ما هي حاسبة قانون معدل التفاعل؟
يربط قانون المعدل (أو معادلة السرعة) بين سرعة التفاعل الكيميائي وتراكيز المواد المتفاعلة فيه. ففي تفاعل عام يضم المتفاعلين A و B، يُعبَّر عن المعدل بالصيغة \( \text{rate} = \text{k} \cdot [\text{A}]^{\text{m}} \cdot [\text{B}]^{\text{n}} \)، حيث يمثّل k ثابت السرعة، و[A] و[B] التركيزين الموليين، بينما يمثّل m وn رتبتي التفاعل بالنسبة لكل متفاعل. تحسب هذه الأداة هذه الصيغة على الفور، كما تعطيك الرتبة الكلية للتفاعل وهي \( m + n \).
كيفية الاستخدام
أدخل ثابت السرعة k، ثم تركيز المتفاعل A ورتبته، واختياريًا تركيز المتفاعل B ورتبته. إذا كان تفاعلك يعتمد على متفاعل واحد فقط، اجعل رتبة المتفاعل الثاني تساوي 0 (عندها يصبح حدّه مساويًا للواحد ولا يؤثر في النتيجة). تعرض لك الأداة معدل التفاعل اللحظي إلى جانب قيمة كل حدّ تركيزي حتى ترى مدى مساهمته في النتيجة.
شرح الصيغة
تُحدَّد رتب التفاعل تجريبيًا، لا من معاملات المعادلة الموزونة. فالحدّ من الرتبة الصفرية يساهم بعامل قدره 1 أيًّا كان التركيز؛ والحدّ من الرتبة الأولى يتناسب طرديًا مع التركيز؛ أما الحدّ من الرتبة الثانية فيتناسب مع مربّع التركيز. ويحمل ثابت السرعة k وحدات تعتمد على الرتبة الكلية، بحيث يخرج المعدل دائمًا بوحدة \( \text{mol} \cdot \text{L}^{-1} \cdot \text{s}^{-1} \).
مثال محلول
لنفترض أن \( k = 0.5 \)، و\( [A] = 2 \ \text{mol/L} \) برتبة \( m = 2 \)، و\( [B] = 3 \ \text{mol/L} \) برتبة \( n = 1 \). عندئذٍ يكون \( [A]^2 = 4 \) و\( [B]^1 = 3 \)، ومن ثَمّ $$ \text{rate} = 0.5 \times 4 \times 3 = 6 \ \text{mol} \cdot \text{L}^{-1} \cdot \text{s}^{-1} $$ أما الرتبة الكلية فهي \( 2 + 1 = 3 \).
الأسئلة الشائعة
هل يمكن أن تكون رتب التفاعل كسرية أو سالبة؟ نعم — قد تكون الرتب المحدَّدة تجريبيًا كسورًا أو حتى قيمًا سالبة؛ وتقبل هذه الحاسبة أي قيمة حقيقية عبر دالة الأُسّ.
ماذا لو كان لديّ متفاعل واحد فقط؟ اترك قيمة [B] كما هي واجعل رتبته n تساوي 0، فيصبح حدّ [B] مساويًا للواحد.
كيف أجد ثابت السرعة k؟ قِس المعدل والتراكيز في تجربة ثم أعد ترتيب قانون المعدل: \( k = \text{rate} / ([\text{A}]^{\text{m}} \cdot [\text{B}]^{\text{n}}) \).
