آخر تحديث: 2026-06-16

يقيس متوسط سرعة التفاعل مدى سرعة مضيّ التفاعل عبر فترة زمنية محدودة، مُعبَّرًا عنه بتغيّر في التركيز لكل وحدة زمن. وهو أول كمية تُقدَّم في حركية التفاعلات الكيميائية لأنه يُقرأ مباشرة من قياسي تركيز. وتحسب هذه الحاسبة متوسط السرعة وتُعايِره بالمعامل المكافئ، فتصف القيمة التفاعل ككل لا متفاعلًا أو ناتجًا بعينه.

تعبير السرعة

لنوع $A$ معامله المكافئ $a$ في المعادلة الموزونة، تكون سرعة التفاعل:

$\text{rate} = \frac{1}{a}\,\frac{\lvert\Delta[A]\rvert}{\Delta t}$

وهنا $\Delta[A]$ التغيّر في التركيز و$\Delta t$ الزمن المنقضي. تُستهلَك المتفاعلات وتتكوّن النواتج، فيكون $\Delta[A]$ سالبًا لأحدهما وموجبًا للآخر؛ وأخذ المقدار يبقي السرعة المُبلَّغة موجبة.

لماذا نقسم على المعامل

في التفاعل $2A \rightarrow B$ يختفي المتفاعل $A$ بضعف سرعة ظهور $B$. ولو تابعت كل نوع على حدة لحصلت على رقمين مختلفين للتفاعل نفسه. وقسمة سرعة كل نوع على معامله تحلّ هذا، فتعطي سرعة تفاعل واحدة متطابقة أيًا كان النوع المقيس.

مثال محلول

لنفترض أن تركيز متفاعل معامله المكافئ واحد ينخفض من $0.50\ \mathrm{M}$ إلى $0.20\ \mathrm{M}$ خلال 10 ثوانٍ:

يستهلك التفاعل النوع بمتوسط 0.030 مول لكل لتر في كل ثانية خلال تلك الفترة.

المتوسط مقابل اللحظي

يمتد المتوسط عبر فترة قابلة للقياس، أما السرعة اللحظية فهي ميل منحنى التركيز–الزمن عند لحظة واحدة. وبما أن معظم التفاعلات تتباطأ مع استنفاد المتفاعلات، يقع المتوسط عبر فترة عادةً بين السرعة الأعلى في البداية والأدنى في النهاية. ولنمذجة كيفية تغيّر التركيز تغيّرًا مستمرًا، انتقِل إلى قوانين السرعة التكاملية: حاسبة قانون السرعة التكاملي من الرتبة الأولى وحاسبة قانون السرعة التكاملي من الرتبة الثانية وحاسبة قانون السرعة التكاملي من الرتبة الصفرية.