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

$$\begin{gathered} {\mathrm{N}}_2{\mathrm{O}}_5⟶2{\mathrm{NO}}_2+1/2{\mathrm{O}}_2 \\ \text{[0.849M]} \\ \left[0.733\mathrm{M}\right] \end{gathered}$$

$\stackrel{}{\text{Rate}}=(-)\frac{\mathrm{\Delta }\left[\mathbf{R}\right]}{\mathrm{\Delta }\mathbf{T}}=(-)\frac{[{]}_2-[{]}_1}{{\mathbf{t}}_2-{\mathbf{t}}_1}$

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

(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.

$\text{Rate}=\mathrm{K}{\left[{\mathrm{NO}}_2\right]}^2=$

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

$\begin{array}{r}\frac{{\text{Rate}}_1}{{\text{Rate}}_2}=\frac{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{NO}}_2\right]}^2}{\mathrm{K}{\left[0.5{\mathrm{NO}}_2\right]}^2}\\ \frac{{\text{Rate}}_1}{{\text{Rate}}_2}=\frac{{\mathrm{NO}}_2^2}{0.25{\mathrm{NO}}_2^2}\\ \frac{{\text{Rate}}_1}{{\text{Rate}}_2}=\frac{1}{0.25}\Rightarrow {\text{Rate}}_2=0.25{\text{Rate}}_1\end{array}$

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.

$\text{Rate}=\mathbf{K}[\mathrm{NO}{]}^2\left[{\mathrm{Br}}_2\right]$

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

$\begin{array}{r}\frac{\text{Rate1}}{\text{Rate2}}=\frac{\mathbf{K}\left[{\mathrm{NO}}^2\left[{\mathrm{Br}}_2\right]\right.}{\mathbf{K}[\mathrm{NO}{]}^2\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}\\ \frac{\text{Rate}1}{\text{Rate}2}=\frac{\mathrm{K}[\mathrm{NO}{]}^2\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}{\mathrm{K}[\mathrm{NO}{]}^2\left[3{\mathrm{Br}}_2\right]}\Rightarrow \frac{\text{Rate}1}{\text{Rate}2}=\frac{1}{3}\Rightarrow \text{Rate}2=3\ast \text{Rate1}\\ \end{array}$

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

$\begin{array}{r}\frac{\text{Rate1}}{\text{Rate2}}=\frac{\mathrm{K}\left[{\mathrm{NO}}^2\left[{\mathrm{Br}}_2\right]\right.}{\mathrm{K}[\mathrm{NO}{]}^2\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}\\ \frac{\text{Rate}1}{\text{Rate2}}=\frac{\mathrm{K}[\mathrm{NO}{]}^2\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}{\mathrm{K}[2\mathrm{NO}{]}^2\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}\Rightarrow \frac{\text{Rate}1}{\text{Rate2}}=\frac{1}{4}\Rightarrow \text{Rate2}=4\ast \text{Rate1}\\ \end{array}$

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

$\begin{array}{r}\frac{\text{Rate1}}{\text{Rate2}}=\frac{\mathrm{K}[\mathrm{NO}{]}^2\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}{\mathrm{K}\left[{\mathrm{NO}}^2\left[{\mathrm{Br}}_2\right]\right.}\\ \frac{\text{Rate}1}{\text{Rate}2}=\frac{\mathrm{K}[\mathrm{NO}{]}^2\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}{\mathrm{K}[2\mathrm{NO}{]}^2\left[2{\mathrm{Br}}_2\right]}\Rightarrow \frac{\text{Rate}1}{\text{Rate}2}=\frac{1}{4\ast 2}\Rightarrow \text{Rate}2=8\ast \text{Rate}1\\ \end{array}$

(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)

$\begin{array}{r}\text{Rate}=\mathrm{K}\left[\mathrm{Pt}{\left({\mathrm{NH}}_3\right)}_2{\mathrm{Cl}}_2\right]\\ \\ {\text{Rate}}_1=0.090{\mathrm{hr}}^{-1}\ast 0.010\mathrm{M}=0.0009\mathrm{M}.{\mathrm{hr}}^{-1}\\ \\ {\text{Rate}}_2=0.090{\mathrm{hr}}^{-1}\ast 0.020\mathrm{M}=0.0018\mathrm{M}.{\mathrm{hr}}^{-1}\\ \end{array}$
ب. كيف تتغير سرعة استهلاك pt(NH₃)2Cl₂ مع 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)

أ. استنتج قانون سرعة التفاعل.

