Rate equation
http://dbpedia.org/resource/Rate_equation an entity of type: Abstraction100002137
L'equació cinètica d'una reacció química és una equació que relaciona la velocitat de reacció amb les concentracions o les pressions dels reactius i paràmetres constants.
rdf:langString
化学反应速率方程是利用反应物浓度或分压计算化学反应的反应速率的方程。对于一个化学反应 ，化学反应速率方程（与复杂反应速率方程相比较）的一般形式写作： 在这个方程中，表示一种给定的反应物的活度，单位通常为摩尔每升（mol/L），但在实际计算中有时也用浓度代替（若该反应物为气体，表示分压，单位为帕斯卡 (Pa）。表示这一反应的速率常数，与温度、离子活度、光照、固体反应物的接触面积、反应活化能等因素有关，通常可通过阿累尼乌斯方程计算出来，也可通过实验测定。 指数、为反应级数，取决于反应历程。在基元反应中，反应级数等于化学计量数。但在非基元反应中，反应级数与化学计量数不一定相等。 复杂反应速率方程可能以更复杂的形式出现，包括含多项式的分母。 上述速率方程的一般形式是速率方程的微分形式，它可以从反应机理导出，而且能明显表示出浓度对反应速率的影响，便于进行理论分析。将它积分便得到速率方程的积分形式，即反应物／产物浓度与时间的函数关系式。
rdf:langString
معادلة معدل التفاعلأو معادلة سرعة التفاعل في الكيمياء هي معادلة تربط بين معدل التفاعل (أي سرعته) وتركيز المواد الداخلة في التفاعل في حالة تفاعل في محلول سائل . وتربط هذه المعادلة بالنسبة للتفاعل يجري في حالة غازية بين سرعة التفاعل والضغوط الجزئية للغازات المتفاعلة، أي أنه في حالة الغازات نعوض بالضغط الجزئي لكل مادة داخلة في التفاعل بدلا من تركيزها. وللحصول على معادلة المعدل لتفاعل معين فإننا نقرن بين معدل التفاعل وتوازن الكتلة في النظام.وعلى وجه العموم فبالنسبة إلى التفاعل البسيط: xA + yB → C حيث يتم التفاعل في خطوة واحدة (ولذلك يسمى تفاعل بسيط) ، يكون :
rdf:langString
Rychlostní rovnice matematicky popisuje rychlost chemické reakce. Pro obecnou rovnici n A + m B → C + D je její tvar: [X] označuje koncentraci látky X, obvykle v mol·dm−3, a k(T) je rychlostní konstanta, jejíž hodnota ale není konstantní. Silně závisí na mnoha faktorech, především na teplotě.
rdf:langString
Ο νόμος της ταχύτητας αναφέρεται στην εξάρτηση της ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης από τις συγκεντρώσεις των προϊόντων και των αντιδρώντων της χημικής αντίδρασης. Η ταχύτητα χημικής αντίδρασης είναι το μέγεθος που εκφράζει πόσο γρήγορα γίνεται μια χημική αντίδραση. Σε μία χημική αντίδραση ορίζονται τόσες ταχύτητες, όσα και τα αντιδρώντα και τα προϊόντα της αντίδρασης. Η ταχύτητα κατανάλωσης ενός αντιδρώντος ή σχηματισμού ενός προϊόντος ορίζεται ως ο της συγκέντρωσής του.
