अभिक्रिया की दर
टक्कर से A + B → C: सांद्रता और तापमान तय करते हैं कि उत्पाद कितनी तेज़ी से बनता है।
उत्पाद बनाम समय
रीडआउट
What's happening
अणु तभी अभिक्रिया करते हैं जब वे पर्याप्त ऊर्जा से टकराते हैं। सांद्रता बढ़ाने से उतनी ही जगह में ज़्यादा अणु आ जाते हैं, इसलिए टक्करें ज़्यादा बार होती हैं। तापमान बढ़ाने से हर टक्कर के सफल होने की संभावना बढ़ती है (ज़्यादा अणु सक्रियण ऊर्जा पार कर लेते हैं)। दोनों का असर उत्पाद के ज़्यादा खड़े वक्र के रूप में दिखता है: शुरुआत में तेज़, और अभिकारक ख़त्म होने के साथ सपाट।
- rate = k [A] [B]
- k ∝ e−Ea / RT
सिलेबस में
- GCSE Chemistry AQA 4.6.1, Edexcel, OCRrates of reaction and collision theory
- A-Level Chemistrythe Arrhenius equation and activation energy
चैलेंज
पहले अनुमान लगाएँ: यहाँ अभिक्रिया को कौन ज़्यादा तेज़ करता है: A की मात्रा दोगुनी करना, या तापमान 100 K बढ़ाना? दोनों चलाएँ और उत्पाद के वक्रों की तुलना करें।
तापमान 100 K बढ़ाना जीतता है: दर स्थिरांक तापमान के साथ घातांकी रूप से बढ़ता है, जबकि A को दोगुना करने से सिर्फ़ टक्करों की आवृत्ति दोगुनी होती है।
इसे ठीक से सीखें
इस टॉपिक पर GCSE Combined and Separate Science के पाठ: हल किए गए स्टेप, फिर परीक्षा जैसे प्रश्न, हर बार नए अंकों के साथ। पाठ अंग्रेज़ी में हैं।
- Rate graphs and tangentsRates of reaction and equilibriumमुफ़्त
- Collision theory and the factors that change a rateRates of reaction and equilibriumPlus
- Required practical: concentration and rateRates of reaction and equilibriumPlus
पूरा कोर्स देखेंपूरा कोर्स, टॉपिक टेस्ट और मॉक परीक्षा Plus के साथ मिलते हैं। Plus देखें
अक्सर पूछे जाने वाले प्रश्न
What is collision theory?
Particles react only when they collide with at least the activation energy and the right orientation. Anything that makes successful collisions more frequent speeds the reaction up.
Why does temperature speed up a reaction so much?
Particles move faster and collide more often, but the bigger effect is that far more collisions have enough energy to react. The rate constant grows exponentially, k ∝ e−Ea/RT.
How does a catalyst work?
It gives the reaction a different route with a lower activation energy, so more collisions succeed. It is not used up.
How do I find the activation energy from two rate constants?
Use ln(k₂/k₁) = (Eₐ/R)(1/T₁ − 1/T₂). If k doubles between 300 K and 310 K, Eₐ = 8.314 × ln 2 / (1/300 − 1/310) = 53.6 kJ/mol. That is the old rule of thumb that 10 K doubles the rate. Pick Activation energy under Solve for to see each step.