$\text{ Rate }=\mathrm{K}{\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COCH}}_3\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}^{\beta }{\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]}^{\gamma }$

$\begin{array}{r}\frac{{\text{ Rate }}_1}{{\text{ Rate }}_2}=\frac{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COCH}}_3\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}^{\beta }{\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]}^{\gamma }}{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COCH}}_3\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}^{\beta }{\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]}^{\gamma }}\\ \\ \frac{5.7\times {10}^{-5}}{5.7\times {10}^{-5}}=\frac{\mathrm{K}\left[0.30{]}^{\alpha }\right[0.05{]}^{\beta }[0.05{]}^{\gamma }}{\mathrm{K}\left[0.30{]}^{\alpha }\right[0.10{]}^{\beta }[0.05{]}^{\gamma }}\\ \\ \frac{1}{1}=\frac{1}{2^{\beta }}\Rightarrow 2^{\beta }=1\Rightarrow \beta =0\end{array}$

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

$\begin{array}{r}\frac{{\text{ Rate }}_1}{{\text{ Rate }}_3}=\frac{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COCH}}_3\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}^{\beta }{\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]}^{\gamma }}{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COCH}}_3\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}^{\beta }{\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]}^{\gamma }}\\ \frac{5.7\times {10}^{-5}}{12.0\times {10}^{-5}}=\frac{\mathrm{K}\left[0.30{]}^{\alpha }\right[0.05{]}^{\beta }[0.05{]}^{\gamma }}{\mathrm{K}\left[0.30{]}^{\alpha }\right[0.05{]}^{\beta }[0.10{]}^{\gamma }}\\ \frac{1}{2}=\frac{1}{2\gamma }\Rightarrow 2^{\gamma }=2\Rightarrow \gamma =1\end{array}$

$\begin{array}{r}\frac{{\text{ Rate }}_1}{{\text{ Rate }}_4}=\frac{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COCH}}_3\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}^{\beta }{\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]}^{\gamma }}{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COCH}}_3\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}^{\beta }{\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]}^{\gamma }}\\ \\ \frac{5.7\times {10}^{-5}}{7.6\times {10}^{-5}}=\frac{\mathrm{K}\left[0.30{]}^{\alpha }\right[0.05{]}^{\beta }[0.05{]}^{\gamma }}{\mathrm{K}\left[0.40{]}^{\alpha }\right[0.05{]}^{\beta }[0.05{]}^{\gamma }}\\ \\ 0.75={0.75}^{\alpha }\Rightarrow \alpha =1\end{array}$

ب. احسب قيمة ثابت سرعة التفاعل.

إذاً مرتبة التفاعل هي مجموع مراتب المواد المتفاعلة ويساوي 2

وقانون السرعة سوف يكون: $\text{ Rate }=\mathrm{K}{\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COCH}}_3\right]}^1{\left[{\mathrm{Br}}_2\right]}^0{\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]}^1$

ج. احسب سرعة التفاعل عندما:

[H⁺] = 0.050M [CH3COCH₃]=[Br₂]= 0.10M

تطبيق قانون السرعة لإيجاد السرعة عند التراكيز المطلوبة.

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

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

(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.

