للوصول السريع إلى الدروس والاختبارات..

حمل تطبيق دراستي من متجر جوجل

أسئلة الفصل الخامس

(1-5)

للتفاعل الآتي:

N₂O₅ $⟶$ 2NO₂ +1/2O₂ ومن النتائج في الجدول الآتي:

mol/L [N₂O₅]

t / hr

0.849

0.733

0.633

0.472

0.00

0.50

1.00

2.00

احسب معدل سرعة التفاعل لكل فترة من الفترات التالية بوحدة الساعة.

أ. من 0.00 الى 0.50

ب. من 0.50 الى 1.00

ج. من 1.00 الى 2.00

$N_{2} O_{5} ⟶ 2 {NO}_{2} + 1 / 2 O_{2} [0.849M] [0.733 M]$

$\overset{}{Rate} = (-) \frac{Δ [R]}{Δ T} = (-) \frac{[]_{2} - []_{1}}{t_{2} - t_{1}}$

${Rate}_{N 205} = \frac{- (0.849 - 0.733) mol / L}{(0.50 - 0.00) S} = \frac{- (- 0.116) mol / L}{- 0.50} = 0.232 mol / L . hr$

(2-5)

التفاعل الآتي من المرتبة الثانية بالنسبة للمتفاعل NO₂ ومن المرتبة صفر بالنسبة للمتفاعل CO.

CO_(g) + NO_2(g) $⟶$ CO_2(g) + NO_(g)

ا. أكتب قانون السرعة للتفاعل.

$Rate = K {[{NO}_{2}]}^{2} =$

ب. كيف تتغير سرعة التفاعل عند خفض تركيز NO₂ إلى النصف.

$\begin{aligned} \frac{{Rate}_{1}}{{Rate}_{2}} = \frac{K {[{NO}_{2}]}^{2}}{K {[0.5 {NO}_{2}]}^{2}} \\ \frac{{Rate}_{1}}{{Rate}_{2}} = \frac{{NO}_{2}^{2}}{0.25 {NO}_{2}^{2}} \\ \frac{{Rate}_{1}}{{Rate}_{2}} = \frac{1}{0.25} \Rightarrow {Rate}_{2} = 0.25 {Rate}_{1} \end{aligned}$

ج. كيف تتغير سرعة التفاعل عند مضاعفة تركيز CO.

لا يؤثر على السرعة لأنها غير داخلة في قانون السرعة CO.

(3-5)

التفاعل الآتي من المرتبة الأولى بالنسبة للمتفاعل Br₂ ومن المرتبة الثانية بالنسبة للمتفاعل NO.

2NO_(g) + Br_2(g) $⟶$ 2NOBr_(g)

أ. أكتب قانون سرعة التفاعل.

$Rate = K [NO]^{2} [{Br}_{2}]$

ب. كيف تتغير سرعة التفاعل عند جعل تركيز Br₂ ثلاثة أمثال التركيز الأولي فقط.

$\begin{aligned} \frac{Rate1}{Rate2} = \frac{K [{NO}^{2} [{Br}_{2}]}{K [NO]^{2} [{Br}_{2}]} \\ \frac{Rate 1}{Rate 2} = \frac{K [NO]^{2} [{Br}_{2}]}{K [NO]^{2} [3 {Br}_{2}]} \Rightarrow \frac{Rate 1}{Rate 2} = \frac{1}{3} \Rightarrow Rate 2 = 3 * Rate1 \end{aligned}$

ج. كيف تتغير سرعة التفاعل عند مضاعفة تركيز NO فقط.

$\begin{aligned} \frac{Rate1}{Rate2} = \frac{K [{NO}^{2} [{Br}_{2}]}{K [NO]^{2} [{Br}_{2}]} \\ \frac{Rate 1}{Rate2} = \frac{K [NO]^{2} [{Br}_{2}]}{K [2 NO]^{2} [{Br}_{2}]} \Rightarrow \frac{Rate 1}{Rate2} = \frac{1}{4} \Rightarrow Rate2 = 4 * Rate1 \end{aligned}$

د - كيف تتغير سرعة التفاعل عند مضاعفة تركيز كل من Br₂ وNO معاً.

$\begin{aligned} \frac{Rate1}{Rate2} = \frac{K [NO]^{2} [{Br}_{2}]}{K [{NO}^{2} [{Br}_{2}]} \\ \frac{Rate 1}{Rate 2} = \frac{K [NO]^{2} [{Br}_{2}]}{K [2 NO]^{2} [2 {Br}_{2}]} \Rightarrow \frac{Rate 1}{Rate 2} = \frac{1}{4 * 2} \Rightarrow Rate 2 = 8 * Rate 1 \end{aligned}$

(4-5)

للتفاعل الآتي:

^-Pt(NH₃)2Cl₂+H₂O $⟶$ pt(NH₃)₂(H₂O)Cl⁺+Cl

قانون سرعة التفاعل:

Rat = K [Pt(NH₃)₂Cl₂] وقيمة K= 0.090 hr^-1

أ. احسب سرعة التفاعل عندما يكون تركيز pt(NH₃)2Cl₂ = (0.040M,0.020M,0.010M)

$\begin{aligned} Rate = K [Pt {({NH}_{3})}_{2} {Cl}_{2}] \\ {Rate}_{1} = 0.090 {hr}^{- 1} * 0.010 M = 0.0009 M . {hr}^{- 1} \\ {Rate}_{2} = 0.090 {hr}^{- 1} * 0.020 M = 0.0018 M . {hr}^{- 1} \end{aligned}$
ب. كيف تتغير سرعة استهلاك pt(NH₃)2Cl₂مع تغير تركيزه.

