ثابت معدل التفاعل: التعريف والمعادلة

ال معدل ثابت هو عامل التناسب في قانون المعدل حركية الكيميائية الذي يربط التركيز المولي للمواد المتفاعلة بمعدل التفاعل. ومن المعروف أيضا باسم ثابت معدل التفاعل أو معامل معدل التفاعل ويشار إليه في معادلة بالحرف ك.

الوجبات الجاهزة الرئيسية: معدل ثابت

لتفاعل كيميائي عام:

aA + bB → cC + dD

ال معدل التفاعل الكيميائي يمكن حسابها على النحو التالي:

المعدل = ك [أ]^أ[ب]^ب

إعادة ترتيب الشروط ، ثابت المعدل هو:

ثابت المعدل (ك) = المعدل / ([أ]^أ[ب]^أ)

هنا ، k هو ثابت المعدل و [A] و [B] هي التركيزات المولية للمتفاعلات A و B.

يمثل الحرفان أ و ب ترتيب رد الفعل فيما يتعلق A وترتيب رد الفعل فيما يتعلق ب. يتم تحديد قيمهم تجريبيا. معا ، يعطون ترتيب رد الفعل ، ن:

أ + ب = ن

على سبيل المثال ، إذا كان مضاعفة تركيز A يضاعف معدل التفاعل أو يضاعف تركيز A أربع مرات معدل التفاعل ، فإن التفاعل يكون في المرتبة الأولى فيما يتعلق بـ A. ثابت المعدل هو:

k = المعدل / [A]

إذا قمت بمضاعفة تركيز A وزاد معدل التفاعل أربع مرات ، فإن معدل التفاعل يتناسب مع مربع تركيز A. رد الفعل هو الترتيب الثاني فيما يتعلق بـ A.

k = المعدل / [A]²

يمكن أيضًا التعبير عن ثابت المعدل باستخدام معادلة أرهينيوس:

ك = Ae^{-Ea / RT}

هنا ، A هو ثابت لتردد تصادمات الجسيمات ، Ea هو طاقة التفعيل للتفاعل ، R هو ثابت الغاز العالمي ، و T هو درجة الحرارة المطلقة. من معادلة Arrhenius ، من الواضح أن درجة الحرارة هو الرئيسي عامل يؤثر على معدل التفاعل الكيميائي. من الناحية المثالية ، يثبت ثابت المعدل لجميع المتغيرات التي تؤثر على معدل التفاعل.

تعتمد وحدات ثابت المعدل على ترتيب التفاعل. بشكل عام ، بالنسبة للتفاعل مع الترتيب a + b ، تكون وحدات ثابت المعدل مول^1−(م+ن)· لام^(م+ن)−1·س⁻¹

• للتفاعل بترتيب صفري ، يحتوي ثابت المعدل على وحدات مولية في الثانية (M / s) أو مول لكل لتر في الثانية (mol·L⁻¹·س⁻¹)
• لتفاعل الدرجة الأولى ، يحتوي ثابت المعدل على وحدات في الثانية من s^-1
• للتفاعل من الدرجة الثانية ، يحتوي ثابت المعدل على وحدات لتر لكل مول في الثانية (L · mol⁻¹·س⁻¹) أو (م⁻¹·س⁻¹)
• لرد فعل من الدرجة الثالثة ، يحتوي ثابت المعدل على وحدات من لتر مربعة لكل مربعات مول في الثانية (L²· مول⁻²·س⁻¹) أو (م⁻²·س⁻¹)

للتفاعلات ذات الترتيب الأعلى أو للتفاعلات الكيميائية الديناميكية ، يطبق الكيميائيون مجموعة متنوعة من محاكاة الديناميكيات الجزيئية باستخدام برامج الكمبيوتر. تتضمن هذه الطرق نظرية السرج المقسم ، وإجراءات بينيت تشاندلر ، وميليستونغ.

على الرغم من اسمه ، فإن ثابت المعدل ليس ثابتًا في الواقع. إنه صحيح فقط عند درجة حرارة ثابتة. يتأثر بإضافة أو تغيير محفز ، أو تغيير الضغط ، أو حتى عن طريق تقليب المواد الكيميائية. لا تنطبق إذا تغير أي شيء في التفاعل إلى جانب تركيز المواد المتفاعلة. أيضًا ، لا يعمل جيدًا إذا احتوى التفاعل على جزيئات كبيرة بتركيز عالٍ لأن معادلة Arrhenius تفترض أن المواد المتفاعلة هي مجالات مثالية تؤدي اصطدامات مثالية.

• كونورز ، كينيث (1990). حركية كيميائية: دراسة معدلات التفاعل في الحل. جون وايلي وأولاده. ردمك 978-0-471-72020-1.
• دارو ، يانوس ؛ ستيرلنغ ، أندراس (2014). "نظرية السرج المقسمة: فكرة جديدة لحساب المعدل الثابت". ج. كيم. نظرية الحوسبة. 10 (3): 1121–1127. دوى:10.1021 / ct400970y
• إسحاق ، نيل س. (1995). "القسم 2.8.3". الكيمياء العضوية الفيزيائية (الطبعة الثانية). هارلو: أديسون ويسلي لونجمان. ردمك 9780582218635.
• IUPAC (1997) مجموعة المصطلحات الكيميائية، الطبعة الثانية. ("الكتاب الذهبي").
• ليدلر ، ك. J. ، Meiser ، J.H. (1982). الكيمياء الفيزيائية. بنيامين / كامينغز. ردمك 0-8053-5682-7.