$\begin{array}{r}\text{ Rate }=\mathrm{K}\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COOCH}}_3\right]\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]\\ \\ \text{Rate }=0.14\mathrm{L}/\mathrm{mol}.\mathrm{S}\ast 0.025\ast 0.025\\ \\ \text{ Rate }=0.0000875\mathrm{mol}/\mathrm{L}.\mathrm{S}\end{array}$

ب. ما سرعة ظهور CH₃OH في المحلول؟

${\mathrm{CH}}_3\mathrm{OH}=0.0000875\mathrm{mol}/\mathrm{L}\cdot \mathrm{S}\ast 1=.0000875{\mathrm{M}}^2\cdot {\mathrm{S}}^{-1}$ سرعة.

(7-5)

للتفاعل الآتي:

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

أ. استنتج قانون سرعة التفاعل.

$\begin{array}{r}\frac{\text{ Rate }2}{\text{ Rate }1}=\frac{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{H}}_2\right]}^{\alpha }[\mathrm{NO}{]}^{\beta }}{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{H}}_2\right]}^{\alpha }[\mathrm{NO}{]}^{\beta }}\\ \\ \frac{9.0\times {10}^{-3}}{3.0\times {10}^{-3}}=\frac{\mathrm{K}{\left[2.5\times {10}^{-3}\right]}^{\alpha }{\left[15.0\times {10}^{-3}\right]}^{\beta }}{\mathrm{K}{\left[2.5\times {10}^{-3}\right]}^{\alpha }{\left[5.0\times {10}^{-3}\right]}^{\beta }}\Rightarrow 3=3^{\beta }\Rightarrow \beta =1\end{array}$

$\begin{array}{r}\frac{\text{ Rate3 }}{\text{ Rate2 }}=\frac{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{H}}_2\right]}^{\alpha }[\mathrm{NO}{]}^{\beta }}{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{H}}_2\right]}^{\alpha }[\mathrm{NO}{]}^{\beta }}\\ \\ \\ \frac{36.0\times {10}^{-3}}{9.0\times {10}^{-3}}=\frac{K{\left[10.0\times {10}^{-3}\right]}^{\alpha }{\left[15.0\times {10}^{-3}\right]}^{\beta }}{\mathrm{K}{\left[2.5\times {10}^{-3}\right]}^{\alpha }{\left[15.0\times {10}^{-3}\right]}^{\beta }}\Rightarrow 4=4^{\alpha }\Rightarrow \alpha =1\\ \end{array}$

إذاً مرتبة التفاعل هي مجموع مراتب المواد المتفاعلة ويساوي 2

وقانون السرعة: $\text{ Rate }=\mathbf{K}\left[{\mathrm{H}}_2\right]\left[\mathrm{NO}\right]$

ب. احسب قيمة ثابت السرعة.

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

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

$\begin{array}{r}\text{ Rate }=\mathbf{K}\left[{\mathbf{H}}_2\right]\left[\mathbf{NO}\right]\\ \\ \text{ Rate1 }=\left(24.0\times {10}^3\mathrm{L}/\mathrm{mol}.\mathrm{S}\right)\mathrm{X}\left(2.5\times {10}^{-3}\right)\mathrm{X}\left(5.0\times {10}^{-3}\right)\\ \\ \text{ Rate1 }=12.5\times {10}^{-3}\mathrm{mol}/\mathrm{L}.\mathrm{S}\end{array}$

(8-5)

للتفاعل الآتي ومن نتائج التجارب في الجدول أدناه:

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

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

$\text{ Rate }=K{\left[C_2{H}_4\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{O}}_3\right]}^{\beta }$

$\begin{array}{r}\frac{\text{ Rate }1}{\text{ Rate }2}=\frac{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{C}}_2{\mathrm{H}}_4\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{O}}_3\right]}^{\beta }}{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{C}}_2{\mathrm{H}}_4\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{O}}_3\right]}^{\beta }}\text{ Rate }=\mathbf{K}{\left[{\mathrm{C}}_2{\mathrm{H}}_4\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{O}}_3\right]}^{\beta }\\ \\ \frac{1.0\times 0^{-12}}{3.0\times {10}^{-12}}=\frac{\mathrm{K}{\left[1.0\times {10}^{-8}\right]}^{\alpha }{\left[0.5\times {10}^{-7}\right]}^{\beta }}{\mathrm{K}{\left[1.0\times {10}^{-8}\right]}^{\alpha }{\left[1.5\times {10}^{-7}\right]}^{\beta }}\Rightarrow \frac{1}{3}=\frac{1}{3^{\beta }}\Rightarrow \beta =1\end{array}$