تزداد سرعة استهلاك pt(NH₃)2Cl₂ بزيادة تركيزه لأنها تزيد سرعة التفاعل والعكس صحيح.

ج. ما تأثير تغير تركيز pt(NH₃)2Cl₂ على سرعة تكوين Cl.

كلما زاد استهلاك pt(NH₃)2Cl₂ زادت سرعة التفاعل وبذلك يزداد سرعة تكوين Cl.

(5-5)

للتفاعل التالي ومن نتائج التجارب في الجدول.

CH₃COCH_3(aq) +Br_2(aq)+ H⁺_(aq) $⟶$ CH₃COCH₂Br_(aq)+HBr_(aq)

Rate mol/L.s	[H]	[Br₂]	[CH₃COCH_3(aq)]	Exp. No.
5.7x10^-5	0.05	0.05	0.30	1
5.7x10^-5	0.05	0.10	0.30	2
12.0x10^-5	0.10	0.05	0.30	3
7.6x10^-5	0.05	0.05	0.30	4

أ. استنتج قانون سرعة التفاعل.

$Rate = K {[{CH}_{3} {COCH}_{3}]}^{α} {[{Br}_{2}]}^{β} {[H^{+}]}^{γ}$

$\begin{aligned} \frac{{Rate}_{1}}{{Rate}_{2}} = \frac{K {[{CH}_{3} {COCH}_{3}]}^{α} {[{Br}_{2}]}^{β} {[H^{+}]}^{γ}}{K {[{CH}_{3} {COCH}_{3}]}^{α} {[{Br}_{2}]}^{β} {[H^{+}]}^{γ}} \\ \frac{5.7 \times 10^{- 5}}{5.7 \times 10^{- 5}} = \frac{K [0.30]^{α} [0.05]^{β} [0.05]^{γ}}{K [0.30]^{α} [0.10]^{β} [0.05]^{γ}} \\ \frac{1}{1} = \frac{1}{2^{β}} \Rightarrow 2^{β} = 1 \Rightarrow β = 0 \end{aligned}$

$\frac{1}{1} = \frac{1}{2^{β}} \Rightarrow 2^{β} = 1 \Rightarrow β = 0$

$\begin{aligned} \frac{{Rate}_{1}}{{Rate}_{3}} = \frac{K {[{CH}_{3} {COCH}_{3}]}^{α} {[{Br}_{2}]}^{β} {[H^{+}]}^{γ}}{K {[{CH}_{3} {COCH}_{3}]}^{α} {[{Br}_{2}]}^{β} {[H^{+}]}^{γ}} \\ \frac{5.7 \times 10^{- 5}}{12.0 \times 10^{- 5}} = \frac{K [0.30]^{α} [0.05]^{β} [0.05]^{γ}}{K [0.30]^{α} [0.05]^{β} [0.10]^{γ}} \\ \frac{1}{2} = \frac{1}{2 γ} \Rightarrow 2^{γ} = 2 \Rightarrow γ = 1 \end{aligned}$

$\begin{aligned} \frac{{Rate}_{1}}{{Rate}_{4}} = \frac{K {[{CH}_{3} {COCH}_{3}]}^{α} {[{Br}_{2}]}^{β} {[H^{+}]}^{γ}}{K {[{CH}_{3} {COCH}_{3}]}^{α} {[{Br}_{2}]}^{β} {[H^{+}]}^{γ}} \\ \frac{5.7 \times 10^{- 5}}{7.6 \times 10^{- 5}} = \frac{K [0.30]^{α} [0.05]^{β} [0.05]^{γ}}{K [0.40]^{α} [0.05]^{β} [0.05]^{γ}} \\ 0.75 = {0.75}^{α} \Rightarrow α = 1 \end{aligned}$

ب. احسب قيمة ثابت سرعة التفاعل.

إذاً مرتبة التفاعل هي مجموع مراتب المواد المتفاعلة ويساوي 2

وقانون السرعة سوف يكون: $Rate = K {[{CH}_{3} {COCH}_{3}]}^{1} {[{Br}_{2}]}^{0} {[H^{+}]}^{1}$

ج. احسب سرعة التفاعل عندما:

[H⁺] = 0.050M [CH3COCH₃]=[Br₂]= 0.10M

تطبيق قانون السرعة لإيجاد السرعة عند التراكيز المطلوبة.