rdf:langString
Ratengleichungen sind Gleichungen, welche bei gekoppelten chemischen Reaktionen den zeitlichen Konzentrationsverlauf verschiedener chemischer Stoffe beschreiben, oder bei An- und Abregungsprozessen den Besetzungsverlauf der Energieniveaus in Atomen oder Molekülen. Ratengleichungen beschreiben die Reaktionskinetik. Die Änderungsrate der Konzentration einer Spezies ist die Summe der Änderungsraten der Konzentrationen, welche durch verschiedene Reaktionen hervorgerufen werden: , . Dadurch ergibt sich die Ratengleichung als: wobei
rdf:langString
In chemistry, the rate law or rate equation for a reaction is an equation that links the initial or forward reaction rate with the concentrations or pressures of the reactants and constant parameters (normally rate coefficients and partial reaction orders). For many reactions, the initial rate is given by a power law such as
rdf:langString
Hukum laju atau persamaan laju pada suatu reaksi kimia adalah suatu persamaan yang menghubungkan laju reaksi dengan konsentrasi atau tekanan pada reaktan serta parameter konstannya (biasanya koefisien laju dan orde reaksi parsial). Untuk banyak reaksi laju didefinisikan dengan hukum pemangkatan seperti Persamaan laju merupakan suatu persamaan diferensial dan dapat diintegralkan untuk memperoleh persamaan laju terintegralkan yang menghubungkan konsentrasi reaktan atau produk terhadap waktu.
rdf:langString
In chimica, l'equazione cinetica è l'equazione che rappresenta l'andamento della velocità di reazione in funzione delle concentrazioni dei suoi reagenti e dei suoi prodotti. Data una generica reazione diretta: e definita la velocità di reazione in forma differenziale come: L'equazione cinetica è osservata sperimentalmente ed ha una forma generica Anche il coefficiente k(T) viene misurato sperimentalmente; viene chiamato costante di velocità o costante specifica di velocità ed è legato alla temperatura in modo esponenziale tramite la relazione: a questo punto, sapendo che:
rdf:langString
화학 반응에서 반응 속도 법칙(영어: rate law), 또는 반응 속도식(영어: rate equation)은 반응 속도를 반응물의 농도 또는 압력을 상수 인자(일반적으로 반응 계수와 부분적인 반응 차수로 이뤄져 있다)로 표현한 것이다. 많은 반응에서 속도는 다음과 같이 지수 법칙에 따라 주어진다: 이 때, [A]와 [B]는 물질 A와 B의 농도를 나타낸다(보통 리터 당 몰(몰 농도, M)을 사용한다). 지수 x와 y는 각각 A와 B에 대한 부분적 반응 차수이고, 전체 반응 차수는 지수들의 합이다. 지수는 보통 자연수이지만, 0이나 분수, 혹은 음수도 쓸 수 있다. 상수 k는 반응의 속도 상수, 또는 반응 계수로 단위는 반응의 차수에 따라 달라진다. 그 값은 온도나, 이온 강도, 흡착면의 표면적, 혹은 광 조사와 같은 조건에 의해 결정된다. 은 반응 차수가 각각의 반응물의 화학양론계수와 같다. 전체 반응 차수, 즉, 반응물의 화학양론계수의 합은 기본 반응의 와 같다. 복합 (다단계) 반응은 반응 차수가 화학양론계수와 같을 수도 있고 아닐 수도 있다.
rdf:langString
化学反応の反応速度式（はんのうそくどしき、英語: rate equation）あるいは速度式（rate law）とは、反応速度と反応物の濃度または圧力および定数パラメーター（主に反応速度定数と反応次数 ）の関係式である。多くの反応では、反応速度rは次のような指数関数で与えられる。 ただし、[A]と[B]は化学種AおよびBの濃度を表し、通常モル濃度で表記される。xとyは反応次数を構成する値で、実験によってのみ求められる。xとyは化学反応式における係数と一致しない場合も多い。また定数kはその反応の反応速度係数または反応速度定数と呼ばれる。kの値は温度、イオン強度、吸着体における表面積や光照射になどに依存する。 反応段階の1つとなる素反応(英語版)では、反応速度はより、モル濃度に比例することがわかる。例えば、2分子による素反応A + B → Pの場合、それぞれの反応物では1次反応、反応全体では2次反応となり、反応速度式はとなる。多段階反応では、それぞれの素反応の反応速度はその反応の反応物のモル濃度の積に比例するが、全体ではそうなるとは限らない。 多段階反応であると考えられている反応の反応速度式は、化学反応の機構および、考えられる式と実験結果を比較して、準定常状態を用いて理論的に導かれることが多い。反応式が分数次になることもあり、反応中間体の濃度にも依存する場合がある。
rdf:langString
Równanie kinetyczne – zależność szybkości reakcji chemicznej, r, od stężenia reagentów i temperatury, a w przypadku reakcji chemicznych przebiegającej w fazie gazowej, dodatkowo od ciśnienia. Najczęściej przyjmuje ono postać gdzie: – stała szybkości reakcji wyrażona zwykle równaniem Arrheniusa, – temperatura, – nieznana funkcja stężenia reagentów wyznaczana na drodze doświadczalnej (jednomian/dwumian potęgowy, ułamek wymierny, suma ułamków wymiernych itp.).