$\begin{array}{r}\frac{\text{ Rate }1}{\text{ Rate3 }}=\frac{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{C}}_2{\mathrm{H}}_4\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{O}}_3\right]}^1}{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{C}}_2{\mathrm{H}}_4\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{O}}_3\right]}^1}\\ \\ \frac{1.0\times 0^{-12}}{4.0\times {10}^{-12}}=\frac{\mathrm{K}{\left[1.0\times {10}^{-8}\right]}^{\alpha }{\left[0.5\times {10}^{-7}\right]}^{\beta }}{\mathrm{K}{\left[2.0\times {10}^{-8}\right]}^{\alpha }{\left[1.0\times {10}^{-7}\right]}^{\beta }}\\ \\ \frac{1}{4}=\frac{1}{2^{\alpha }x2}\Rightarrow \frac{1}{2}=\frac{1}{2^{\alpha }}\Rightarrow \alpha =1\end{array}$

مرتبة التفاعل هي مجموع مراتب المواد المتفاعلة مجموع $(\alpha +\beta )$ ويساوي 3.

وقانون السرعة: $\text{ Rate }=\mathrm{K}{\left[{\mathrm{C}}_2{\mathrm{H}}_4\right]}^1{\left[{\mathrm{O}}_3\right]}^1$

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

$\begin{array}{r}1.0\times 0^{-12}=\mathrm{K}{\left[1.0\times {10}^{-8}\right]}^1{\left[0.5\times {10}^{-7}\right]}^1\\ \\ \mathrm{K}=\frac{1.0\times 0^{-12}}{5.0\times {10}^{-16}}=2.0\times {10}^3\mathrm{L}/\text{ mol.S }\\ \\ \text{ Rate }1=\mathrm{K}{\left[{\mathrm{C}}_2{\mathrm{H}}_4\right]}^1{\left[{\mathrm{O}}_3\right]}^1\\ \\ \text{ Rate }1=\left(2.0\times {10}^3\right)\mathrm{X}\left(2.0\times {10}^{-7}\right)\mathrm{X}\left(2.0\times {10}^{-7}\right)\\ \\ \text{ Rate }1=8.0\times {10}^{11}\mathrm{mol}/\mathrm{L}.\mathrm{S}\end{array}$

$\begin{array}{r}1.0\times 0^{-12}=\mathrm{K}{\left[1.0\times {10}^{-8}\right]}^1{\left[0.5\times {10}^{-7}\right]}^1\\ \\ \mathrm{K}=\frac{1.0\times 0^{-12}}{5.0\times {10}^{-16}}=2.0\times {10}^3\mathrm{L}/\text{ mol.S }\\ \\ \text{ Rate }1=\mathrm{K}{\left[{\mathrm{C}}_2{\mathrm{H}}_4\right]}^1{\left[{\mathrm{O}}_3\right]}^1\\ \\ \text{ Rate }1=\left(2.0\times {10}^3\right)\mathrm{X}\left(2.0\times {10}^{-7}\right)\mathrm{X}\left(2.0\times {10}^{-7}\right)\\ \\ \text{ Rate }1=8.0\times {10}^{11}\mathrm{mol}/\mathrm{L}.\mathrm{S}\end{array}$

(10-5)

للتفاعل الآتي:

2NO_2(g)+ F_2(g) $⟶$2NO₂F_(g)

ومن نتائج التجارب في الجدول الآتي:

أ. استنتج قانون سرعة التفاعل.