$\begin{aligned} 5.7 \times 10^{- 5} = K [0.30]^{1} [0.05]^{0} [0.05]^{2} \\ 5.7 \times 10^{- 5} = K 0.30 \times 0.25 \Rightarrow K = \frac{5.7 \times 10^{- 5}}{0.075} = 7.6 \times 10^{- 4} \end{aligned}$

$Rate = 7.6 \times 10^{- 4} [0.10] 1 [0.050] 2 Rate = 1.9 \times 10^{- 5}$

(6-5)

تتحلل خلات المثيل في وسط قاعدي مكونة أيون الخلات وكحول المثيل، بحسب المعادلة الآتية:

CH₃COOCH_3(aq)+OH⁻_(aq) $⟶$ CH3COO⁻_(aq)+CH3OH_(aq)

قانون سرعة التفاعل:

Rate = K [CH₃COOCH₃] [OH^-]

وقيمة K = 0.14 L/mol.s

أ. ما سرعة تحلل خلات المثيل عندما يكون تركيز كل من CH₃COOCH₃ و ⁻ OH يساوي 0.025M.

$\begin{aligned} Rate = K [{CH}_{3} {COOCH}_{3}] [{OH}^{-}] \\ Rate = 0.14 L / mol . S * 0.025 * 0.025 \\ Rate = 0.0000875 mol / L . S \end{aligned}$

ب. ما سرعة ظهور CH₃OH في المحلول؟

${CH}_{3} OH = 0.0000875 mol / L \cdot S * 1 = .0000875 M^{2} \cdot S^{- 1}$ سرعة.

(7-5)

للتفاعل الآتي:

2NO_(g)+2H_2(g) $⟶$ N_2(g)+2H₂O_(g) ومن نتائج التجارب في الجدول الآتي:

Rate mol/L.s	[No]	[H₂]	Exp.No.
3.0x10^-3	5x10^-3	2.5x10^-3	1
9.0x10^-3	15.0x10^-3	2.5x10^-3	2
36.0x10^-3	15.0x10^-3	1.0x10^-3	3

أ. استنتج قانون سرعة التفاعل.

$\begin{aligned} \frac{Rate 2}{Rate 1} = \frac{K {[H_{2}]}^{α} [NO]^{β}}{K {[H_{2}]}^{α} [NO]^{β}} \\ \frac{9.0 \times 10^{- 3}}{3.0 \times 10^{- 3}} = \frac{K {[2.5 \times 10^{- 3}]}^{α} {[15.0 \times 10^{- 3}]}^{β}}{K {[2.5 \times 10^{- 3}]}^{α} {[5.0 \times 10^{- 3}]}^{β}} \Rightarrow 3 = 3^{β} \Rightarrow β = 1 \end{aligned}$

$\begin{aligned} \frac{Rate3}{Rate2} = \frac{K {[H_{2}]}^{α} [NO]^{β}}{K {[H_{2}]}^{α} [NO]^{β}} \\ \frac{36.0 \times 10^{- 3}}{9.0 \times 10^{- 3}} = \frac{K {[10.0 \times 10^{- 3}]}^{α} {[15.0 \times 10^{- 3}]}^{β}}{K {[2.5 \times 10^{- 3}]}^{α} {[15.0 \times 10^{- 3}]}^{β}} \Rightarrow 4 = 4^{α} \Rightarrow α = 1 \end{aligned}$

إذاً مرتبة التفاعل هي مجموع مراتب المواد المتفاعلة ويساوي 2

وقانون السرعة: $Rate = K [H_{2}] [NO]$

ب. احسب قيمة ثابت السرعة.

$\begin{aligned} 3.0 \times 10^{- 3} = K 2.5 \times 10^{- 3} \times 5.0 \times 10^{- 3} \\ K = \frac{3.0 \times 10^{- 3}}{2.5 \times 10^{- 3} \times 5.0 \times 10^{- 3}} == 24.0 \times 10^{3} L / mol . S \end{aligned}$

ج. احسب سرعة التفاعل عندما يكون تركيز كل من NO و H₂يساوي 8.0x10^-3

$\begin{aligned} Rate = K [H_{2}] [NO] \\ Rate1 = (24.0 \times 10^{3} L / mol . S) X (2.5 \times 10^{- 3}) X (5.0 \times 10^{- 3}) \\ Rate1 = 12.5 \times 10^{- 3} mol / L . S \end{aligned}$

(8-5)

للتفاعل الآتي ومن نتائج التجارب في الجدول أدناه:

C₂H_4(g)+O_3(g) $⟶$ 2CH₂O_(g)+1/2O_2(g)

Rate mol/L.s	[O₃]	[C₂H₄]	Exp.No.
1.0x10^-12	0.5x10^-7	1.0x10^-8	1
3.0x10^-12	1.5.0x10^-7	1.0x10^-8	2
4.0x10^-12	1.0.0x10^-7	2.0x10^-8	3

أ. استنتج قانون سرعة التفاعل، ثم احسب قيمة (K)