rdf:langString
A equação de taxa ou "lei" de taxa ou equação de velocidade para uma reação química é uma equação que relaciona a taxa de reação com concentrações ou pressões de reagentes e parâmetros constantes (normalmente coeficientes de taxa e ordens de reação parciais. Para determinar a equação de taxa para um sistema particular combina-se a taxa de reação com um balanço de massa para o sistema. Para a reação genérica mA + nB → C sem etapas intermediárias em seu mecanismo de reação (isto é, uma reação elementar), a taxa é dada por
rdf:langString
rdf:langString
معادلة معدل التفاعل
rdf:langString
Equació cinètica
rdf:langString
Rychlostní rovnice
rdf:langString
Ratengleichung
rdf:langString
Νόμος της ταχύτητας
rdf:langString
Persamaan laju
rdf:langString
Equazione cinetica
rdf:langString
반응 속도식
rdf:langString
反応速度式
rdf:langString
Rate equation
rdf:langString
Równanie kinetyczne reakcji chemicznej
rdf:langString
Equação de taxa
rdf:langString
速率方程
xsd:integer
1677334
xsd:integer
1117233264
rdf:langString
L'equació cinètica d'una reacció química és una equació que relaciona la velocitat de reacció amb les concentracions o les pressions dels reactius i paràmetres constants.
rdf:langString
معادلة معدل التفاعلأو معادلة سرعة التفاعل في الكيمياء هي معادلة تربط بين معدل التفاعل (أي سرعته) وتركيز المواد الداخلة في التفاعل في حالة تفاعل في محلول سائل . وتربط هذه المعادلة بالنسبة للتفاعل يجري في حالة غازية بين سرعة التفاعل والضغوط الجزئية للغازات المتفاعلة، أي أنه في حالة الغازات نعوض بالضغط الجزئي لكل مادة داخلة في التفاعل بدلا من تركيزها. وللحصول على معادلة المعدل لتفاعل معين فإننا نقرن بين معدل التفاعل وتوازن الكتلة في النظام.وعلى وجه العموم فبالنسبة إلى التفاعل البسيط: xA + yB → C حيث يتم التفاعل في خطوة واحدة (ولذلك يسمى تفاعل بسيط) ، يكون : حيث [A] و[B] تعبران عن تركيز كل من A و B في المحلول على التوالي.
rdf:langString
Rychlostní rovnice matematicky popisuje rychlost chemické reakce. Pro obecnou rovnici n A + m B → C + D je její tvar: [X] označuje koncentraci látky X, obvykle v mol·dm−3, a k(T) je rychlostní konstanta, jejíž hodnota ale není konstantní. Silně závisí na mnoha faktorech, především na teplotě. Exponenty n' a m' se nazývají řády reakce a závisí na reakčním mechanismu. Stechiometrické koeficienty a reakční řády se u jednoduchých reakcí shodují. Reakční řád jednoho reakčního kroku odpovídá (počet molekul, které se musí srazit, aby došlo k reakci) daného kroku. Pokud je koncentrace jednoho z reaktantů konstantní (např. rozpouštědlo při solvolýze), lze ji zahrnout do rychlostní konstanty. Tím dojde ke zjednodušení rychlostní rovnice: . Reakce druhého řádu je převedena na reakci pseudoprvního řádu.
