معادلة معدل التفاعل

معادلة معدل التفاعلأو معادلة سرعة التفاعل في الكيمياء (بالإنجليزية: rate equation) هي معادلة تربط بين معدل التفاعل (أو سرعته) و تركيز المواد الداخلة في التفاعل في حالة تفاعل في محلول سائل . وتربط هذه المعادلة بالنسبة للتفاعل يجري في حالة غازية بين سرعة التفاعل و الضغوط الجزئية للغازات المتفاعلة ، أي أنه في حالة الغازات نعوض بالصضغط الجزئي لكل مادة داخلة في التفاعل بدلا من تركيزها.

وللحصول على معادلة المعدل لتفاعل معين فإننا نقرن بين معدل التفاعل و توازن الكتلة في النظام . 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.

تأكسد الهيدروجين

سنأخذ تفاعل أكسدة الهيدروجين للتوضيح حيث يتحد الهيدرةوجين مع الاكسجين ويكونا الماء:

$2H_2+O_2⟶2H_{2}O$

(معامل السرعة: $k_1$)

و يتفكك جزء من الماء طبقا للتفاعل  :

$2H_{2}O⟶H_3{O}^{+}+O{H}^{-}$

(معامل السرعة: $k_2$)

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

$\frac{d}{dt}[H_2]=-2k_1[H_2{]}^2[O_2]$

$\frac{d}{dt}[O_2]=-k_1[H_2{]}^2[O_2]$

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

$\frac{d}{dt}[H_3{O}^{+}]=+k_2[H_{2}O{]}^2$

$\frac{d}{dt}[O{H}^{-}]=+k_2[H_{2}O{]}^2$

نلاحظ اعتماد تلك العمليات الوسطية تعتمد على k1 , وk2 .

و تركيزات المشتقات:

$c_1\equiv [H_2],c_2\equiv [O_2],c_3\equiv [H_{2}O],c_4\equiv [H_3{O}^{+}],c_5\equiv [O{H}^{-}]$

اقرأ أيضا

• تركيز
• معدل التفاعل
• توازن دينامي
• توازن ترموديناميكي
• مول
• جزء مولي
• كتلة مولية
• ثابت معدل التفاعل
• درجة التفاعل

ملف:Nuvola apps edu science.svg

هذه بذرة مقالة عن الكيمياء تحتاج للنمو والتحسين، فساهم في إثرائها بالمشاركة في تحريرها.

rate equation]] ca:Equació cinètica cs:Rychlostní rovnice cy:Cyfradd_adwaith#Hafaliadau_cyfradd de:Ratengleichung el:Νόμος της ταχύτητας fa:معادله سرعت it:Equazione cinetica he:משוואת קצב hu:Felezési idő (kémiai reakció) mk:Равенка на брзина на реакција pl:Równanie kinetyczne reakcji chemicznej pt:Equação de taxa ro:Ecuația vitezei de reacție zh:速率方程