$Rate = K {[C_{2} H_{4}]}^{α} {[O_{3}]}^{β}$

$\begin{aligned} \frac{Rate 1}{Rate 2} = \frac{K {[C_{2} H_{4}]}^{α} {[O_{3}]}^{β}}{K {[C_{2} H_{4}]}^{α} {[O_{3}]}^{β}} Rate = K {[C_{2} H_{4}]}^{α} {[O_{3}]}^{β} \\ \frac{1.0 \times 0^{- 12}}{3.0 \times 10^{- 12}} = \frac{K {[1.0 \times 10^{- 8}]}^{α} {[0.5 \times 10^{- 7}]}^{β}}{K {[1.0 \times 10^{- 8}]}^{α} {[1.5 \times 10^{- 7}]}^{β}} \Rightarrow \frac{1}{3} = \frac{1}{3^{β}} \Rightarrow β = 1 \end{aligned}$

$\begin{aligned} \frac{Rate 1}{Rate3} = \frac{K {[C_{2} H_{4}]}^{α} {[O_{3}]}^{1}}{K {[C_{2} H_{4}]}^{α} {[O_{3}]}^{1}} \\ \frac{1.0 \times 0^{- 12}}{4.0 \times 10^{- 12}} = \frac{K {[1.0 \times 10^{- 8}]}^{α} {[0.5 \times 10^{- 7}]}^{β}}{K {[2.0 \times 10^{- 8}]}^{α} {[1.0 \times 10^{- 7}]}^{β}} \\ \frac{1}{4} = \frac{1}{2^{α} x 2} \Rightarrow \frac{1}{2} = \frac{1}{2^{α}} \Rightarrow α = 1 \end{aligned}$

مرتبة التفاعل هي مجموع مراتب المواد المتفاعلة مجموع $(α + β)$ ويساوي 3.

وقانون السرعة: $Rate = K {[C_{2} H_{4}]}^{1} {[O_{3}]}^{1}$

ب. احسب سرعة التفاعل عندما يكون تركيز كل من O₃ و C₂H₄ يساوي $.2.0 \times 10^{- 7} M$

$\begin{aligned} 1.0 \times 0^{- 12} = K {[1.0 \times 10^{- 8}]}^{1} {[0.5 \times 10^{- 7}]}^{1} \\ K = \frac{1.0 \times 0^{- 12}}{5.0 \times 10^{- 16}} = 2.0 \times 10^{3} L / mol.S \\ Rate 1 = K {[C_{2} H_{4}]}^{1} {[O_{3}]}^{1} \\ Rate 1 = (2.0 \times 10^{3}) X (2.0 \times 10^{- 7}) X (2.0 \times 10^{- 7}) \\ Rate 1 = 8.0 \times 10^{11} mol / L . S \end{aligned}$

$\begin{aligned} 1.0 \times 0^{- 12} = K {[1.0 \times 10^{- 8}]}^{1} {[0.5 \times 10^{- 7}]}^{1} \\ K = \frac{1.0 \times 0^{- 12}}{5.0 \times 10^{- 16}} = 2.0 \times 10^{3} L / mol.S \\ Rate 1 = K {[C_{2} H_{4}]}^{1} {[O_{3}]}^{1} \\ Rate 1 = (2.0 \times 10^{3}) X (2.0 \times 10^{- 7}) X (2.0 \times 10^{- 7}) \\ Rate 1 = 8.0 \times 10^{11} mol / L . S \end{aligned}$

(10-5)

للتفاعل الآتي:

2NO_2(g)+ F_2(g) $⟶$ 2NO₂F_(g)

ومن نتائج التجارب في الجدول الآتي:

Rate mol/L.s	[O₃]	[C₂H₄]	Exp.No.
2.0x10^-4	0.005	0.001	1
4.0x10^-4	0.005	0.002	2
1.6x10^-4	0.002	0.002	3

أ. استنتج قانون سرعة التفاعل.

$Rate = K {[{NO}_{2}]}^{α} {[F_{2}]}^{β}$

_{$\begin{aligned} \frac{Rate 2}{Rate1} = \frac{K {[{NO}_{2}]}^{α} {[F_{2}]}^{β}}{K {[{NO}_{2}]}^{α} {[F_{2}]}^{β}} \\ \frac{4.0 \times 10^{- 4}}{2.0 \times 10^{- 4}} = \frac{K [0.002]^{α} [0.005]^{β}}{K [0.001]^{α} [0.005]^{β}} \Rightarrow 2 = 2^{α} \Rightarrow α = 1 \end{aligned}$}

_{$\begin{aligned} \frac{Rate2}{Rate3} = \frac{K {[{NO}_{2}]}^{u} {[F_{2}]}^{β}}{K {[{NO}_{2}]}^{α} {[F_{2}]}^{β}} \\ \frac{4.0 \times 10^{- 4}}{1.6 \times 10^{- 4}} = \frac{K [0.002]^{α} [0.005]^{β}}{K [0.002]^{α} [0.002]^{β}} \Rightarrow 2.5 = [2.5]^{β} \Rightarrow β = 1 \end{aligned}$}

ب. ما مرتبة المتفاعلات لكل مادة في قانون السرعة؟

مرتبة التفاعل هي مجموع مراتب المواد المتفاعلة مجموع $(α + β)$ ويساوي 2.

