسرِّعها .

•         قد يشارك الحفاز في خطوة واحدة من مسار التفاعل ، ولكن يتم استعادته في خطوة لاحقة .   

قوانين سرعة التفاعل : عند دراسة تأثير التركيز على سرعة تفاعل ـ تثبت درجة الحرارة ، كما تثبت مختلف تراكيز المتفاعلات الأخرى عدا تلك المادة التي يدرس تأثير تغير تركيزها على سرعة التفاعل . ويتم ذلك غالبا بتجارب عملية

مثلاً : يتفاعل غاز الهيدروجين مع أول أكسيد النيتروجين عند ثبات الحجم ودرجة حرارة مرتفعة وثابتة كالتالي :

2H2(g)   +   2NO(g)      →      N2(g)   +   2H2O(g)  

1 – سرعة التفاعل R تتناسب طردياً مع تركيز الهيدروجين . R ∞ [H2]                         

2 – سرعة التفاعل R تتناسب طردياً مع مربع تركيز NO  .           R ∞ [NO]2            

R ∞[H2]. [NO]2      ,      R= k[H2]. [NO]2   ,     R = k[A]n.[B]m  

    حيث k  ثابت السرعة النوعية ،   n , m  رتبة المتفاعلات . والرتبة الكلية للتفاعل = n+m للمتفاعلات فقط .

والتفاعل متجانس وغازي ، وعدد المولات الناتجة 3 ، والمتفاعلة 4 لذا فإن الضغط يأخذ في الانخفاض تدريجياً . وبذلك يمكن تحديد سرعة التفاعل عملياً بقياس تغير الضغط في الوعاء مع مرور الوقت .

وقد أمكن التوصل إلى المعادلة التي تبين العلاقة بين تركيز أحد المتفاعلات وسرعة التفاعل على الصورة التالية :

R = k [A]n[B]m   ( قانون السرعة مهم )

حيث R تمثل سرعة التفاعل ، k ثابت السرعة النوعية للتفاعل ، [A] , [B] تراكيز المتفاعلات ،  m ,n  تمثلان الأسس التي ترفع إليها التراكيز ( أو الرتبة) وهذه تكون عدداً صحيحاً صغيراً أو صفر.

 ورتبة 1 للمتفاعل تعني أن سرعة التفاعل تتناسب طرديا مع تركيز ذلك المتفاعل . ورتبة 2 تعني ان سرعة التفاعل تتناسب طردياً مع مربع تركيز ذلك المتفاعل. أما رتبة صفر فذلك يعني أن السرعة لا تعتمد على تركيز هذا المتفاعل.

ورتبة التفاعل أو الرتبة الكلية : هي مجموع رتب المتفاعلات . وهي هنا تساوي m +n  .

ورتبة المتفاعل لا تؤخذ من المعادلة النهائية بل تكتب خطوات حدوث التفاعل ، والخطوة الأبطأ هي التي يؤخذ منها رتبة المتفاعل . لأنها تعطي أقل رتبة . وبالتالي فإنك تجد أن رتبة متفاعل كثيراً لا تتفق مع وضعه في المعادلة النهائية. أمثلة على تفاعلات ورتبها :                                                                                                                                                                                               

   R=k[NO]2   رتبة ثانية في NO ، ورتبة كلية ثانية                                3NO(g)   →   N2O(g)+NO2(g) 

  R=k[NO2]2  رتبة ثانية في NO2 ،رتبة صفرفي CO ورتبة كلية ثانية    NO2(g0+CO(g)→ NO(g)+ CO2(g) 

  R=k[NO2]2  رتبة ثانية في NO2 ، ورتبة كلية ثانية       2NO2(g)  →  2NO(g)  + O2(g)                                      

    ( في الصفحة التالية ـ قوانين السرعة للتفاعلات التي تحدث في عدة خطوات ـ ترى أن الخطوة الثانية البطيئة هي المحددة للسرعة ومنها كانت رتبة التفاعل ثانية في NO2 ، CO ورد في خطوة سريعة )

   R=k[H2O2]  رتبة أولى في H2O2 ، ورتبة كلية أولى    2H2O2(aq)  →    2H2O(l) + O2(g)                      

  

ثابت السرعة النوعية  k : هو ثابت التناسب الذي يربط سرعة التفاعل بتركيز المتفاعلات .