rdf:langString
Ratengleichungen sind Gleichungen, welche bei gekoppelten chemischen Reaktionen den zeitlichen Konzentrationsverlauf verschiedener chemischer Stoffe beschreiben, oder bei An- und Abregungsprozessen den Besetzungsverlauf der Energieniveaus in Atomen oder Molekülen. Ratengleichungen beschreiben die Reaktionskinetik. Die Änderungsrate der Konzentration einer Spezies ist die Summe der Änderungsraten der Konzentrationen, welche durch verschiedene Reaktionen hervorgerufen werden: , wobei die betrachtete Spezies, ihre Konzentration und ein Index ist, der über alle auftretenden Reaktionen (also auch jeweils über die Hin- und Rückreaktion) läuft. ist die Reaktionsgeschwindigkeit der Reaktion . Die Reaktionsgeschwindigkeit ist proportional zum Produkt der Eduktaktivitäten der Reaktion , mit der Geschwindigkeitskonstante der Reaktion als Proportionalitätskonstante: . Dadurch ergibt sich die Ratengleichung als: wobei
* die Aktivität der Spezies – häufig wird vereinfachend die Konzentration verwendet –,
* die stöchiometrischen Koeffizienten der Spezies in der Reaktion ,
* die Beträge der stöchiometrischen Koeffizienten, falls die Ratengleichung mit Aktivitäten aufgestellt ist, oder die partiellen Reaktionsordnungen der Spezies in der Reaktion (im Allgemeinen ungleich den stöchiometrischen Koeffizienten), falls die Ratengleichung mit Konzentrationen aufgestellt ist,
* die Ratenkoeffizienten (i. A. Geschwindigkeitskonstanten),
* die Anzahl der Reaktionen und
* die Anzahl der beteiligten Stoffe in der Reaktion ist. Bei den Ratengleichungen handelt es sich im Allgemeinen um ein System von gekoppelten, steifen, nichtlinearen Differentialgleichungen erster Ordnung, für die die Bausteinerhaltung gelten muss. Im stationären Fall ergibt sich das Massenwirkungsgesetz. Ratengleichungen können kompakt mithilfe der Stöchiometrischen Matrix dargestellt werden. Durch Lösung der Differentialgleichungen erhält man den zeitlichen Verlauf der mittleren Konzentrationen. Um Realisierungen der Konzentrationen inklusive Fluktuationen zu erhalten, können stochastische Simulationen mit dem ausgeführt werden.
rdf:langString
Ο νόμος της ταχύτητας αναφέρεται στην εξάρτηση της ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης από τις συγκεντρώσεις των προϊόντων και των αντιδρώντων της χημικής αντίδρασης. Η ταχύτητα χημικής αντίδρασης είναι το μέγεθος που εκφράζει πόσο γρήγορα γίνεται μια χημική αντίδραση. Σε μία χημική αντίδραση ορίζονται τόσες ταχύτητες, όσα και τα αντιδρώντα και τα προϊόντα της αντίδρασης. Η ταχύτητα κατανάλωσης ενός αντιδρώντος ή σχηματισμού ενός προϊόντος ορίζεται ως ο της συγκέντρωσής του. Οι ταχύτητες σχηματισμού και κατανάλωσης είναι ανάλογες μεταξύ τους. Κάθε μόριο προϊόντος που σχηματίζεται προϋποθέτει συγκεκριμένο αριθμό μορίων αντιδρώντων, όπως συνοδεύεται από συγκεκριμένο αριθμό μορίων των άλλων προϊόντων που σχηματίζονται. Για παράδειγμα στη χημική αντίδραση ένα μόριο οξυγόνου για να καταναλωθεί προϋποθέτει την κατανάλωση δύο μορίων υδρογόνου και την παραγωγή δύο μορίων νερού. Έτσι, υποχρεωτικά ο ρυθμός μεταβολλής της συγκέντρωσης του οξυγόνου είναι μισός από το ρυθμό μεταβολλής της συγκέντρωσης του υδρογόνου και μισός κατά μέτρο του ρυθμού σχηματισμού του νερού. Οι ταχύτητες κατανάλωσης των αντιδρώντων είναι αρνητικοί, γιατί οι συγκεντρώσεις τους μειώνονται, ενώ οι ρυθμοί παραγωγής των προϊόντων είναι θετικοί, γιατί οι συγκεντρώσεις τους αυξάνονται. Στο προηγούμενο παράδειγμα οι ταχύτητες συνδέονται με τις εξής σχέσεις:
rdf:langString