وقانون السرعة: $Rate = K {[{NO}_{2}]}^{1} {[F_{2}]}^{1}$

ج- احسب قيمة ثابت سرعة التفاعل.

$\begin{aligned} 2.0 \times 0^{- 4} = K [0.001]^{1} [0.005]^{1} \\ K = \frac{2.0 \times 0^{- 4}}{5.0 \times 10^{- 6}} = 0.4 \times 10^{2} L / mol . S \end{aligned}$

(11-5)

تتحلل فورمات المثيل في محلول حامضي مكونة كحول المثيل وحامض الفورميك بحسب المعادلة الآتية:

HCOOCH₃ + H₂O + H₃O⁺ $⟶$ HCOOH_(aq)+CH₃OH_(aq)

قانون سرعة التفاعل.

$Rate = K [{HCOOCH}_{3}]$

ما سبب عدم ظهور الأيون H₃O⁺ في قانون سرعة التفاعل على الرغم من وجوده في معادلة التفاعل؟

سبب عدم ظهور الأيون في قانون سرعة التفاعل لأنه من المرتبة صفر أي أن تركيزه لا يؤثر على سرعة التفاعل.

(12-5)

أجري التفاعل الآتي بدرجة 600K:

2NO_(g)+ O_2(g) $⟶$ 2NO_2(g)

ومن نتائج التجارب في الجدول الآتي:

Rate mol/L.s	[O₂]	[NO]	Exp.No.
1.2x10^-5	0.01	0.01	1
4.8x10^-5	0.01	0.02	2
2.4x10^-5	0.01	0.02	3

أ- استنتج قانون سرعة التفاعل.

$\begin{aligned} Rate = K [NO]^{α} {[O_{2}]}^{β} \\ \frac{Rate 1}{Rate 2} = \frac{K [NO]^{α} {[O_{2}]}^{β}}{K [NO]^{α} {[O_{2}]}^{β}} \\ \frac{1.2 \times 10^{- 5}}{4.8 \times 10^{- 5}} = \frac{K [0.01]^{α} [0.01]^{β}}{K [0.02]^{α} [0.01]^{β}} \Rightarrow \frac{1}{4} = \frac{1}{2^{α}} \Rightarrow 2^{α} = 4 \Rightarrow 2^{α} = 2^{2} \Rightarrow α = 2 \end{aligned}$

$\begin{aligned} \frac{Rate 1}{Rate 3} = \frac{K [NO]^{α} {[O_{2}]}^{β}}{K [NO]^{α} {[O_{2}]}^{β}} \\ \frac{1.2 \times 10^{- 5}}{2.4 \times 10^{- 5}} = \frac{K [0.01]^{α} [0.01]^{β}}{K [0.01]^{α} [0.02]^{β}} \Rightarrow \frac{1}{2} = \frac{1}{2^{β}} \Rightarrow 2^{β} = 2 \Rightarrow β = 1 \end{aligned}$

مرتبة التفاعل هي مجموع مراتب المواد المتفاعلة $(α + β)$ ويساوي 3

ب- احسب سرعة التفاعل عندما يكون تركيز كل من NO وO₂ يساوي 0.025M و0.05M على التوالي.

$\begin{aligned} Rate = K [NO]^{2} {[O_{2}]}^{1} \\ 1.2 \times 10^{- 5} = K [0.01]^{2} [0.01]^{1} \Rightarrow K = 12 L^{2} / {mol}^{2} \cdot S \\ Rate = K [NO]^{2} {[O_{2}]}^{1} \\ Rate = 12 [0.025]^{2} [0.05]^{1} \Rightarrow 1.0 \times 10^{- 4} = K 3.1 \times 10^{- 5} \Rightarrow K = \end{aligned}$

حدد العبارة الصحيحة والعبارة الخطأ، وصحح الخطأ في كل مما يأتي:

أ. تتغير قيمة ثابت سرعة التفاعل بتغير درجة حرارة التفاعل وبمرور الزمن.

العبارة صحيحة.

ب. يتغير ثابت سرعة التفاعل بتغير تراكيز المواد المتفاعلة.

العبارة خاطئة، لا يتغير ثابت التفاعل.

ج. سرعة التفاعل تبقى ثابتة بمرور الزمن لتفاعل من المرتبة الأولى عند ثبوت درجة الحرارة.

العبارة خاطئة، تتغير سرعة التفاعل بمرور الزمن نتيجة لاستهلاك المواد المتفاعلة.

د- تتضاعف سرعة التفاعل لتفاعل من المرتبة (صفر) عند مضاعفة تركيز المادة المتفاعلة.

العبارة خاطئة، التراكيز لا تؤثر على سرعة التفاعل من المرتبة صفر.

(14-5)

لقد وجد التفاعل أدناه أن سرعة تكون C عند وقت معين تساوي 0.036M.s^-1 فالسرعة بدلالة التغير في A و B و D والسرعة العامة للتفاعل عند هذا الوقت تساوي (جميعها بوحدة M.s^-1).

