Tepkime hızları
Çarpışmayla A + B → C: derişim ve sıcaklık ürünün ne kadar hızlı oluştuğunu belirler.
Ürün - zaman
Ölçüm göstergeleri
What's happening
Moleküller ancak yeterli enerjiyle çarpıştıklarında tepkimeye girer. Derişimi artırmak aynı hacme daha fazla molekül sığdırır, bu yüzden çarpışmalar daha sık olur.
Sıcaklığı artırmak her çarpışmanın başarılı olma olasılığını yükseltir (daha fazla molekül aktivasyon enerjisini aşar). İkisi de daha dik bir ürün eğrisi olarak görünür: başta hızlı, tepkenler tükendikçe düzleşen.
- rate = k [A] [B]
- k ∝ e−Ea / RT
Müfredatta
- GCSE Chemistry AQA 4.6.1, Edexcel, OCRrates of reaction and collision theory
- A-Level Chemistrythe Arrhenius equation and activation energy
Görev
Önce tahmin et: burada tepkimeyi hangisi daha çok hızlandırır: A miktarını iki katına çıkarmak mı, sıcaklığı 100 K artırmak mı? İkisini de dene ve ürün eğrilerini karşılaştır.
Sıcaklığı 100 K artırmak kazanır: hız sabiti sıcaklıkla üstel olarak büyür, A'yı iki katına çıkarmak ise yalnızca çarpışma sıklığını iki katına çıkarır.
Bunu doğru dürüst öğren
Bu konuda GCSE Combined and Separate Science kursundan dersler: adım adım çözümler, ardından her seferinde yeni sayılarla sınav tarzı sorular. Dersler İngilizcedir.
- Rate graphs and tangentsRates of reaction and equilibriumÜcretsiz
- Collision theory and the factors that change a rateRates of reaction and equilibriumPlus
- Required practical: concentration and rateRates of reaction and equilibriumPlus
Kursun tamamını görKursun tamamı, konu testleri ve deneme sınavları Plus ile gelir. Plus'ı gör
SSS
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.