In chemistry, the rate law or rate equation for a reaction is an equation that links the initial or forward reaction rate with the concentrations or pressures of the reactants and constant parameters (normally rate coefficients and partial reaction orders). For many reactions, the initial rate is given by a power law such as where and express the concentration of the species and usually in moles per liter (molarity, ). The exponents and are the partial orders of reaction for and and the overall reaction order is the sum of the exponents. These are often positive integers, but they may also be zero, fractional, or negative. The constant is the reaction rate constant or rate coefficient of the reaction. Its value may depend on conditions such as temperature, ionic strength, surface area of an adsorbent, or light irradiation. If the reaction goes to completion, the rate equation for the reaction rate applies throughout the course of the reaction. Elementary (single-step) reactions and reaction steps have reaction orders equal to the stoichiometric coefficients for each reactant. The overall reaction order, i.e. the sum of stoichiometric coefficients of reactants, is always equal to the molecularity of the elementary reaction. However, complex (multi-step) reactions may or may not have reaction orders equal to their stoichiometric coefficients. This implies that the order and the rate equation of a given reaction cannot be reliably deduced from the stoichiometry and must be determined experimentally, since an unknown reaction mechanism could be either elementary or complex. When the experimental rate equation has been determined, it is often of use for deduction of the reaction mechanism. The rate equation of a reaction with an assumed multi-step mechanism can often be derived theoretically using quasi-steady state assumptions from the underlying elementary reactions, and compared with the experimental rate equation as a test of the assumed mechanism. The equation may involve a fractional order, and may depend on the concentration of an intermediate species. A reaction can also have an undefined reaction order with respect to a reactant if the rate is not simply proportional to some power of the concentration of that reactant; for example, one cannot talk about reaction order in the rate equation for a bimolecular reaction between adsorbed molecules:
rdf:langString
Hukum laju atau persamaan laju pada suatu reaksi kimia adalah suatu persamaan yang menghubungkan laju reaksi dengan konsentrasi atau tekanan pada reaktan serta parameter konstannya (biasanya koefisien laju dan orde reaksi parsial). Untuk banyak reaksi laju didefinisikan dengan hukum pemangkatan seperti dimana [A] dan [B] menyatakan konsentrasi spesi A dan B, berturut-turut (biasanya dalam mol per liter (molaritas, M)). Eksponen x dan y adalah orde reaksi parsial dan harus ditentukan secara eksperimen; keduanya tidak secara umum sama dengan koefisien stoikiometris. Konstanta k merupakan tetapan laju reaksi atau koefisien laju reaksi. Nilai koefisien k ini dapat bergantung pada kondisi seperti suhu, kekuatan ionik, luas permukaan dari suatu , atau iradiasi cahaya. Untuk reaksi elementer, yang terdiri dari satu tahap, orde reaksi sama dengan molekularitasnya sebagaimana diprediksi oleh teori tumbukan. Sebagai contoh, suatu reaksi elementer bimolekular A + B → produk akan memiliki orde kedua secara keseluruhan reaksi dan orde pertama pada setiap reaktan, dengan persamaan laju . Untuk reaksi banyak-tahap, orde dari setiap tahapan sama dengan molekularitasnya, namun hal ini tidak secara umum tepat bagi laju secara keseluruhan. Persamaan laju reaksi dengan asumsi mekanisme banyak-tahap terkadang dapat diturunkan secara teoritis menggunakan asumsi keadaan kuasi-tunak dari reaksi elementer yang mendasarinya, dan dibandingkan dengan persamaan laju eksperimen sebagai uji mekanisme yang diasumsikan. Persamaan tersebut mungkin melibatkan suatu orde fraksional, dan dapat bergantung pada konsentrasi dari suatu spesi antara. Persamaan laju merupakan suatu persamaan diferensial dan dapat diintegralkan untuk memperoleh persamaan laju terintegralkan yang menghubungkan konsentrasi reaktan atau produk terhadap waktu.