2A + 3B $⟶$ 4C + 2D
أ. 0.018 و 0.027 و 0.018 و 0.009

ب. 0.018 - و 0.027 - و 0.018 و 0.009

ج. 0.072 - و 0.048 - و 0.072 و 0.144

د. 0.036 - و 0.036 - و 0.036 و 0.009

ه. 0.018 - و 0.012 - و 0.018 - و 0.018 -

$\frac{C سرعة}{n_{C}} = \frac{A سرعة}{n_{A}} \Rightarrow \frac{0.036}{4} = \frac{A سرعة}{2} \Rightarrow A سرعة = \frac{0.036 * 2}{4} = 0.018 M \cdot S^{- 1}$

$\frac{C سرعة}{n_{C}} = \frac{B سرعة}{n_{B}} \Rightarrow \frac{0.036}{4} = \frac{B سرعة}{3} \Rightarrow B سرعة = \frac{0.036 * 3}{4} = 0.027 M . S^{- 1}$

$\frac{C سرعة}{n_{C}} = \frac{D سرعة}{n_{D}} \Rightarrow \frac{0.036}{4} = \frac{D سرعة}{3} \Rightarrow D سرعة = \frac{0.036 * 2}{4} = 0.018 M . S^{- 1}$

$العامة السرعة = \frac{C سرعة}{nc} = \frac{0.036}{4} = 0.009 M \cdot S^{- 1}$ .

(15-5)

للتفاعل الآتي:

NO_2(g)+CO_(g) $⟶$ NO_(g) + CO_2(g)

ومن نتائج التجارب في الجدول أدناه حدد مراتب المتفاعلات واستنتج قانون سرعة التفاعل والمرتبة العامة للتفاعل.

Rate mol/L.s	[CO]	[NO₂]	Exp.No.
0.005	0.10	0.10	1
0.080	0.10	0.40	2
0.005	0.20	0.10	3

نختار أول تجربتين:

$Rate = K [NO 2]^{α} [CO]^{β}$

$\begin{aligned} \frac{Rate1}{Rate 2} = \frac{K [NO 2]^{α} [CO]^{β}}{K [NO 2]^{α} [CO]^{β}} \\ \frac{0.005}{0.080} = \frac{K [0.10]^{α} [0.10]^{β}}{K [0.40]^{α} [0.10]^{β}} \Rightarrow \frac{1}{16} = \frac{1}{4^{β}} \Rightarrow β = 2 \end{aligned}$

نختار التجربة 1و3

$\begin{aligned} \frac{Rate1}{Rate3} = \frac{K [NO 2]^{α} [CO]^{β}}{K [NO 2]^{α} [CO]^{β}} \\ \frac{0.005}{0.005} = \frac{K [0.10]^{α} [0.10]^{β}}{K [0.10]^{α} [0.20]^{β}} \Rightarrow \frac{1}{1} = \frac{1}{2^{α}} \Rightarrow α = 0 \end{aligned}$

(16-5)

ما التأثير الذي يحدثه العامل المساعد على كل من:

ا. حرارة التفاعل.

لا يوثر على حرارة التفاعل

ب. طاقة التنشيط.

يقلل من طاقة التنشيط.

ج. طاقة المواد المتفاعلة وطاقة المواد الناتجة.

لا يوثر على طاقة المواد المتفاعلة وطاقة المواد الناتجة.

(17-5)

في المخطط أدناه المرسوم بين الطاقة (المحور y) وسير التفاعل (المحور x) للتفاعل الآتي:

بين ماذا تعني الحروف a و b و c وهل التفاعل ماص أم باعث للحرارة ولماذا؟

(18-5)

وضح كيف تؤثر العوامل الآتية على سرعة التفاعل الكيميائي.

درجة الحرارة.
المساحة السطحية للمواد المتفاعلة.
طبيعة المواد المتفاعلة.
تركيز المواد المتفاعلة.

للوصول السريع إلى الدروس والاختبارات..

حمل تطبيق دراستي من متجر جوجل

فايسبوك

واتساب

تيليجرام

طباعة

للوصول السريع إلى الدروس والاختبارات..

أسئلة الفصل الخامس

(1-5)

للتفاعل الآتي:

N2O5 ⟶2NO2 +1/2O2 ومن النتائج في الجدول الآتي:

احسب معدل سرعة التفاعل لكل فترة من الفترات التالية بوحدة الساعة.

أ. من 0.00 الى 0.50

ب. من 0.50 الى 1.00

ج. من 1.00 الى 2.00

N2O5⟶2NO2+1/2O2 [0.849M] [0.733M]

Rate =(−)Δ[R]ΔT=(−)[]2−[]1t2−t1

(2-5)

التفاعل الآتي من المرتبة الثانية بالنسبة للمتفاعل NO2 ومن المرتبة صفر بالنسبة للمتفاعل CO.

CO(g) + NO2(g) ⟶CO2(g) + NO(g)

ا. أكتب قانون السرعة للتفاعل.

ب. كيف تتغير سرعة التفاعل عند خفض تركيز NO2 إلى النصف.

ج. كيف تتغير سرعة التفاعل عند مضاعفة تركيز CO.