$\text{ Rate }=\mathrm{K}{\left[{\mathrm{NO}}_2\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{F}}_2\right]}^{\beta }$

_{$\begin{array}{r}\frac{\text{ Rate }2}{\text{ Rate1 }}=\frac{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{NO}}_2\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{F}}_2\right]}^{\beta }}{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{NO}}_2\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{F}}_2\right]}^{\beta }}\\ \\ \frac{4.0\times {10}^{-4}}{2.0\times {10}^{-4}}=\frac{\mathrm{K}\left[0.002{]}^{\alpha }\right[0.005{]}^{\beta }}{\mathrm{K}\left[0.001{]}^{\alpha }\right[0.005{]}^{\beta }}\Rightarrow 2=2^{\alpha }\Rightarrow \alpha =1\end{array}$}

_{$\begin{array}{r}\frac{\text{ Rate2 }}{\text{ Rate3 }}=\frac{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{NO}}_2\right]}^{\mathrm{u}}{\left[{\mathrm{F}}_2\right]}^{\beta }}{\mathrm{K}{\left[{\mathrm{NO}}_2\right]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{F}}_2\right]}^{\beta }}\\ \frac{4.0\times {10}^{-4}}{1.6\times {10}^{-4}}=\frac{\mathrm{K}\left[0.002{]}^{\alpha }\right[0.005{]}^{\beta }}{\mathrm{K}\left[0.002{]}^{\alpha }\right[0.002{]}^{\beta }}\Rightarrow 2.5=[2.5{]}^{\beta }\Rightarrow \beta =1\end{array}$}

ب. ما مرتبة المتفاعلات لكل مادة في قانون السرعة؟

مرتبة التفاعل هي مجموع مراتب المواد المتفاعلة مجموع $(\alpha +\beta )$ ويساوي 2.

وقانون السرعة: $\text{ Rate }=\mathrm{K}{\left[{\mathrm{NO}}_2\right]}^1{\left[{\mathrm{F}}_2\right]}^1$

ج- احسب قيمة ثابت سرعة التفاعل.

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

(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.

$\text{Rate}=\mathrm{K}\left[{\mathrm{HCOOCH}}_3\right]$

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:

أ- استنتج قانون سرعة التفاعل.

$\begin{array}{r}\text{ Rate }=\mathrm{K}[\mathrm{NO}{]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{O}}_2\right]}^{\beta }\\ \frac{\text{ Rate }1}{\text{ Rate }2}=\frac{\mathrm{K}[\mathrm{NO}{]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{O}}_2\right]}^{\beta }}{\mathrm{K}[\mathrm{NO}{]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{O}}_2\right]}^{\beta }}\\ \frac{1.2\times {10}^{-5}}{4.8\times {10}^{-5}}=\frac{\mathrm{K}\left[0.01{]}^{\alpha }\right[0.01{]}^{\beta }}{\mathrm{K}\left[0.02{]}^{\alpha }\right[0.01{]}^{\beta }}\Rightarrow \frac{1}{4}=\frac{1}{2^{\alpha }}\Rightarrow 2^{\alpha }=4\Rightarrow 2^{\alpha }=2^2\Rightarrow \alpha =2\end{array}$

$\begin{array}{r}\frac{\text{ Rate }1}{\text{ Rate }3}=\frac{\mathrm{K}[\mathrm{NO}{]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{O}}_2\right]}^{\beta }}{\mathrm{K}[\mathrm{NO}{]}^{\alpha }{\left[{\mathrm{O}}_2\right]}^{\beta }}\\ \frac{1.2\times {10}^{-5}}{2.4\times {10}^{-5}}=\frac{\mathrm{K}\left[0.01{]}^{\alpha }\right[0.01{]}^{\beta }}{\mathrm{K}\left[0.01{]}^{\alpha }\right[0.02{]}^{\beta }}\Rightarrow \frac{1}{2}=\frac{1}{2^{\beta }}\Rightarrow 2^{\beta }=2\Rightarrow \beta =1\end{array}$