rdf:langString
화학 반응에서 반응 속도 법칙(영어: rate law), 또는 반응 속도식(영어: rate equation)은 반응 속도를 반응물의 농도 또는 압력을 상수 인자(일반적으로 반응 계수와 부분적인 반응 차수로 이뤄져 있다)로 표현한 것이다. 많은 반응에서 속도는 다음과 같이 지수 법칙에 따라 주어진다: 이 때, [A]와 [B]는 물질 A와 B의 농도를 나타낸다(보통 리터 당 몰(몰 농도, M)을 사용한다). 지수 x와 y는 각각 A와 B에 대한 부분적 반응 차수이고, 전체 반응 차수는 지수들의 합이다. 지수는 보통 자연수이지만, 0이나 분수, 혹은 음수도 쓸 수 있다. 상수 k는 반응의 속도 상수, 또는 반응 계수로 단위는 반응의 차수에 따라 달라진다. 그 값은 온도나, 이온 강도, 흡착면의 표면적, 혹은 광 조사와 같은 조건에 의해 결정된다. 은 반응 차수가 각각의 반응물의 화학양론계수와 같다. 전체 반응 차수, 즉, 반응물의 화학양론계수의 합은 기본 반응의 와 같다. 복합 (다단계) 반응은 반응 차수가 화학양론계수와 같을 수도 있고 아닐 수도 있다. 다단계 메커니즘으로 가정한 반응의 반응 속도식은 기본 반응의 준-정상 상태 가정을 이용해서 이론적으로 도출해내며, 살험적 반응 속도식과 비교해서 가정한 메커니즘을 검증한다. 이 식은 분수 차수일 수 있고, 의 농도에 의존할 수 있다. 어떤 반응은 단순히 어떤 반응물의 농도의 거듭제곱에 비례하지 않으면, 그 반응물에 대해 반응 차수가 정의되지 않을 수 있다. 예를 들어, 간의 이분자 반응에 대한 반응 속도식의 차수에 대해 논할 수는 없다:
rdf:langString
In chimica, l'equazione cinetica è l'equazione che rappresenta l'andamento della velocità di reazione in funzione delle concentrazioni dei suoi reagenti e dei suoi prodotti. Data una generica reazione diretta: e definita la velocità di reazione in forma differenziale come: in cui ξ viene detto "grado di avanzamento" della reazione, dξ è la variazione della concentrazione di un prodotto o di un reagente della stessa reazione nel tempo fratto il suo coefficiente stechiometrico. Questo vale anche per i reagenti ma poiché la loro concentrazione diminuisce nel tempo si mette il segno meno davanti alla derivata. L'equazione cinetica è osservata sperimentalmente ed ha una forma generica Gli esponenti a, b e c non coincidono necessariamente con i coefficienti stechiometrici della reazione e vengono determinati sperimentalmente (ordini parziali di reazione); conoscerli significa, oltre a prevedere l'andamento della reazione nel tempo, anche avere una buona indicazione sul meccanismo della reazione stessa. La somma di a, b e c - qualora coincidano con i coefficienti stechiometrici, viene detta ordine globale n di reazione. Va notato che solo raramente risulta n ≥ 3. Anche il coefficiente k(T) viene misurato sperimentalmente; viene chiamato costante di velocità o costante specifica di velocità ed è legato alla temperatura in modo esponenziale tramite la relazione: nota come equazione di Arrhenius in cui viene detto fattore pre-esponenziale e ΔE‡ energia di attivazione. è la costante universale dei gas. Per una trattazione più rigorosa bisogna inoltre inserire la dipendenza dell'energia di attivazione dalla temperatura T. Una tecnica impiegata per determinare sperimentalmente gli esponenti a, b e c dell'equazione cinetica consiste nel condurre la reazione in esame in presenza di un grande eccesso di tutte le specie coinvolte tranne una; questo fa sì che le concentrazioni delle specie presenti in eccesso non siano alterate in maniera