من المهم تذكر ما يلي عند حديثنا عن قيم k :

•         عند معرفة رتب التفاعل يجب تحديد قيمة k من بيانات التجربة العملية .

•         قيمة k خاصة بتفاعل معين ، وتختلف قيمتها في تفاعلات أخرى حتى وإن أجريت تحت الشروط ذاتها .

•         تعتمد وحدة k على الرتبة الكلية للتفاعل .

•         لا تتغير قيمة k  بتغير تراكيز المتفاعلات أو النواتج ، وتبقى ثابتة أثناء التفاعل ولا تتغير مع الوقت .

•         قيمة k تتحدد عند درجة حرارة معينة وتزداد قيمتها بارتفاع درجة الحرارة .

•         وجود الحفاز يزيد من قيمة k . 

مسألة نموذجية : 6 ـ 2 :  لقياس السرعة الابتدائية للتفاعل    2HI(g)    →    H2(g)   +  I2(g)   ، أجريت ثلاث تجارب مختبرية تحت شروط متماثلة ، وكانت النتائج في الجدول التالي :      

   اكتب قانون سرعة التفاعل . جد قيمة ثابت السرعة النوعية ووحداته .

 الحل : صيغة قانون السرعة العام لهذا التفاعل هي   R  =  k [HI ]n

 ولهذا لابد من معرفة قيمة الأس  n   .

    ومن التجربتين 1 ،2 يمكننا إيجاد نسبة التركيز ونسبة السرعة :

إذن الرتبة = 2 لأن السرعة تتناسب مع مربع التركيز .

ونجد أنه عندما يتضاعف التركيز ( يضرب في المعامل 2 ) تزداد السرعة إلى 4 أمثال ( يضرب المعامل في 4  أو 22  .) قيمة n = 2     

فيصبح القانون هو  R  =  k [HI ]2      ولإيجاد قيمة   k  نعوض في القانون السابق لأي تجربة ،  فنجد أن     k  =  4.9 M-1s-1      .

ملاحظة : عند التعويض عن تركيز [HI]2 نعوض بالتركيز الابتدائي  (0.015)2  في جميع التمارين المتعلقة بهذه المسألة .

قوانين السرعة ومسار التفاعل :

بالنسبة للتفاعلات التي تحدث في خطوة واحدة مثل    A +  B           2C       تتناسب سرعة التفاعل مع ناتج ضرب تراكيز المتفاعلات مرفوعة إلى أس يساوي معامل المتفاعل في المعادلة الموزونة .

        وللتفاعل الأمامي يكون R = k [A]×[B]                    وللتفاعل العكسي يكون  R = k [C]2 

                                                                               أمامي    أمامي                                                                                     عكسي   عكسي

أما بالنسبة للتفاعلات التي تحدث في عدة خطوات    مثل التفاعل  NO2(g)  +  CO(g)→  NO(g)  +  CO2(g)        

والذي يعتقد بأنه عملية ذات خطوتين            الخطوة الأولى     NO2  + NO2 →   NO3   +   NO   بطيء

                                                        الخطوة الثانية          NO3   + CO  →  NO2  +  CO2 سريع

وحيث أن الخطوة الأولى بطيئة ، فإنها تكون هي الخطوة المحددة للسرعة ، لأن الخطوة الثانية السريعة لا تتم إلا بعد تمام الخطوة الأولى .

ويكتب قانون السرعة من هذه المعادلة والتي تحوي جزيئين من NO2   ويكون  R = k [NO2]2          

ولا يشمل هذا القانون  [CO]  لأن CO يتفاعل في الخطوة الثانية والتي لا تحدد سرعة التفاعل . وتحدد السرعة من التجارب العملية .

مسألة نموذجية 6 ـ 4 : يتفاعل غاز ثاني أكسيد النيتروجين مع غاز الفلور وفقاً للمعادلة التالية : 2NO2(g) + F2(g)  → 2NO2F(g)       

    والآلية المفترضة للتفاعل هي :  NO2 + F2  → NO2F + F  (بطيء)         و  F  + NO2  →  NO2F   ( سريع )   

   عين الخطوة المحددة للسرعة ، واكتب قانون السرعة الملائم .

