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).
أدخل رتبة التفاعل بالنسبة للمادة B (n): رتبة التفاعل الجزئية لـ B. مجموع m+n يعطي الرتبة الكلية للتفاعل. مثلاً، إذا كانت m=1 و n=2، فالرتبة الكلية 3 (تفاعل من الدرجة الثالثة).
أمثلة محلولة
تطبيقات عملية على حساب قانون السرعة بخطوات الحل كاملة.
الحل
نستخدم قانون السرعة: rate = k [NO]² [O₂]¹. نعوض القيم: rate = (1.5 × 10⁻⁴) × (0.02)² × (0.01) = (1.5 × 10⁻⁴) × (4 × 10⁻⁴) × (0.01) = (1.5 × 4 × 0.01) × 10⁻⁸ = 0.06 × 10⁻⁸ = 6 × 10⁻¹⁰ M/s. وحدات السرعة هي مول/لتر·ثانية (M/s). لاحظ أن الرتبة الكلية 3، لذا وحدة k هي M⁻²·s⁻¹، مما يعطي سرعة بوحدة M/s بعد ضربها بتركيزات مرفوعة لأسسها.
الحل
قانون السرعة: rate = k [N₂O₅]¹. نعوض القيم: rate = (3.2 × 10⁻⁴) × (0.1) = 3.2 × 10⁻⁵ M/s. لاحظ أن وحدة k هي s⁻¹ لأن الرتبة الكلية 1، مما يعطي سرعة مباشرة بوحدة M/s. هذا التفاعل من الدرجة الأولى، لذا يمكننا أيضاً استخدام قانون السرعة المتكامل لحساب التركيز بعد زمن معين.
أمثلة محسوبة
قيم مُدخَلة ونتيجة محسوبة فعليًا بواسطة حساب قانون السرعة.
قيم مُدخَلة قياسية
- k
- 0.01
- A
- 1
- m
- 1
- B
- 1
- n
- 1
قيم مُدخَلة مرتفعة
- k
- 0.02
- A
- 1.7
- m
- 1.7
- B
- 1.7
- n
- 1.7
قيم مُدخَلة منخفضة
- k
- 0
- A
- 0.2
- m
- 0.2
- B
- 0.2
- n
- 0.2
قيم مُدخَلة قياسية
- k
- 0.5
- A
- 2
- m
- 2
- B
- 5
- n
- 1
قيم مُدخَلة مرتفعة
- k
- 10
- A
- 10
- m
- 10
- B
- 10
- n
- 10