ملخص الكيمياء تانية ثانوي، الترم الأول سرعة التفاعل

أهداف التعلم

1. تعريف مفهوم سرعة التفاعل وتحديد المتغيرات المستقلة والتابعة.
2. كتابة معادلة السرعة وتحديد ثابت السرعة $k$ وترتيب التفاعل.
3. تفسير علاقة نسبة سرعات المتفاعلات بمعاملاتها المتوازنة.
4. تحليل تأثير درجة الحرارة والتركيز على معدل التفاعل.
5. تطبيق مفهوم سرعة التفاعل في المجالات الصناعية والبيئية (مثال: الثلاجات، تخزين الأدوية).
6. حل مسائل كمية تتعلق بحساب معدل التفاعل وثابت السرعة.

---

المصطلحات والتعريفات الكيميائية

---

التفاعلات والمعادلات الكيميائية

1. تكوين راسب كلوريد الفضة (تفاعل سريع)

NaCl (aq) + AgNO₃ (aq) → AgCl (s) + NaNO₃ (aq)

نوع التفاعل: ترسيب (اتحاد).
الشروط: محلول مائي، تركيز متساوٍ تقريبًا.
الملاحظة: ظهور راسب أبيض فوري.

2. أكسدة الحديد (تفاعل بطيء)

Fe (s) + O₂ (g) + H₂O (l) → Fe₂O₃·nH₂O (s)   (الصدأ)

نوع التفاعل: أكسدة.
الشروط: وجود رطوبة هوائية، درجة حرارة محيطية.
الملاحظة: تكوّن طبقة صدأ بنية اللون على سطح الحديد بمرور الوقت.

3. تفاعل تكوين هيدريد اليود (مثال على نسبة سرعات)

H₂ (g) + I₂ (g) ⇌ 2 HI (g)

نوع التفاعل: توازن (تفاعل عكسي).
الشروط: حاوية مغلقة، درجة حرارة ثابتة.
الملاحظة: لا يُلاحظ تغير ملحوظ دون قياس تركيز.

العلاقة بين سرعات المتفاعلات والناتج:
نسبة معدل اختفاء H₂ أو I₂ إلى معدل تكوين HI تساوي 1 : 2، أي أن
$\text{rate}{HI} = 2 \times \text{rate}{H₂} = 2 \times \text{rate}_{I₂}$.

4. معادلة السرعة العامة (قانون السرعة)

v = k × [A]^a × [B]^b

• $v$: سرعة التفاعل (mol · L⁻¹ · s⁻¹).
• $k$: ثابت السرعة (يعتمد على درجة الحرارة).
• $[A]$, $[B]$: تركيزات المتفاعلات (mol · L⁻¹).
• $a$, $b$: ترتيب التفاعل بالنسبة للمتفاعلات A وB (قيمة تجريبية).

5. تعريف معدل التغيير في التركيز (الكمية)

v = -Δ[متفاعل] / Δt   أو   v = +Δ[ناتج] / Δt

• الإشارة السالبة تُستَخدم للمتفاعلات (نقصان)، والإشارة الموجبة للنواتج (زيادة).

---

الخواص والتركيب (الموضوع الأول)

• اعتماد سرعة التفاعل على التركيز: وفقًا لقانون السرعة، كلما زاد تركيز المتفاعلات، زادت سرعة التفاعل إذا كان ترتيب التفاعل موجبًا.
• اعتماد سرعة التفاعل على درجة الحرارة: ثابت السرعة $k$ يزداد مع ارتفاع درجة الحرارة؛ في النص ذُكر أن $k$ يتضاعف لكل زيادة 10 K. هذا يُظهر حساسية التفاعل للحرارة.
• العلاقة بين المعاملات المتوازنة وترتيب التفاعل: لا يلزم أن يساوي ترتيب التفاعل المعاملات المتوازنة؛ يجب تحديده تجريبيًا.
• العوامل التي يجب تثبيتها في تجربة قياس السرعة: حجم الوعاء، الضغط، نوع المذيب، وجود عوامل مساعدة (مثل محفزات).

---

التطبيقات والاستخدامات (الموضوع الثاني)

1. التبريد (الثلاجات والمجمدات): خفض درجة الحرارة يبطئ التفاعلات الكيميائية والبيولوجية التي تُسبب فساد الطعام أو تكاثر البكتيريا.
2. الصناعة: بعض العمليات تحتاج إلى تفاعلات سريعة لزيادة الإنتاج (مثال: تصنيع المواد الكيميائية)، بينما تُبطأ عمليات أخرى لتفادي مخاطر الانفجار أو الانبعاثات الضارة.
3. تخزين الأدوية: كما في المثال، دواء يتحلل بسرعة عند التخزين؛ يُفضَّل حفظه في درجات حرارة منخفضة لتقليل معدل التحلل وضمان استقراره.
4. المحفزات: على الرغم من عدم ذكرها صراحةً في النص، إلا أن التحكم في ثابت السرعة يُمكن تحقيقه بإضافة محفزات لتسريع التفاعل دون تغيير التوازن.