الحل : إذا جمعنا هاتين الخطوتين يحذف المركب الوسيط F وتبقى المعادلة الأصلية .

       الخطوة الأولى ( البطيئة ) هي المحددة للسرعة  ، وقانون السرعة المستنتج من هذه الخطوة هو :   R = k [NO2][F2]  

 مسألة نموذجية 6 ـ 5 :  يحدد تفاعل بين المتفاعلين Y  ,  X    بآلية الخطوة الواحدة   :  X  +  2Y  →  XY2

     اكتب قانون سرعة هذا التفاعل ثم حدد تأثير كل مما يلي في سرعة التفاعل :

    أ ـ مضاعفة تركيز X  .        ب ـ مضاعفة تركيز Y .        جـ ـ استخدام ثلث تركيز  Y .

الحل : بما أن المعادلة تمثل آلية الخطوة الواحدة ، فإنه يمكن كتابة قانون السرعة من المعادلة مباشرة ( وإلا تعذر كتابته )

   قانون سرعة التفاعل هو    R = k [X][Y]2  

أ ـ مضاعفة تركيزX تضاعف السرعةR = k [2X][Y]2    ب ـ مضاعفة تركيزY تزيد السرعة إلى أربعة أمثالها  R = k [X][2Y]2 

جـ ـ استخدام ثلث تركيز Y يقلل السرعة إلى تُسع قيمتها الابتدائية    R = k [X][⅓Y]2    . 

ملاحظات :

1 – التعويض عن التركيز يكون بالتركيز الابتدائي .

2 – لتعيين نسبة السرعة ، نقسم السرعة الكبيرة في تجربة على السرعة الصغيرة في تجربة أخرى .

3 – إذا كان التفاعل من عدة خطوات ، نستخدم الخطوة الأبطأ ونهمل باقي الخطوات .

مراجعة القسم 6 ـ 2

1 ـ ماذا يدرس في فرع الكيمياء المسمى الكيمياء الحركية ؟                                                                                          ( يدرس سرعة التفاعل وآلياته .)

2 ـ ما العوامل التي تؤثر في سرعة التفاعلات الكيميائية ؟                     ( طبيعة المتفاعلات  ،  المساحة السطحية ، درجة الحرارة  ، التركيز ، وجود الحفازات .)

3 ـ ما الحفاز ؟ وضح تأثير الحفاز في سرعة التفاعلات الكيميائية . كيف يؤثر الحفاز في طاقة التنشيط اللازمة لحدوث تفاعل كيميائي ؟

                                                                                                                                                                                  ( الحفاز مادة تزيد من سرعة التفاعل الكيميائي دون أن تستهلك . ويوفر الحفاز مساراً بديلاً للطاقة . ويكون الحفاز فعالاً في تكوين معقدات منشطة بديلة تحتاج إلى طاقة تنشيط أقل . )

4 ـ ما المقصود بقانون السرعة لتفاعل كيميائي ؟ وضح الشروط التي يكتب بناء عليها قانون السرعة من المعادلة الكيميائية .

                                                                                                                            ( هو المعادلة التي تربط بين سرعة التفاعل وتركيز المتفاعلات .  إذا كان التفاعل من خطوة واحدة يمكن كتابة قانون السرعة من المعادلة الكيميائية لهذا التفاعل . أما إذا كان التفاعل متعدد الخطوات فلا بد من الحصول عليه عملياً .)

5 ـ مستخدماً أفكار الكيمياء الحركية ، فسر الغرض من تبريد الطعام .                                                              ( تتحلل الأطعمة نتيجة تفاعلات كيميائية بطيئة تسببها البكتيريا . وبما أن جميع التفاعلات الكيميائية تنخفض سرعتها بالتبريد ، لذا تحفظ الأطعمة عند درجة حرارة منخفضة لخفض سرعة التحلل البكتيري .)

