معادلة معدل التفاعل

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى: تصفح، ‏ ابحث

معادلة معدل التفاعلأو معادلة سرعة التفاعل في الكيمياء هي معادلة تربط بين معدل التفاعل (أي سرعته) وتركيز المواد الداخلة في التفاعل في حالة تفاعل في محلول سائل . وتربط هذه المعادلة بالنسبة للتفاعل يجري في حالة غازية بين سرعة التفاعل والضغوط الجزئية للغازات المتفاعلة ، أي أنه في حالة الغازات نعوض بالصضغط الجزئي لكل مادة داخلة في التفاعل بدلا من تركيزها. [1]

وللحصول على معادلة المعدل لتفاعل معين فإننا نقرن بين معدل التفاعل وتوازن الكتلة في النظام. [2] وعلى وجه العموم فبالنسبة إلى التفاعل البسيط:

xA + yB → C

حيث يتم التفاعل في خطوة واحدة (ولذلك يسمى تفاعل بسيط) ، يكون  :

r\; =\; k[\mathrm{A}]^x[\mathrm{B}]^y

حيث [A] و[B] تعبران عن تركيز كل من A و B في المحلول على التوالي.

أمثـلـة[عدل]

تأكسد الهيدروجين[عدل]

سنأخذ تفاعل أكسدة الهيدروجين للتوضيح حيث يتحد الهيدرة وجين مع الأكسجين ويكونا الماء:

      \displaystyle 2H_2 + O_2\longrightarrow 2H_2 O (معامل السرعة: \displaystyle k_1)

و يتفكك جزء من الماء طبقا للتفاعل  :

      \displaystyle 2H_2 O \longrightarrow H_3O^+ + O H ^- (معامل السرعة: \displaystyle k_2)

وتصبح معادلة المعدل (Gl.1) للخمسة أنواع من المشتقات ، كالآتي:

\frac{d}{dt}[H_2] = -2 k_1 [H_2]^2 [O_2]
\frac{d}{dt}[O_2] = -k_1 [H_2]^2 [O_2]
\frac{d}{dt}[H_2 O] = +2k_1 [H_2]^2 [O_2] - 2k_2[H_2 O]^2
\frac{d}{dt}[H_3 O^+] = +k_2[H_2 O]^2
\frac{d}{dt}[OH^-] = +k_2[H_2 O]^2

نلاحظ اعتماد تلك العمليات الوسطية تعتمد على k1 , وk2 .

و تركيزات المشتقات:

c_1 \equiv [H_2], \;\; c_2 \equiv [O_2], \;\; c_3 \equiv [H_2 O], \;\; c_4 \equiv [H_3 O^+], \;\; c_5 \equiv [OH^-]

المراجع[عدل]

  1. ^ IUPAC Gold Book definition of rate law. See also: According to IUPAC Compendium of Chemical Terminology.
  2. ^ Kenneth A. Connors Chemical Kinetics, the study of reaction rates in solution, 1991, VCH Publishers. This book contains most of the rate equations in this article and their derivation.

اقرأ أيضا[عدل]

Nuvola apps edu science.svg هذه بذرة مقالة عن الكيمياء تحتاج للنمو والتحسين. ساهم في إثرائها بالمشاركة في تحريرها.