apprezzabile dall'avanzare della reazione e quindi possano essere ragionevolmente considerate costanti. Nell'esempio della reazione generica precedente, supponendo di lavorare in presenza di un grande eccesso di B e C si ha a questo punto, sapendo che: confrontando l'andamento della concentrazione osservato sperimentalmente con quello teorico previsto dall'integrazione dell'equazione precedente, si può dedurre il valore dell'esponente a (seguono in tabella le integrazioni relative ad alcuni casi) Operando in maniera analoga per le specie chimiche B e C è possibile stabilire l'ordine di reazione e fare ipotesi sul meccanismo, dato che è molto probabile che l'ordine di reazione sia correlato agli urti tra le molecole che costituiscono il passaggio critico della reazione. Ad esempio, una reazione di terzo ordine la cui velocità abbia un andamento del tipo è probabile che abbia un meccanismo il cui passaggio critico è l'urto di due molecole di A con una molecola di B. Le ipotesi cinetiche sul meccanismo vengono successivamente integrate da altre evidenze sperimentali, tra queste quelle spettroscopiche e stereochimiche. Per ottenere l'equazione cinetica di reazioni complesse, che implicano la presenza di più intermedi, si ricorre sovente all'approssimazione dello stato stazionario, artificio che permette agevolmente di risolvere equazioni differenziali altrimenti più complesse e di minore praticità di utilizzo.
rdf:langString
化学反応の反応速度式（はんのうそくどしき、英語: rate equation）あるいは速度式（rate law）とは、反応速度と反応物の濃度または圧力および定数パラメーター（主に反応速度定数と反応次数 ）の関係式である。多くの反応では、反応速度rは次のような指数関数で与えられる。 ただし、[A]と[B]は化学種AおよびBの濃度を表し、通常モル濃度で表記される。xとyは反応次数を構成する値で、実験によってのみ求められる。xとyは化学反応式における係数と一致しない場合も多い。また定数kはその反応の反応速度係数または反応速度定数と呼ばれる。kの値は温度、イオン強度、吸着体における表面積や光照射になどに依存する。 反応段階の1つとなる素反応(英語版)では、反応速度はより、モル濃度に比例することがわかる。例えば、2分子による素反応A + B → Pの場合、それぞれの反応物では1次反応、反応全体では2次反応となり、反応速度式はとなる。多段階反応では、それぞれの素反応の反応速度はその反応の反応物のモル濃度の積に比例するが、全体ではそうなるとは限らない。 多段階反応であると考えられている反応の反応速度式は、化学反応の機構および、考えられる式と実験結果を比較して、準定常状態を用いて理論的に導かれることが多い。反応式が分数次になることもあり、反応中間体の濃度にも依存する場合がある。 反応速度式は微分方程式の形で表されており、両辺を積分して反応物や生成物の濃度を時間の関数で表す積分形反応速度式を得ることもできる。
rdf:langString
Równanie kinetyczne – zależność szybkości reakcji chemicznej, r, od stężenia reagentów i temperatury, a w przypadku reakcji chemicznych przebiegającej w fazie gazowej, dodatkowo od ciśnienia. Najczęściej przyjmuje ono postać gdzie: – stała szybkości reakcji wyrażona zwykle równaniem Arrheniusa, – temperatura, – nieznana funkcja stężenia reagentów wyznaczana na drodze doświadczalnej (jednomian/dwumian potęgowy, ułamek wymierny, suma ułamków wymiernych itp.). Równanie kinetyczne jest niezbędne przy projektowaniu reaktorów chemicznych (prawa strona bilansu masy). Postać równania kinetycznego nie zależy od sposobu przeprowadzenia eksperymentu.