مراجعة الفصل السادس

1 ـ يسمى تسلسل الخطوات التي تقع في عملية التفاعل :   أ) رتبة التفاعل       ب) قانون السرعة      جـ ) التفاعل الكلي       د) آلية التفاعل            ( الجواب  د   )

2 ـ لكي يكون التصادم فعالاً ، يلزمه أن يكون ذا: 

  أ) طاقة كافية فقط             ب) اتجاه مناسب فقط                جـ ) طاقة واتجاه مناسبين معاً               د) آلية تفاعل .                                     ( الجواب جـ  )

3 ـ كيف تقارن طاقة المعقد المنشط بطاقات المتفاعلات والنواتج ؟      أ ) تكون أقل من كلتا الطاقتين        ب) تكون أقل من طاقة المتفاعلات وأكبر من طاقة النواتج

  جـ )  تكون أقل من طاقة المتفاعلات وأكبر من طاقة النواتج        د  ) ـ تكون أكبر من كلتا الطاقتين                                                            (  الإجابة   د ) 

4 ـ إذا كان التصادم بين الجزيئات ضعيفاً ، تكون الجزيئات :

  أ ـ في الاتجاه المناسب           ب ـ في الاتجاه غير المناسب          جـ ـ قابلة للتفاعل           د ـ قابلة للارتداد دون تفاعل .                          (  الإجابة  ـ  د ـ  )

5 ـ الأنواع التي تغير سرعة تفاعل ما دون أن تستهلك أو تتغير هي :   أ ـ حفاز        ب ـ معقد منشط          جـ ـ مركب وسيط           د ـ متفاعل    (  الإجابة  ـ أ ـ)

6 ـ يربط قانون السرعة بين : أ ـ سرعة التفاعل ودرجة الحرارة  ب ـ سرعة التفاعل والتركيز  جـ ـ درجة الحرارة والتركيز   د ـ الطاقة والتركيز        ( الإجابة ب)

7 ـ في الشكل البياني الذي يوضح تغير الطاقة مع سير التفاعل ، يظهر المعقد المنشط في :

 أ ـ يسار نهاية المنحنى            ب ـ يمين نهاية المنحنى            حـ ـ أسفل المنحنى           د ـ قمة المنحنى .                                                ( الإجابة  ـ د ـ )

8 ـ تسمى الخطوة الأبطأ في الآلية :

 أ ـ الخطوة المحددة للسرعة       ب ـ التفاعل غير المحفز          جـ ـ خطوة التنشيط        د ـ لا شيء مما ذكر                                            (  الإجابة ـ  أ  ـ  )

9 ـ تفاعل معين رتبته صفر في المتفاعل A ، ورتبته ثانية في المتفاعل B ، فما الذي يحصل لسرعة التفاعل عندما يتضاعف تركيز كل من المتفاعلين B , A  ؟

                              أ ـ تبقى سرعة التفاعل كما هي .                            ب ـ يزداد التفاعل بمعامل مقداره  2 .                                               

                   حـ ـ تزداد سرعة التفاعل بمعامل قدره 4                   د ـ  تزداد سرعة التفاعل بمعامل قدره 8.                                  ( الإجابة ـ جـ  ـ)

10 ـ أ ـ  ما المقصود بنظرية التصادم ؟                                                       (أ ـ هي مجموعة من الافتراضات تتعلق بالتصادمات والتفاعلات بين الجزيئات .)   

     ب ـ  وفقاً لهذه النظرية ما الشرطان اللذان يجب توافرهما في إنتاج أنواع كيميائية جديدة ؟ 

 ( يجب أن تكون التصادمات  ذات طاقة تكفي لتزويد التفاعل بطاقة التنشيط  اللازمة ، وأن تكون الجزيئات المتصادمة في الاتجاه المناسب الذي يؤدي إلى التفاعل  .)

11 ـ أ ـ  ما الشرط اللازم توفره لتكوين معقد منشط ؟     ب ـ أين يقع المعقد المنشط بدلالة الطاقة على امتداد مسار التفاعل ؟

( أ ـ يجب أن تخضع جسيمات المتفاعل لتصادمات فعالة تزيد من الطاقة الداخلية للمتفاعلات وبالحد الأدنى اللازم لحدوث التفاعل.)

           ( ب ـ يقع المعقد المنشط في الحد الأقصى للطاقة .)

12 ـ في التفاعلات الانعكاسية قارن بين طاقة التنشيط اللازمة للتغير الطارد الحرارة ، وطاقة التنشيط اللازمة للتغير الماص للحرارة . 