مرتبة التفاعل هي مجموع مراتب المواد المتفاعلة $(\alpha +\beta )$ ويساوي 3

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

$\begin{array}{r}\text{ Rate }=\mathrm{K}[\mathrm{NO}{]}^2{\left[{\mathrm{O}}_2\right]}^1\\ \\ 1.2\times {10}^{-5}=\mathrm{K}\left[0.01{]}^2\right[0.01{]}^1\Rightarrow \mathrm{K}=12{\mathrm{L}}^2/{\mathrm{mol}}^2\cdot \mathrm{S}\\ \\ \text{ Rate }=\mathrm{K}[\mathrm{NO}{]}^2{\left[{\mathrm{O}}_2\right]}^1\\ \\ \text{ Rate }=12\left[0.025{]}^2\right[0.05{]}^1\Rightarrow 1.0\times {10}^{-4}=\mathrm{K}3.1\times {10}^{-5}\Rightarrow \mathrm{K}=\end{array}$

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 -

$\frac{C\text{سرعة}}{{\mathit{n}}_C}=\frac{\mathrm{A}\text{سرعة}}{{\mathit{n}}_A}\Rightarrow \frac{0.036}{4}=\frac{{\displaystyle \mathrm{A}\text{سرعة}}}{{\displaystyle \mathit{2}}}\Rightarrow \mathrm{A}\text{سرعة}=\frac{0.036\ast 2}{4}=0.018\mathrm{M}\cdot {\mathrm{S}}^{-1}$

$\frac{C\text{سرعة}}{n_C}=\frac{B\text{سرعة}}{n_B}\Rightarrow \frac{0.036}{4}=\frac{{\displaystyle B\text{سرعة}}}{{\displaystyle \mathit{3}}}\Rightarrow B\text{سرعة}=\frac{0.036\ast 3}{4}=0.027M.S^{-1}$

$\frac{C\text{سرعة}}{n_C}=\frac{D\text{سرعة}}{n_D}\Rightarrow \frac{0.036}{4}=\frac{{\displaystyle D\text{سرعة}}}{{\displaystyle \mathit{3}}}\Rightarrow D\text{سرعة}=\frac{\mathit{0.036}\mathit{\ast }\mathit{2}}{\mathit{4}}=0.018M.S^{\mathit{-}\mathit{1}}$

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

(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.

نختار أول تجربتين:

$\text{Rate}=\mathrm{K}\left[\mathrm{NO}2{]}^{\alpha }\right[\mathrm{CO}{]}^{\beta }$

$\begin{array}{r}\frac{\text{Rate1}}{\text{Rate}2}=\frac{\mathrm{K}\left[\mathrm{NO}2{]}^{\alpha }\right[\mathrm{CO}{]}^{\beta }}{\mathrm{K}\left[\mathrm{NO}2{]}^{\alpha }\right[\mathrm{CO}{]}^{\beta }}\\ \\ \frac{0.005}{0.080}=\frac{\mathrm{K}\left[0.10{]}^{\alpha }\right[0.10{]}^{\beta }}{\mathrm{K}\left[0.40{]}^{\alpha }\right[0.10{]}^{\beta }}\Rightarrow \frac{1}{16}=\frac{1}{4^{\beta }}\Rightarrow \beta =2\end{array}$

نختار التجربة 1و3

$\begin{array}{r}\frac{\text{Rate1}}{\text{Rate3}}=\frac{\mathrm{K}\left[\mathrm{NO}2{]}^{\alpha }\right[\mathrm{CO}{]}^{\beta }}{\mathrm{K}\left[\mathrm{NO}2{]}^{\alpha }\right[\mathrm{CO}{]}^{\beta }}\\ \\ \frac{0.005}{0.005}=\frac{\mathrm{K}\left[0.10{]}^{\alpha }\right[0.10{]}^{\beta }}{\mathrm{K}\left[0.10{]}^{\alpha }\right[0.20{]}^{\beta }}\Rightarrow \frac{1}{1}=\frac{1}{2^{\alpha }}\Rightarrow \alpha =0\end{array}$

(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.