ملخص الفصل ٢: سرعة التفاعلات الكيميائية

2-1 نظرية التصادم وسرعة التفاعل الكيميائي

• سرعة التفاعل الكيميائي هي التغير في تركيز المواد المتفاعلة أو الناتجة في وحدة الزمن، وتُقاس عادة بوحدة mol/L·s، ويُحسب متوسطها بقسمة التغير في التركيز على التغير في الزمن.
• تنص نظرية التصادم على أن الجسيمات يجب أن تتصادم حتى تتفاعل، وأن التصادم لا يكون فعالًا إلا إذا كان الاتجاه مناسبًا والطاقة كافية.
• طاقة التنشيط هي أقل طاقة تحتاج إليها الجسيمات المتصادمة لتكوين المعقد المنشط، وهو ترتيب مؤقت غير مستقر للذرات قد يكوّن النواتج أو يعود إلى المتفاعلات.

راجع صفحة ٥٠ في الكتاب

2-2 العوامل المؤثرة في سرعة التفاعل الكيميائي

• تتأثر سرعة التفاعل بطبيعة المواد المتفاعلة؛ فالمادة الأنشط كيميائيًا تتفاعل أسرع، ولهذا يتفاعل الخارصين مع نترات الفضة أسرع من النحاس.
• زيادة التركيز ومساحة السطح ودرجة الحرارة تزيد سرعة التفاعل، لأنها ترفع عدد التصادمات أو تزيد عدد الجسيمات التي تمتلك طاقة التنشيط.
• المحفزات مواد تزيد سرعة التفاعل بخفض طاقة التنشيط دون أن تُستهلك في التفاعل، أما المثبطات فهي مواد تبطئ التفاعل أو تمنع عمل المحفز.

راجع صفحة ٥٨ في الكتاب

2-3 قوانين سرعة التفاعل الكيميائي

• قانون سرعة التفاعل علاقة رياضية تُحدد بالتجربة وتربط سرعة التفاعل بتركيز المواد المتفاعلة، ومثاله للتفاعل ذي الخطوة الواحدة R = k[A].
• ثابت سرعة التفاعل k قيمة عددية خاصة بكل تفاعل، لا تتغير بتغير التركيز لكنها تتغير بتغير درجة الحرارة، وتدل قيمته الكبيرة على تفاعل سريع.
• رتبة التفاعل هي الأس المرفوع إليه تركيز المادة في قانون السرعة، والرتبة الكلية هي مجموع الرتب في القانون العام R = k[A]^m[B]^n، وتُحدد تجريبيًا بمقارنة السرعات الابتدائية.

راجع صفحة ٦٣ في الكتاب

مثال محلول

في تفاعل ما انخفض تركيز المادة المتفاعلة A من 0.80 M إلى 0.50 M خلال 60 s. احسب متوسط سرعة استهلاك A.

1. نحسب التغير في التركيز: Δ[A] = 0.50 − 0.80 = −0.30 M.
2. نحسب التغير في الزمن: Δt = 60 − 0 = 60 s.
3. نطبق العلاقة: متوسط السرعة = −Δ[A]/Δt = 0.30 ÷ 60 = 0.0050 mol/L·s، ونضع الإشارة السالبة لأن تركيز المتفاعل يتناقص.
4. تحقق: 0.0050 mol/L·s × 60 s = 0.30 M، وهو مقدار النقص في التركيز نفسه.

الإجابة: متوسط سرعة استهلاك A يساوي 0.0050 mol/L·s.