 ( تكون طاقة التنشيط اللازمة لحصول التغير الماص للحرارة أكبر من طاقة التنشيط اللازمة لحصول التغير الطارد للحرارة بمقدار كمية حرارة التفاعل في النظام .)

13 ـ هل تمثل المعادلة التالية آلية تفاعل احتراق البروبان ؟   C3H8(g)  +  5 O2 g → 3CO2 (g) + 4 H2O (g) 

 (لا . معظم التفاعلات لها سلسلة من خطوات متعاقبة . ومن المستبعد أن يتصادم هذا الكم الهائل من الجزيئات في خطوة واحدة .)

14 ـ تحدث عملية تفكك ثاني أكسيد النيتروجين 2NO + O2  2NO2  →   بخطوتين عند درجة حرارة عالية . الخطوة الأولى NO2→NO + O . توقع الخطوة الثانية ، التي تعطي عند جمعها مع الخطوة الأولى التفاعل التام .                                                           ( الخطوة الثانية هي  NO2 + O → NO + O2   .)

15 ـ عرف : الخطوة المحددة للسرعة .                                                          ( هي الخطوة الأبطأ في آلية التفاعل ، وهي التي تحدد السرعة للتفاعل الكلي .)

16 ـ  لكل من الأشكال التالية للطاقة المبينة في ما يلي رمِّز :

         المتفاعلات والنواتج و ΔH وEa وEa' .

         كذلك حدد قيم Ea  وEa'  ـ انظر المسألة النموذجية 6 ـ1

 الحل :       

 ΔH = -80kJ/mol عكسي     +80kJ/mol , ΔH = أمامي        ΔH = -40kJ/mol عكسي     +40kJ/mol , ΔH= أمامي           ΔH= -10kJ/mol عكسي     ΔH =+10kJ/mol , أمامي              Ea' = 60 kJ/mol      ,     Ea = 70 kJ/mol,                        Ea' = 60 kJ/mol      ,     Ea = 20 kJ/mol,                         Ea' = 20 kJ/mol      ,     Ea = 100 kJ/mol,    

18 ـ أ ـ  اكتب المعادلة الموزونة لتفاعل له الآلية المقترحة التالية ، ثم اكتب قانون سرعة مناسب ـ انظر المسألة النموذجية 6 ـ 2  .  ب ـ  ما الرتبة الكلية للتفاعل ؟

       الخطوة 1 : B2 + B2 → E3 + D      بطيء                      الخطوة 2 :   E3 + A  →  B2 + C2   سريع

 (A + B2  →  C2 + D     ،   قانون السرعة    R  =  k [B2 ]2     ب ـ الرتبة صفر في A  ، و الثانية في B2 ، والرتبة الكلية للتفاعل هي الثانية.)

19 ـ  تفاعل يتضمن المتفاعلين B , A يجري بآلية الخطوة الواحدة : 2A + B → A2B  . اكتب قانون سرعة هذا التفاعل ،  ما تأثير مضاعفة تركيز كل من المتفاعلين على حده في سرعة التفاعل . انظر المسألة النموذجية 6 ـ 2 .

( القانون  R = k[A]2[B]   . ومضاعفة  [A] تزيد سرعة التفاعل بمعامل = 4 ، ومضاعفة [B] تضاعف سرعة التفاعل .)

20 ـ يعبر عن تفاعل كيميائي بالمعادلة الموزونة A + 2B → C     أعطت ثلاث تجارب عملية لسرعة تفاعل البيانات التالية  :

 أ ـ حدد قانون سرعة التفاعل .

التجربة [A] الابتدائي بالـ M      [B] الابتدائي بالـ M      السرعة الابتدائية لتكوين  CM/min

1         0.20   0.20   2.0 × 10−4

2         0.20   0.40   8.0 × 10−4

3         0.40   0.40   1.6 × 10−3

 ب ـ احسب قيمة ثابت السرعة النوعية .

