حلول الأسئلة

السؤال

كيف يمكن قياس سرعة التفاعل الكيميائي، وكيف يمكن حسابها رياضياً؟

الحل

يمكن قياس سرعة أي تفاعل كيميائي من خلال معرفة التغير الذي يطرأ على التركيز المولاري لأحد المواد المتفاعلة أو الناتجة خلال فترة زمنية معينة:

معدل سرعة التفاعل = $\frac{التغير في تركيز احد المواد المتفاعلة او الناتجة}{التغير في الزمن}$

فمثلا للتفاعل العام التالي:

$R ⟶ P$

$Rate = \frac{Δ []}{Δ t}; mol / L . s$

${Rate}_{R} = \frac{Δ [R]}{Δ t}$

${Rate}_{R} = - \frac{[R_{2}] - [R_{1}]}{t_{2} - t_{1}}$

$[R_{1}]$ تركيز المادة المتفاعلة عند الزمن الابتدائي t ₁
_{$[R_{2}]$} : تركيز المادة المتفاعلة عند الزمن النهائي t ₂

الإشارة السالبة دلالة على نقصان تراكيز المواد المتفاعلة، ولجعل السرعة مقدار موجب لأن $[R_{2}] - [R_{1}]$ مقدار سالب وبنفس الطريقة يمكن إيجاد سرعة التفاعل بدلالة التغير في تركيز المادة الناتجة:

${Rate}_{P} = + \frac{[P_{2}] - [P_{1}]}{t_{2} - t_{1}}$

الإشارة الموجية دلالة على ازدياد تراكيز المواد الناتجة.

مشاركة الحل

فايسبوك

واتساب

تيليجرام

طباعة

الدرس: 5-2-1 قياس سرعة التفاعل الكيميائي

قياس سرعة التفاعل الكيميائي

عرف سرعة التفاعل الكيميائي؟

هي التغير الذي يطرأ على تراكيز المواد المتفاعلة أو المواد الناتجة خلال وحدة الزمن، حيث تقل تراكيز المواد المتفاعلة وتزداد تراكيز المواد الناتجة، وإن سرعة التفاعل قد تكون سريعة جداً مثل تفاعل الصوديوم مع الماء أو بطيئة مثل: صدأ الحديد.

كيف يمكن قياس سرعة التفاعل الكيميائي، وكيف يمكن حسابها رياضياً؟

معدل سرعة التفاعل = $\frac{التغير في تركيز احد المواد المتفاعلة او الناتجة}{التغير في الزمن}$

فمثلا للتفاعل العام التالي:

$R ⟶ P$

$Rate = \frac{Δ []}{Δ t}; mol / L . s$

${Rate}_{R} = \frac{Δ [R]}{Δ t}$

${Rate}_{R} = - \frac{[R_{2}] - [R_{1}]}{t_{2} - t_{1}}$

$[R_{1}]$ تركيز المادة المتفاعلة عند الزمن الابتدائي t₁
_{$[R_{2}]$} : تركيز المادة المتفاعلة عند الزمن النهائي t₂

${Rate}_{P} = + \frac{[P_{2}] - [P_{1}]}{t_{2} - t_{1}}$

الإشارة الموجية دلالة على ازدياد تراكيز المواد الناتجة.

للتفاعل:

3H₂ + CO $⟶$ CH₄ + H₂O

كان تركيز H₂ في بداية التفاعل 1M وأصبح تركيزه 0.6M بعد مرور 1.15s، وبعد مرور 3.95s استهلك منه 0.7M (تبقى 0.3M)، جد سرعة هذا التفاعل، والزمن اللازم لانخفاض تركيزه إلى 0.1M؟

$\begin{aligned} {Rate}_{H} = - \frac{[H_{2}] - [H_{1}]}{t_{2} - t_{1}} \\ {Rate}_{H} = - \frac{[0.3] - [0.6]}{3.95 - 1.15} = 0.11 mol / L . s \end{aligned}$

