ملخص قوانين سرعة التفاعلات، الكيمياء

أثر التراكيز في سرعة التفاعل

• ولتحويل علاقة التناسب إلى علاقة مساواة، يتم إدخال ثابت التناسب الذي يسمى ثابت سرعة التفاعل ⁦(k)⁩، لنحصل على القانون العام لسرعة التفاعل كالآتي: $R = k [A]^x [B]^y$

رتبة التفاعل

• رتبة التفاعل: الأسّ المرفوع تركيزُها إليه في قانون سرعة التفاعل، وتبيّن أثر تغير تركيز المادة المتفاعلة في سرعة التفاعل
• الرتبة الكلية للتفاعل: مجموع رتب المواد المتفاعلة ⁦x + y⁩ في قانون سرعة التفاعل
• قانون سرعة التفاعل: العلاقة بين سرعة التفاعل ⁦R⁩ وتراكيز المواد المتفاعلة عند درجة حرارة ثابتة
• ويُعبَّر عن قانون سرعة التفاعل بحاصل ضرب ثابت سرعة التفاعل ⁦k⁩ في تراكيز المواد المتفاعلة مرفوعة لقوّة تُسمّى رتبة التفاعل لكل مادة متفاعلة: $R = k [A]^x [B]^y$
• عندما تكون قيمة الرتبة ⁦x⁩ أو ⁦y⁩ صفرًا، فهذا يعني أن التفاعل من الرتبة الصفرية للمادة المتفاعلة ⁦A⁩ أو ⁦B⁩.
• إذا كانت قيمة رتبة ⁦x⁩ أو ⁦y⁩ تساوي 1، فإن التفاعل يكون من الرتبة الأولى لتلك المادة المتفاعلة.
• إذا كانت قيمة رتبة ⁦x⁩ أو ⁦y⁩ تساوي 2؛ فإن التفاعل يكون من الرتبة الثانية لتلك المادة، وهكذا.

طريقة الرسم البياني

• بعد قياس تراكيز المادة المتفاعلة التي اختيرت تجريبيًّا، نرسم بيانيًّا العلاقة بين التركيز مقابل زمن التفاعل.
• بما أن ميل المماس للمنحنى عند تركيز معين يساوي سرعة التفاعل عند هذا التركيز؛ فإنه يمكن حساب سرعات مختلفة للتفاعل عند تراكيز معينة.
• بعد ذلك يُرسَم رسم بياني آخر يُبيّن سرعة التفاعل مقابل تركيز المادة المتفاعلة.

الرتبة الصفرية

• ويبين الشكل البياني ⁦(9/b)⁩ علاقة خط مستقيم بين سرعة التفاعل مقابل التركيز، ويشير ذلك إلى أن سرعة التفاعل لا تتأثر بتركيز المادة $\ce{N2O}$، وبهذا يكون قانون السرعة لهذا التفاعل: $R = k$

الرتبة الأولى

• ومثال ذلك تحلل فوق أكسيد الهيدروجين $\ce{H2O2}$ وفق المعادلة الآتية: $\ce{2H2O2(aq) ->[\Delta] 2H2O(l) + O2(g)}$
• يتضح من الشكل أن الخطوط المنقطة ⁦A.B.C.D⁩ تمثل المماس عند تراكيز محددة، وبحساب ميل المماس يمكن حساب سرعة هذا التفاعل عند تلك التراكيز من العلاقة الآتية: $R = -\frac{\Delta[H_2O_2]}{\Delta t}$

طريقة السرعة الابتدائية

• ألاحظ أن تركيز المادة ⁦A⁩ في التجربة رقم (2) هو ضعف تركيزها في التجربة رقم (1).
• ألاحظ أيضًا أن سرعة التفاعل في التجربة رقم (2) كانت ضعفها في التجربة رقم (1)؛ أي أن نسبة الزيادة في تركيز المادة هي نسبة الزيادة نفسها في سرعة التفاعل.
• ألاحظ أن تركيز المادة ⁦B⁩ في التجربة رقم (3) هو ضعف تركيزها في التجربة رقم (1).
• ألاحظ أيضًا أن سرعة التفاعل في التجربة رقم (3) تزداد أربع مرات عنها في التجربة رقم (1)؛ أي أن نسبة الزيادة في سرعة التفاعل تساوي مُربَّع نسبة الزيادة في تركيز المادة.
• وبهذا أتوصل إلى قانون السرعة لهذا التفاعل: $R = k[A][B]^2$