جـ ـ  إذا كان التركيز الابتدائي لكل من B , A 0.3M  

   فما السرعة الابتدائية لتكوين C ؟

د ـ ما رتبة التفاعل تبعاً لـ A  ؟

هـ ـ ما رتبة التفاعل تبعاً لـ B  ؟

  ( أ ـ R = k [A ][B]2         ب ـ  2.5×10−2 M−2min−1      جـ ـ   6.8×10−4 M−2min−1      د ـ الرتبة الأولى في A     هـ ـ الرتبة الثانية في . B) 

22 ـ وجد أن لتفاعل معين قانون سرعة هو : R = k[A][B]2 كيف تتأثر السرعة بتغير العوامل التالية ؟

  أ ـ تقليل تركيزA  إلى النصف .     ب ـ زيادة التركيز الابتدائي لـ B إلى ثلاثة أمثال .    جـ ـ مضاعفة تركيز A مع تقليل تركيز B  إلى النصف    د ـ إضافة حفاز.

 ( أ ـ إذا انخفض [A] إلى النصف ، تنخفض السرعة إلى النصف .                               ب ـ إذا ضربت قيمة [B] في ثلاثة تزداد سرعة التفاعل 9 مرات .

 جـ ـ إذا تضاعفت قيمة [A] ، وانخفضت قيمة [B] إلى النصف ، تنخفض سرعة التفاعل إلى النصف .       د ـ إذا استعمل حفاز مناسب ستزداد سرعة التفاعل  .)

23 ـ اختر لكل زوج من الأزواج التالية المادة أو العملية التي تتلائم مع التفاعل بسرعة أكبر .

   أ ـ  سكر حبيبي أو مسحوق .  ب ـ قصدير في HCl عند 298K أو قصديرفي HCl عند 320K   جـ ـ 5g من شريط بلاتين سميك ،أو 5g من شريط بلاتين رفيع.

 ( أ ـ مسحوق السكر                      ب ـ القصدير في HCl عند 320K                        جـ ـ شريط بلاتين رفيع .)

[A](M ]          [B]((M]          السرعة M/s) )

0.08   0.06   0.012

0.08   0.03   0.006

0.04   0.06   0.003

24 ـ  البيانات التالية تم الحصول عليها من التفاعل A + B → C  

   جد الرتبة لكل متفاعل . 

 ( الرتبة الأولى في B لأن السرعة تنخفض إلى النصف لـدى انخفاض

التركيز للنصف. والرتبة الثانية في ِA لأن السرعة تنخفض إلى الربع

لدى انخفاض التركيز إلى النصف .)

25 ـ  المعادلة الموزونة للتفاعل المتجانس السريع بين غازين هي 4A + B  → 2C + 2D  . التصادم المتزامن بين الجزيئات الأربعة لمتفاعل وبين جزيء المتفاعل الآخر نادر الحدوث . فما الذي تتوقعه بالنسبة لطبيعة آلية التفاعل لهذا النظام ؟

( الجواب ـ تكوين معقد منشط واحد نتيجة تصادم خمسة جزيئات أمر غير محتمل حدوثه . ويجب أن تحتوي آليات التفاعل على تعاقب لخطوات بسيطة . )

26 ـ فسر سبب توقع خطر الانفجار في بعض المناطق ، كمناجم الفحم ، ومعامل نشر الخشب ، ومعامل تذرية الحبوب .

( الجواب ـ تؤمن طبيعة المسحوق للمواد الجافة مساحة سطحية كبيرة للتعرض إلى الاكسجين ، لذلك فإن شرارة بسيطة تسبب تفاعلاً سريعاً قد ينتهي بانفجار .)

27 ـ ما الخاصة التي تقاس لتحديد سرعة التفاعل التالي ؟ برر إجابتك .    2NO2(g)   →  N2O4(g)

( الجواب ـ  قياس ضغط نظام التفاعل .  بما أن مولين من غاز يتفاعلان لتكوين مول واحد من ناتج غازي ، فإن الضغط سينخفض مع استمرار التفاعل . وبما أن NO2 غاز بني أحمر ، N2O4 عديم اللون ، يصبح بالإمكان استخدام تغير شدة اللون أيضاً . )  

ورد في امتحانات الثانوية العامة :

أولاً : اختر الإجابة أو التكملة الصحيحة :

1 – قيمة طاقة التنشيط ( kJ / mol ) للتفاعل العكسي الممثل بالشكل المجاور :

    +20                                                                    +100

       − 20                                                                   − 80 

2 – إذا علمت أن أحد التفاعلات يتم بالخطوتين التاليتين :