$\begin{aligned} {Rate}_{H} = - \frac{[H_{2}] - [H_{1}]}{t_{2} - t_{1}} \Rightarrow 0.11 = - \frac{[0.1] - [1]}{t_{2} - 0} \\ 0.11 t_{2} = 0.9 \Rightarrow t_{2} = 8.18 s \end{aligned}$

مشاركة الدرس

فايسبوك

واتساب

تيليجرام

طباعة

السؤال

كيف يمكن قياس سرعة التفاعل الكيميائي، وكيف يمكن حسابها رياضياً؟

الحل

معدل سرعة التفاعل = $\frac{التغير في تركيز احد المواد المتفاعلة او الناتجة}{التغير في الزمن}$

فمثلا للتفاعل العام التالي:

$R ⟶ P$

$Rate = \frac{Δ []}{Δ t}; mol / L . s$

${Rate}_{R} = \frac{Δ [R]}{Δ t}$

${Rate}_{R} = - \frac{[R_{2}] - [R_{1}]}{t_{2} - t_{1}}$

$[R_{1}]$ تركيز المادة المتفاعلة عند الزمن الابتدائي t ₁
_{$[R_{2}]$} : تركيز المادة المتفاعلة عند الزمن النهائي t ₂

${Rate}_{P} = + \frac{[P_{2}] - [P_{1}]}{t_{2} - t_{1}}$

الإشارة الموجية دلالة على ازدياد تراكيز المواد الناتجة.

الدرس: 5-2-1 قياس سرعة التفاعل الكيميائي

قياس سرعة التفاعل الكيميائي

عرف سرعة التفاعل الكيميائي؟

كيف يمكن قياس سرعة التفاعل الكيميائي، وكيف يمكن حسابها رياضياً؟

معدل سرعة التفاعل = $\frac{التغير في تركيز احد المواد المتفاعلة او الناتجة}{التغير في الزمن}$

فمثلا للتفاعل العام التالي:

$R ⟶ P$

$Rate = \frac{Δ []}{Δ t}; mol / L . s$

${Rate}_{R} = \frac{Δ [R]}{Δ t}$

${Rate}_{R} = - \frac{[R_{2}] - [R_{1}]}{t_{2} - t_{1}}$

$[R_{1}]$ تركيز المادة المتفاعلة عند الزمن الابتدائي t₁
_{$[R_{2}]$} : تركيز المادة المتفاعلة عند الزمن النهائي t₂

${Rate}_{P} = + \frac{[P_{2}] - [P_{1}]}{t_{2} - t_{1}}$

الإشارة الموجية دلالة على ازدياد تراكيز المواد الناتجة.

للتفاعل:

3H₂ + CO $⟶$ CH₄ + H₂O

كان تركيز H₂ في بداية التفاعل 1M وأصبح تركيزه 0.6M بعد مرور 1.15s، وبعد مرور 3.95s استهلك منه 0.7M (تبقى 0.3M)، جد سرعة هذا التفاعل، والزمن اللازم لانخفاض تركيزه إلى 0.1M؟

$\begin{aligned} {Rate}_{H} = - \frac{[H_{2}] - [H_{1}]}{t_{2} - t_{1}} \\ {Rate}_{H} = - \frac{[0.3] - [0.6]}{3.95 - 1.15} = 0.11 mol / L . s \end{aligned}$

$\begin{aligned} {Rate}_{H} = - \frac{[H_{2}] - [H_{1}]}{t_{2} - t_{1}} \Rightarrow 0.11 = - \frac{[0.1] - [1]}{t_{2} - 0} \\ 0.11 t_{2} = 0.9 \Rightarrow t_{2} = 8.18 s \end{aligned}$

حلول الأسئلة

كيف يمكن قياس سرعة التفاعل الكيميائي، وكيف يمكن حسابها رياضياً؟

مشاركة الحل

الدرس: 5-2-1 قياس سرعة التفاعل الكيميائي

عرف سرعة التفاعل الكيميائي؟

كيف يمكن قياس سرعة التفاعل الكيميائي، وكيف يمكن حسابها رياضياً؟

للتفاعل:

3H2 + CO ⟶CH4 + H2O

كان تركيز H2 في بداية التفاعل 1M وأصبح تركيزه 0.6M بعد مرور 1.15s، وبعد مرور 3.95s استهلك منه 0.7M (تبقى 0.3M)، جد سرعة هذا التفاعل، والزمن اللازم لانخفاض تركيزه إلى 0.1M؟

Rate H=−H2−H1t2−t1 Rate H=−[0.3]−[0.6]3.95−1.15=0.11mol/L.s

Rate H=−H2−H1t2−t1⇒0.11=−[0.1]−[1]t2−00.11t2=0.9⇒t2=8.18s

مشاركة الدرس

كيف يمكن قياس سرعة التفاعل الكيميائي، وكيف يمكن حسابها رياضياً؟

الدرس: 5-2-1 قياس سرعة التفاعل الكيميائي

عرف سرعة التفاعل الكيميائي؟

كيف يمكن قياس سرعة التفاعل الكيميائي، وكيف يمكن حسابها رياضياً؟

للتفاعل:

3H2 + CO ⟶CH4 + H2O

كان تركيز H2 في بداية التفاعل 1M وأصبح تركيزه 0.6M بعد مرور 1.15s، وبعد مرور 3.95s استهلك منه 0.7M (تبقى 0.3M)، جد سرعة هذا التفاعل، والزمن اللازم لانخفاض تركيزه إلى 0.1M؟

Rate H=−H2−H1t2−t1 Rate H=−[0.3]−[0.6]3.95−1.15=0.11mol/L.s

Rate H=−H2−H1t2−t1⇒0.11=−[0.1]−[1]t2−00.11t2=0.9⇒t2=8.18s

3H₂ + CO $⟶$ CH₄ + H₂O

كان تركيز H₂ في بداية التفاعل 1M وأصبح تركيزه 0.6M بعد مرور 1.15s، وبعد مرور 3.95s استهلك منه 0.7M (تبقى 0.3M)، جد سرعة هذا التفاعل، والزمن اللازم لانخفاض تركيزه إلى 0.1M؟

$\begin{aligned} {Rate}_{H} = - \frac{[H_{2}] - [H_{1}]}{t_{2} - t_{1}} \\ {Rate}_{H} = - \frac{[0.3] - [0.6]}{3.95 - 1.15} = 0.11 mol / L . s \end{aligned}$

$\begin{aligned} {Rate}_{H} = - \frac{[H_{2}] - [H_{1}]}{t_{2} - t_{1}} \Rightarrow 0.11 = - \frac{[0.1] - [1]}{t_{2} - 0} \\ 0.11 t_{2} = 0.9 \Rightarrow t_{2} = 8.18 s \end{aligned}$

3H₂ + CO $⟶$ CH₄ + H₂O

كان تركيز H₂ في بداية التفاعل 1M وأصبح تركيزه 0.6M بعد مرور 1.15s، وبعد مرور 3.95s استهلك منه 0.7M (تبقى 0.3M)، جد سرعة هذا التفاعل، والزمن اللازم لانخفاض تركيزه إلى 0.1M؟

$\begin{aligned} {Rate}_{H} = - \frac{[H_{2}] - [H_{1}]}{t_{2} - t_{1}} \\ {Rate}_{H} = - \frac{[0.3] - [0.6]}{3.95 - 1.15} = 0.11 mol / L . s \end{aligned}$

$\begin{aligned} {Rate}_{H} = - \frac{[H_{2}] - [H_{1}]}{t_{2} - t_{1}} \Rightarrow 0.11 = - \frac{[0.1] - [1]}{t_{2} - 0} \\ 0.11 t_{2} = 0.9 \Rightarrow t_{2} = 8.18 s \end{aligned}$