---

جدول مقارنة

---

مسائل محلولة

مسألة 1 – استخراج معادلة السرعة من بيانات تجريبية

المعطيات (جدول تجريبي):

(i) كتابة معادلة السرعة:
من التجربة 1 و2: عندما نصفّ $[B]$ من 0.20 إلى 0.10 (نصف) يقل $v$ من 2.0 × 10⁻⁴ إلى 5.0 × 10⁻⁵، أي يصبح أصغر بـ 4 مرات → $v \propto [B]^2$.
من التجربة 2 و3: عندما نضاعف $[A]$ من 0.10 إلى 0.20، يزداد $v$ من 5.0 × 10⁻⁵ إلى 1.0 × 10⁻⁴، أي يزداد مرتين → $v \propto [A]^1$.

إذن معادلة السرعة هي:

v = k × [A]¹ × [B]²

(ii) حساب ثابت السرعة $k$: نستخدم أي تجربة، مثلاً التجربة 3:

$v = 1.0 × 10⁻⁴$ mol · L⁻¹ · s⁻¹
$[A] = 0.20$ mol · L⁻¹ ، $[B] = 0.10$ mol · L⁻¹

$k = v ÷ ([A] × [B]²) = 1.0 × 10⁻⁴ ÷ (0.20 × (0.10)²) = 1.0 × 10⁻⁴ ÷ (0.20 × 0.01) = 1.0 × 10⁻⁴ ÷ 0.002 = 5.0 × 10⁻²$ (mol⁻² · L² · s⁻¹).

وبتقريب إلى رقمين معنويين: $k ≈ 5.0 × 10⁻²$.

مسألة 2 – معدل تحلل بيروكسيد الهيدروجين

المعطيات: حجم محلول H₂O₂ = 10.0 mL، تركيز أولي = 1.00 mol · L⁻¹. بعد 2 دقيقة يصبح التركيز 0.64 mol · L⁻¹.

(a) حساب معدل التحلل:
$\Delta[H₂O₂] = 1.00 - 0.64 = 0.36$ mol · L⁻¹.
$\Delta t = 2$ min = 120 s.

$v = -\Delta[H₂O₂] ÷ \Delta t = -0.36 ÷ 120 = -3.0 × 10⁻³$ mol · L⁻¹ · s⁻¹.
الإشارة السالبة تدل على نقصان المتفاعل.

(b) معدل تكوين الأكسجين: وفقًا للمعادلة المتوازنة:

2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂

نسبة المولات: كل 2 مول من H₂O₂ ينتج 1 مول من O₂ → نسبة 1/2.

إذن معدل تكوين O₂ = $|v| ÷ 2 = 3.0 × 10⁻³ ÷ 2 = 1.5 × 10⁻³$ mol · L⁻¹ · s⁻¹.

---

تنبيهات الامتحان

1. خلط إشارة السرعة: يجب وضع إشارة سالبة للمتفاعلات وإيجابية للنواتج؛ عدم ذلك يسبب خطأ في حسابات التغير.
2. المعادلة العامة للسرعة لا تعني أن $a$ و$b$ مساوية للمعاملات المتوازنة: يجب توضيح أن الترتيب يُحدَّد تجريبيًا.
3. استخدام درجة الحرارة غير الصحيحة لحساب ثابت السرعة: ثابت السرعة يُقاس عند درجة حرارة ثابتة؛ لا يجوز مقارنة قيم $k$ بين درجات حرارة مختلفة دون تعديل.
4. إهمال تثبيت المتغيرات الأخرى في التجربة: إذا لم تُثبت الضغط أو حجم الوعاء، قد تُفسَّر الزيادة في السرعة على أنها نتيجة لتغير تركيز فقط، وهو ما يُعد خطأً منهجيًا.

---

قائمة المراجعة

• [ ] تعريف سرعة التفاعل بدقة.
• [ ] معرفة المتغير المستقل والتابع في تجربة قياس السرعة.
• [ ] كتابة معادلة السرعة العامة وتحديد ثابت السرعة $k$.
• [ ] توضيح معنى ترتيب التفاعل وكيف يُحدَّد تجريبيًا.
• [ ] ربط نسبة سرعات المتفاعلات بمعاملاتها المتوازنة.
• [ ] شرح تأثير درجة الحرارة على ثابت السرعة (مثال: تضاعف كل 10 K).
• [ ] تمييز التفاعلات السريعة عن البطيئة بأمثلة من النص.
• [ ] ذكر الشروط (درجة الحرارة، الضغط، حجم الوعاء) التي يجب تثبيتها في التجربة.
• [ ] حل مسألة استخراج معادلة السرعة من بيانات تجريبية.
• [ ] حساب معدل التحلل ومعدل تكوين الغاز في مثال بيروكسيد الهيدروجين.
• [ ] توضيح تطبيقات عملية (التبريد، الصناعة، تخزين الأدوية).
• [ ] مراجعة الأخطاء الشائعة في كتابة معادلة السرعة وحساب الثوابت.

---

جميع المعادلات دفعة واحدة

v = k × [A]^a × [B]^b                     (معادلة السرعة العامة)  
v = -Δ[متفاعل] ÷ Δt   أو   v = +Δ[ناتج] ÷ Δt   (تعريف معدل التغيير)  
rate_HI : rate_H2 = 2 : 1                     (نسبة سرعات التفاعل)  
2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂                         (معادلة تحلل بيروكسيد الهيدروجين)  
k (عند 25 °C) → 2k (عند 35 °C)               (تضاعف ثابت السرعة كل 10 K)  
k (عند 55 °C) = 8 × k (عند 25 °C)            (زيادة ثابت السرعة عند رفع 30 K)  

---

بالتوفيق في امتحاناتك!