                        H2O2    +    I−          →         H2O     +     IO−

          H2O2    +     IO−     →          H2O     +     I−      +     O2

     أي من المواد التالية يمثل عاملاً حفازاً :

       IO−                              I−                              H2O                                 H2O2  

1         تركيز عالي

2         طاقة كافية

3         اتجاه مناسب

4         وجود حفاز

3 – أي من التالية ضروري لحدوث تصادم فعال بين جزيئات المتفاعلات ؟ 

       1  و  2  فقط                                                         2  و  3  فقط  

       3  و  4  فقط                                                                 1  و  3  فقط 

                                                                                         

4 – في التفاعل  2NH2H4   +  N2O4   →  3N2  +  4H2O  , ΔH =  −33 kJ

      قيمة طاقة التنشيط ( kJ/mol) للتفاعل العكسي الممثل في الشكل المجاور تساوي :   

       23                                                                        89

       56                                                                           33 

          ( من المعادلة يتضح أن التفاعل طارد للحرارة وأن الفرق بين طاقة المتفاعلات والنواتج = 33kJ .

            وطاقة المتفاعلات = صفر إذن تكون قيمة طاقة النواتج =  − 33 kJ  ، وطاقة التنشيط للتفاعل العكسي = 33 + 56  = 89 .)

5 – ما الصورة التي يجب أن يكون عليها الماغنيسيوم لدى تفاعل كميات متساوية منه مع كميات محددة من محلول حمضHCl 

(0.1 M)        ليكون التفاعل أسرع .              

       قطع كبيرة                        قطع صغيرة               مسحوق                              صفائح

6 – يلزم لحدوث التصادم الفعَّال توفر :

      الاتجاه المناسب           آلية تفاعل من خطوة واحد      الطاقة الكافية والاتجاه المناسب   طاقة كافية

7 – تغير درجة الحرارة يؤثر في سرعة التفاعل لأنه يؤثر في :

      طاقة المعقد المنشط             عدد التصادملت الفعالة      حرارة التفاعل                       مساحة السطح المعرض       

8 – التصادم الذي ينتج مواداً جديدة يكون :

      ضعيفاً في اتجاه مناسب          قوياً في اتجاه مناسب       ضعيفاً في اتجاه غير مناسب    قوياً في اتجاه مناسب 

9 – ما المادة التي تغير سرعة التفاعل دون أن تستهلك أو تتغير ؟

     المعقد النشط                     الحفاز                          المركب السيط                       المتفاعل

ثانياً : اكتب بين القوسين الاسم أو المصطلح العلمي :

     ( المعقد المنشط ) التركيب الانتقالي الناتج عن التصادم الفعال والذي يبقى أثناء تكسير الروابط الأصلية وتكوين الروابط الجديدة .

     ( الخطوة المحددة لسرعة التفاعل ) الخطوة الأبطأ والتي تحدد قانون سرعة التفاعل للتفاعلات التي تحدث في عدة خطوات .

     ( حفاز متجانس ) مادة تغير يرعة التفاعل بتوفير مسار بديل للطاقة وتكون في نفس الحالة الفيزيائية للمتفاعلات .

     ( آلية التفاعل ) سلسلة خطوات التفاعل التي يحدث بموجبها التغير الكيميائي الكلي .

ثالثاً : 1 - في التفاعل:  2NO2(g)   +   F2(g)      (Pt(s))→   2NO2F(g) أعطت ثلاث تجارب عملية النتائج المرفقة، وظفها للإجابة على

رقم التجربة      [F2]  M          [NO2] M       السرعة M /s

1         4×10−5         1×10−5         1.1×−2

2         8×10−5         1×10−5         4.4×−2

3         8×10−5         2×10−5         8.8×−2

     الأسئلة التالية :

      اكتب قانون سرعة التفاعل :...

     نقارن نتائج التجربتين 1 ، 2 لأن تركيز NO2 فيهما ثابت

                    لذلك عندما يتغير تركيز F2 بمعامل 2 تتغير السرعة بمعامل 4 إذا رتبة F2 هي الثانية .

  

     نقارن نتائج التجربتين 3 ، 4 لأن تركيز F2 فيهما ثابت                                                                   

    

   

     لذلك عندما يتغير تركيز NO2 بمعامل 2 ، تتغير السرعة بمعامل 2 ، إذا رتبة NO2 هي الأولى .     