(3-5)

التفاعل الآتي من المرتبة الأولى بالنسبة للمتفاعل Br2 ومن المرتبة الثانية بالنسبة للمتفاعل NO.

2NO(g) + Br2(g) ⟶2NOBr(g)

أ. أكتب قانون سرعة التفاعل.

ب. كيف تتغير سرعة التفاعل عند جعل تركيز Br2 ثلاثة أمثال التركيز الأولي فقط.

ج. كيف تتغير سرعة التفاعل عند مضاعفة تركيز NO فقط.

د - كيف تتغير سرعة التفاعل عند مضاعفة تركيز كل من Br2 وNO معاً.

(4-5)

للتفاعل الآتي:

-Pt(NH3)2Cl2+H2O ⟶pt(NH3)2(H2O)Cl++Cl

قانون سرعة التفاعل:

Rat = K [Pt(NH3)2Cl2] وقيمة K= 0.090 hr-1

أ. احسب سرعة التفاعل عندما يكون تركيز pt(NH3)2Cl2 = (0.040M,0.020M,0.010M)

Rate =KPtNH32Cl2 Rate 1=0.090hr−1∗0.010M=0.0009M.hr−1 Rate 2=0.090hr−1∗0.020M=0.0018M.hr−1 ب. كيف تتغير سرعة استهلاك pt(NH3)2Cl2 مع تغير تركيزه.

ج. ما تأثير تغير تركيز pt(NH3)2Cl2 على سرعة تكوين Cl.

(5-5)

للتفاعل التالي ومن نتائج التجارب في الجدول.

CH3COCH3(aq) +Br2(aq)+ H+(aq)⟶CH3COCH2Br(aq)+HBr(aq)

أ. استنتج قانون سرعة التفاعل.

ب. احسب قيمة ثابت سرعة التفاعل.

ج. احسب سرعة التفاعل عندما:

[H+] = 0.050M [CH3COCH3]=[Br2]= 0.10M

5.7×10−5=K[0.30]1[0.05]0[0.05]25.7×10−5=K0.30×0.25⇒K=5.7×10−50.075=7.6×10−4

(6-5)

تتحلل خلات المثيل في وسط قاعدي مكونة أيون الخلات وكحول المثيل، بحسب المعادلة الآتية:

CH3COOCH3(aq)+OH−(aq)⟶CH3COO−(aq)+CH3OH(aq)

قانون سرعة التفاعل:

Rate = K [CH3COOCH3] [OH-]

وقيمة K = 0.14 L/mol.s

أ. ما سرعة تحلل خلات المثيل عندما يكون تركيز كل من CH3COOCH3 و − OH يساوي 0.025M.

ب. ما سرعة ظهور CH3OH في المحلول؟

(7-5)

للتفاعل الآتي:

2NO(g)+2H2(g) ⟶N2(g)+2H2O(g) ومن نتائج التجارب في الجدول الآتي:

أ. استنتج قانون سرعة التفاعل.

ب. احسب قيمة ثابت السرعة.

ج. احسب سرعة التفاعل عندما يكون تركيز كل من NO و H2 يساوي 8.0x10-3

(8-5)

للتفاعل الآتي ومن نتائج التجارب في الجدول أدناه:

C2H4(g)+O3(g) ⟶2CH2O(g)+1/2O2(g)

أ. استنتج قانون سرعة التفاعل، ثم احسب قيمة (K)

ب. احسب سرعة التفاعل عندما يكون تركيز كل من O3 و C2H4 يساوي .2.0×10−7M

1.0×0−12=K1.0×10−810.5×10−71K=1.0×0−125.0×10−16=2.0×103L/ mol.S Rate 1=KC2H41O31 Rate 1=2.0×103X2.0×10−7X2.0×10−7 Rate 1=8.0×1011mol/L.S

(10-5)

للتفاعل الآتي:

2NO2(g)+ F2(g) ⟶2NO2F(g)

ومن نتائج التجارب في الجدول الآتي:

أ. استنتج قانون سرعة التفاعل.

ب. ما مرتبة المتفاعلات لكل مادة في قانون السرعة؟

ج- احسب قيمة ثابت سرعة التفاعل.

(11-5)

تتحلل فورمات المثيل في محلول حامضي مكونة كحول المثيل وحامض الفورميك بحسب المعادلة الآتية:

HCOOCH3 + H2O + H3O+⟶HCOOH(aq)+CH3OH(aq)

قانون سرعة التفاعل.

Rate =KHCOOCH3

ما سبب عدم ظهور الأيون H3O+ في قانون سرعة التفاعل على الرغم من وجوده في معادلة التفاعل؟

(12-5)

أجري التفاعل الآتي بدرجة 600K:

2NO(g)+ O2(g)⟶ 2NO2(g)

ومن نتائج التجارب في الجدول الآتي:

أ- استنتج قانون سرعة التفاعل.

ب- احسب سرعة التفاعل عندما يكون تركيز كل من NO وO2 يساوي 0.025M و0.05M على التوالي.

