حساب قانون السرعة

خطوات الاستخدام

أدخل قيمة ثابت السرعة (k): ثابت السرعة يعتمد على درجة الحرارة وطبيعة التفاعل. وحدة k تعتمد على رتب التفاعل الكلية. مثلاً، إذا كانت الرتبة الكلية 2، تكون وحدة k (M⁻¹·s⁻¹). تأكد من استخدام نفس الوحدات للتركيزات.

أدخل تركيز المادة A (a): [A] هو التركيز المولي للمادة المتفاعلة A. إذا كانت رتبة التفاعل بالنسبة لـ A هي صفر، فإن تغير [A] لا يؤثر على السرعة. أدخل القيمة بوحدة المول/لتر (M).

أدخل رتبة التفاعل بالنسبة للمادة A (m): الرتبة الجزئية لـ A تُحدد تجريبياً. يمكن أن تكون 0، 1، 2، أو حتى كسرية. مثلاً، إذا تضاعف [A] وتضاعفت السرعة، تكون m=1.

أدخل تركيز المادة B (b): [B] هو التركيز المولي للمادة المتفاعلة B. قد يكون التفاعل من الرتبة الأولى بالنسبة لـ B أو غير ذلك. أدخل القيمة بوحدة المول/لتر (M).

الأسئلة الشائعة

رتبة التفاعل هي مجموع الأسس في قانون السرعة التجريبي (m+n)، وتُحدد تجريبياً من تغير السرعة مع التركيز. أما جزيئية التفاعل فهي عدد الجزيئات المتفاعلة في الخطوة المحددة للسرعة (آلية التفاعل). رتبة التفاعل يمكن أن تكون عدداً صحيحاً أو كسرياً أو حتى صفراً، بينما الجزيئية دائماً عدد صحيح (أحادية، ثنائية، ثلاثية). كما أن الرتبة تعتمد على شروط التفاعل، بينما الجزيئية ثابتة للخطوة الابتدائية. مثلاً، تفاعل تحلل N₂O₅ هو من الرتبة الأولى (مشابه لجزيئية وحيدة) لكن آلية التفاعل قد تتضمن خطوتين. من المهم التمييز بينهما لفهم آليات التفاعل.

ثابت السرعة k يعتمد بشدة على درجة الحرارة وفقاً لمعادلة أرهينيوس: k = A * exp(-Ea/RT) حيث A هو عامل التردد، Ea طاقة التنشيط، R ثابت الغازات، T درجة الحرارة المطلقة. كلما زادت درجة الحرارة، يزداد k بشكل كبير (أسياً) لأن الجزيئات تكتسب طاقة أكبر لتجاوز حاجز طاقة التنشيط. بالنسبة للعديد من التفاعلات، زيادة درجة الحرارة بمقدار 10 درجات مئوية تضاعف السرعة (قاعدة فانت هوف التقريبية). لكن هذا يعتمد على قيمة Ea؛ فكلما كانت طاقة التنشيط أكبر، كان تأثير درجة الحرارة أقوى. يمكن حساب k عند درجات حرارة مختلفة باستخدام الصيغة ln(k2/k1) = (Ea/R)(1/T1 - 1/T2).

عندما تكون رتبة التفاعل صفراً بالنسبة لمادة متفاعلة، فإن تغير تركيزها لا يؤثر على سرعة التفاعل. يحدث ذلك عندما يكون التفاعل مستقلاً عن تركيز تلك المادة في ظروف معينة. مثلاً، في التفاعلات الحفزية حيث يكون السطح مشبعاً بالمادة المتفاعلة (حفز غير متجانس)، تكون سرعة التفاعل محدودة بعدد المواقع النشطة على السطح وليس بتركيز المادة في الطور الغازي أو السائل. مثال آخر: تفاعل تحلل بعض المواد على سطح صلب حيث يكون التركيز عالياً لدرجة أن كل المواقع مشغولة. أيضاً، في التفاعلات الكيميائية الضوئية، تعتمد السرعة على شدة الضوء وليس على تركيز المادة. لذلك، رتبة الصفر تعني أن آلية التفاعل لا تعتمد على تصادمات تلك المادة.

وحدة k تعتمد على الرتبة الكلية للتفاعل (n_total = m+n). بشكل عام، وحدة سرعة التفاعل هي M·s⁻¹ (مول/لتر·ثانية)، ووحدة التركيز M. من قانون السرعة rate = k [A]^m [B]^n، نحصل على: M·s⁻¹ = وحدة k * M^(m+n). إذن وحدة k = M^(1 - (m+n)) · s⁻¹. للرتبة الصفرية: M·s⁻¹ (لأن 1-0=1). للرتبة الأولى: s⁻¹ (لأن 1-1=0). للرتبة الثانية: M⁻¹·s⁻¹ (لأن 1-2=-1). للرتبة الثالثة: M⁻²·s⁻¹. وهكذا. من المهم استخدام الوحدات الصحيحة عند حساب k من البيانات التجريبية.

حساب قانون السرعة

أدخل القيم

خطوات الاستخدام

أمثلة محلولة

أمثلة محسوبة

الأسئلة الشائعة

أدخل القيم

خطوات الاستخدام

1تفاعل: 2NO(g) + O₂(g) → 2NO₂(g). إذا كان ثابت السرعة k = 1.5 × 10⁻⁴ M⁻²·s⁻¹، و [NO] = 0.02 M، و [O₂] = 0.01 M، و رتبة التفاعل بالنسبة لـ NO هي 2، وبالنسبة لـ O₂ هي 1. احسب سرعة التفاعل.

أمثلة محسوبة

الأسئلة الشائعة