 القانون هو  R = k[F2]2 [NO2]1      

      احسب قيمة ثابت السرعة النوعية للتفاعل

                                                                                 

      احسب سرعة التفاعل عندما (0.5 M) = [F2] = [ NO2]

R = k[F2]2 [NO2]1 =  6.9 × 1011(0.5)(0.5)2 =  8.6 × 1010 M/s       

      هل يحدث التفاعل في خطوة واحدة ؟ ... لا

     فسر إجابتك . ... لأن الأس الذي يرفع إليه التركيز المولاري لكل متفاعل في قانون السرعة لا يساوي معامل التفاعل في المعادلة

                            الكيميائية الموزونة .

      ما نوع الحفاز المستخدم في التفاعل السابق؟ . حفاز غير متجانس . (ترد في الامتحانات أسئلة لهذا النوع وبنفس الفكرة فاكتفينا بهذا السؤال كنموذج)

                

     2 – إذا كانت آلية التفاعل الآتي  2NO  +  2H2    →   N2   +   2H2O           تتم في خطوتين :

      الأولى بطيئة وهي           2NO  +  H2      →    N2O   +   H2O   

      اكتب المعادلة التي تمثل الخطوة الثانية السريعة .          N2O   +   H2    →    N2   +   H2O  

      ما المادة الوسيطة في هذا التفاعل ؟  ...   N2O 

  

     3 – تمثل المعادلات في الجدول المجاور آلية تفاعل . تأمل هذه المعادلات ثم أجب عما يلي :

الأولى   H2 + NO → H2O + N        سريعة

الثانية   N  +  NO → N2 + O            بطيئة

الثالثة    O + H2 → H2O       سريعة

      ما المواد الوسيطة ؟       O  ,  N 

      اكتب التفاعل الكلي   2H2 + 2NO → N2 + 2H2O              

      ما هي الخطوة المحددة للتفاعل ؟         الخطوة الثانية .  

 

     4 – يعمل ثاني أكسيد النيتروجين (NO2) الناتج عن احتراق الوقود في السيارات على تفكك طبقة الأوزون وفق التفاعل التالي :

2NO2(g)  +  O3(g)  →  N2O5(g)  +  O2(g) 

     أجريت ثلاث تجارب عملية لقياس السرعة الإبتدائية لهذا التفاعل ، وكانت الظروف متماثلة في التجارب الثلاث باستثنــاء تركيز          

التجربة [NO2]M        [O3]M           السرعة(m/s)

1         0.0016          0.0025          4.7×10−8

2         0.0024          0.0025          7.0×10−8

3         0.0024          0.0050          1.4×10−7

     المتفاعلات التي كانت متغيرة . وكانت النتائج كما يلي :

     والمطلوب :

      ما رتبة O3 ؟                      ما رتبة NO2 ؟ 

       اكتب قانون سرعة التفاعل مع تحديد الرتبة الكلية .

      احسب قيمة ثابت السرعة النوعية مع تحديد وحدته.   

      نقارن التجربتين ( 1 و 2 ) لأن تركيز O3 فيهما ثابت .

     نسبة التركيز =                  =                      =  1.5      نسبة السرعة =         =                    =  1.5  

     لذلك عندما يتغير تركيز NO2 بمعامل 1.5 تتغير السرعة بمعامل 1.5   .

•         رتبة NO2  هي الأولى .

      نقارن التجربتين ( 2 و 3 ) لأن تركيز NO2 فيهما ثابت .

    

     نسبة التركيز =                  =                      =  2      نسبة السرعة  =         =                    =  2 

     لذلك عندما يتغير تركيز NO2 بمعامل 1.5 تتغير السرعة بمعامل 1.5   .

•         رتبة O3  هي الأولى .

      قانون السرعة     R = K [NO2]. [O3]    الرتبة الكلية للتفاعل هي الثانية . 

      لإيجاد قيمة K نعوض القيم المعلومة لأي من التجارب ( التجربة الأولى مثلاً ) 

    4.7×10−8 M/s = K (0.0025 M ) × (0.0016 M )                       ومنها                  K = 0.012 M−1s−1