حدد العبارة الصحيحة والعبارة الخطأ، وصحح الخطأ في كل مما يأتي:

N₂O₅ $⟶$ 2NO₂ +1/2O₂ ومن النتائج في الجدول الآتي:

$N_{2} O_{5} ⟶ 2 {NO}_{2} + 1 / 2 O_{2} [0.849M] [0.733 M]$

$\overset{}{Rate} = (-) \frac{Δ [R]}{Δ T} = (-) \frac{[]_{2} - []_{1}}{t_{2} - t_{1}}$

التفاعل الآتي من المرتبة الثانية بالنسبة للمتفاعل NO₂ ومن المرتبة صفر بالنسبة للمتفاعل CO.

CO_(g) + NO_2(g) $⟶$ CO_2(g) + NO_(g)

ب. كيف تتغير سرعة التفاعل عند خفض تركيز NO₂ إلى النصف.

التفاعل الآتي من المرتبة الأولى بالنسبة للمتفاعل Br₂ ومن المرتبة الثانية بالنسبة للمتفاعل NO.

2NO_(g) + Br_2(g) $⟶$ 2NOBr_(g)

ب. كيف تتغير سرعة التفاعل عند جعل تركيز Br₂ ثلاثة أمثال التركيز الأولي فقط.

د - كيف تتغير سرعة التفاعل عند مضاعفة تركيز كل من Br₂ وNO معاً.

^-Pt(NH₃)2Cl₂+H₂O $⟶$ pt(NH₃)₂(H₂O)Cl⁺+Cl

Rat = K [Pt(NH₃)₂Cl₂] وقيمة K= 0.090 hr^-1

أ. احسب سرعة التفاعل عندما يكون تركيز pt(NH₃)2Cl₂ = (0.040M,0.020M,0.010M)

$\begin{aligned} Rate = K [Pt {({NH}_{3})}_{2} {Cl}_{2}] \\ {Rate}_{1} = 0.090 {hr}^{- 1} * 0.010 M = 0.0009 M . {hr}^{- 1} \\ {Rate}_{2} = 0.090 {hr}^{- 1} * 0.020 M = 0.0018 M . {hr}^{- 1} \end{aligned}$
ب. كيف تتغير سرعة استهلاك pt(NH₃)2Cl₂مع تغير تركيزه.

ج. ما تأثير تغير تركيز pt(NH₃)2Cl₂ على سرعة تكوين Cl.

CH₃COCH_3(aq) +Br_2(aq)+ H⁺_(aq) $⟶$ CH₃COCH₂Br_(aq)+HBr_(aq)

[H⁺] = 0.050M [CH3COCH₃]=[Br₂]= 0.10M

$\begin{aligned} 5.7 \times 10^{- 5} = K [0.30]^{1} [0.05]^{0} [0.05]^{2} \\ 5.7 \times 10^{- 5} = K 0.30 \times 0.25 \Rightarrow K = \frac{5.7 \times 10^{- 5}}{0.075} = 7.6 \times 10^{- 4} \end{aligned}$

CH₃COOCH_3(aq)+OH⁻_(aq) $⟶$ CH3COO⁻_(aq)+CH3OH_(aq)

Rate = K [CH₃COOCH₃] [OH^-]

أ. ما سرعة تحلل خلات المثيل عندما يكون تركيز كل من CH₃COOCH₃ و ⁻ OH يساوي 0.025M.

ب. ما سرعة ظهور CH₃OH في المحلول؟

2NO_(g)+2H_2(g) $⟶$ N_2(g)+2H₂O_(g) ومن نتائج التجارب في الجدول الآتي:

ج. احسب سرعة التفاعل عندما يكون تركيز كل من NO و H₂يساوي 8.0x10^-3

C₂H_4(g)+O_3(g) $⟶$ 2CH₂O_(g)+1/2O_2(g)

ب. احسب سرعة التفاعل عندما يكون تركيز كل من O₃ و C₂H₄ يساوي $.2.0 \times 10^{- 7} M$

2NO_2(g)+ F_2(g) $⟶$ 2NO₂F_(g)

HCOOCH₃ + H₂O + H₃O⁺ $⟶$ HCOOH_(aq)+CH₃OH_(aq)

$Rate = K [{HCOOCH}_{3}]$

ما سبب عدم ظهور الأيون H₃O⁺ في قانون سرعة التفاعل على الرغم من وجوده في معادلة التفاعل؟

2NO_(g)+ O_2(g) $⟶$ 2NO_2(g)

ب- احسب سرعة التفاعل عندما يكون تركيز كل من NO وO₂ يساوي 0.025M و0.05M على التوالي.

لقد وجد التفاعل أدناه أن سرعة تكون C عند وقت معين تساوي 0.036M.s^-1 فالسرعة بدلالة التغير في A و B و D والسرعة العامة للتفاعل عند هذا الوقت تساوي (جميعها بوحدة M.s^-1).

2A + 3B $⟶$ 4C + 2D
أ. 0.018 و 0.027 و 0.018 و 0.009

NO_2(g)+CO_(g) $⟶$ NO_(g) + CO_2(g)