rdf:langString
A equação de taxa ou "lei" de taxa ou equação de velocidade para uma reação química é uma equação que relaciona a taxa de reação com concentrações ou pressões de reagentes e parâmetros constantes (normalmente coeficientes de taxa e ordens de reação parciais. Para determinar a equação de taxa para um sistema particular combina-se a taxa de reação com um balanço de massa para o sistema. Para a reação genérica mA + nB → C sem etapas intermediárias em seu mecanismo de reação (isto é, uma reação elementar), a taxa é dada por onde [A] e [B] expressam a concentração das espécies A e B, respectivamente (normalmente em moles por litro (molaridade)); m e n são os expoentes relacionados à equação balanceada mas NÃO necessariamente os coeficientes estequiométricos, embora a tais possam ser idênticos, e portanto tais expoentes sempre devem ser obtidos experimentalmente; e k é o coeficiente de taxa ou constante de taxa da reação. O valor deste coeficiente k depende de condições tais como temperatura, força iônica, área de superfície do absorvente ou intensidade de radiação luminosa. Para reações elementares, a equação de taxa pode ser derivada dos primeiros princípios usando teoria das colisões. A equação de taxa de uma reação com um mecanismo de múltiplas etapas não pode, em geral, ser deduzida dos coeficientes estequiométricos da reação inteira; isto deve ser determinado experimentalmente. A equação pode envolver coeficientes exponenciais fracionários, ou pode depender da concentração de espécies intermediárias. A taxa de equação é uma equação diferencial, e pode ser integrada para obter-se uma equação de taxa integrada que relaciona concentrações de reagentes ou produtos com o tempo. Se a concentração de um dos reagentes mantem-se constante (porque é um catalisador ou encontra-se em grande excesso com respeito aos outros reagentes) sua concentração pode ser incluida na constante de taxa ou constante de velocidade, obtendo uma pseudo constante: se B é o reagente cuja concentração é constante então . A equação de taxa de segunda ordem tem sido reduzida a uma equação de taxa de pseudo primeira ordem. Isto faz o tratamento para obter-se uma equação de taxa integrada muito mais fácil.
rdf:langString
化学反应速率方程是利用反应物浓度或分压计算化学反应的反应速率的方程。对于一个化学反应 ，化学反应速率方程（与复杂反应速率方程相比较）的一般形式写作： 在这个方程中，表示一种给定的反应物的活度，单位通常为摩尔每升（mol/L），但在实际计算中有时也用浓度代替（若该反应物为气体，表示分压，单位为帕斯卡 (Pa）。表示这一反应的速率常数，与温度、离子活度、光照、固体反应物的接触面积、反应活化能等因素有关，通常可通过阿累尼乌斯方程计算出来，也可通过实验测定。 指数、为反应级数，取决于反应历程。在基元反应中，反应级数等于化学计量数。但在非基元反应中，反应级数与化学计量数不一定相等。 复杂反应速率方程可能以更复杂的形式出现，包括含多项式的分母。 上述速率方程的一般形式是速率方程的微分形式，它可以从反应机理导出，而且能明显表示出浓度对反应速率的影响，便于进行理论分析。将它积分便得到速率方程的积分形式，即反应物／产物浓度与时间的函数关系式。
xsd:nonNegativeInteger
42189
