Физическая химия

Калькулятор химической
кинетики онлайн

Рассчитайте константу скорости реакции, концентрацию вещества в любой момент времени, период полураспада и энергию активации. Поддержка кинетики нулевого, первого и второго порядка, уравнение Аррениуса.

⚗️

Калькулятор химической кинетики

Кинетика нулевого, первого и второго порядка. Уравнение Аррениуса. Период полураспада. Двухточечный метод.

ln[A] = ln[A]₀ − k·t

Первый порядок: скорость пропорциональна [A]. Экспоненциальный спад. Характерен для радиоактивного распада и многих реакций в растворе.

Порядок реакции

Найти

Начальная концентрация [A]₀

моль/л

Константа скорости k (1/с)

1/с

Время

Константы: R = 8.314 Дж/(моль·К) | Единицы k: нулевой порядок — моль/(л·с), первый — 1/с, второй — л/(моль·с) | Температура: °C автоматически переводится в К

Порядка реакции

Нулевой, первый и второй — с интегральными законами скорости

Расчётных модуля

Интегральные законы, период полураспада, Аррениус, двухточечный метод

Энергия активации

Двухточечный метод Аррениуса из двух измерений k(T)

R = 8.314

Дж/(моль·К)

Универсальная газовая постоянная в уравнении Аррениуса

Что такое химическая кинетика

Химическая кинетика — раздел физической химии, изучающий скорость химических реакций и факторы, на неё влияющие. Кинетика позволяет предсказать, как быстро протекает реакция, как изменяется концентрация реагентов со временем и как температура воздействует на скорость процесса.

⏱️

Скорость реакции

Скорость химической реакции определяется как изменение концентрации вещества в единицу времени: v = −d[A]/dt. Знак минус означает убывание концентрации реагента со временем.

v = −d[A]/dt

📐

Порядок реакции

Порядок реакции по реагенту — показатель степени его концентрации в уравнении скорости v = k·[A]ⁿ. Суммарный порядок — сумма показателей всех реагентов. Определяется экспериментально, не следует из стехиометрии.

v = k · [A]ⁿ

🌡️

Влияние температуры

Зависимость константы скорости от температуры описывается уравнением Аррениуса: k = A·exp(−Ea/RT). Повышение температуры увеличивает долю молекул с энергией, превышающей барьер активации.

k = A · e^(−Ea/RT)

Где применяется химическая кинетика

Химическая кинетика — фундаментальная наука, пронизывающая химическую промышленность, биологию, медицину, материаловедение и экологию.

🏭

Химическая промышленность

Оптимизация реакторов, расчёт времени реакции, выбор катализаторов. Без знания кинетики невозможно проектирование промышленных химических процессов — синтеза аммиака, серной кислоты, полимеров.

💊

Фармацевтика

Расчёт срока годности лекарств (стабильность — кинетика разложения), фармакокинетика (всасывание и выведение препаратов из организма), оптимизация условий хранения.

🧬

Биохимия и ферментация

Кинетика Михаэлиса–Ментен описывает скорость ферментативных реакций. Применяется при разработке ферментных препаратов, пищевых добавок и в биотехнологии.

🌍

Экология и атмосфера

Кинетика фотохимических реакций в атмосфере (образование озона, смога), разрушение загрязнителей в воде и почве, расчёт периодов полураспада пестицидов.

🔋

Материаловедение

Кинетика коррозии металлов, старение полимеров, спекание керамик. Прогнозирование срока службы материалов в агрессивных условиях — от строительства до авиации.

🎓

Образование и наука

Химическая кинетика — обязательный раздел курсов физической химии для химиков, биологов, фармацевтов и инженеров. ЕГЭ по химии включает задачи на скорость реакции.

Интегральные законы скорости подробно

Интегральный закон скорости связывает концентрацию реагента со временем. Для каждого порядка реакции существует своя форма этого закона.

0️⃣

Реакция нулевого порядка

[A] = [A]₀ − k·t

Скорость реакции нулевого порядка постоянна и не зависит от концентрации реагента: v = k. Концентрация убывает линейно со временем. Единица константы скорости: моль/(л·с). Период полураспада: t½ = [A]₀/(2k) — зависит от начальной концентрации.

Примеры: Реакции на поверхности катализатора при насыщении активных центров, некоторые ферментативные реакции при высоких концентрациях субстрата, фотохимические реакции при фиксированной интенсивности света.

1️⃣

Реакция первого порядка

ln[A] = ln[A]₀ − k·t

Скорость реакции первого порядка пропорциональна концентрации реагента: v = k·[A]. Концентрация убывает экспоненциально. Единица k: 1/с. Ключевое свойство: период полураспада t½ = ln2/k = 0.693/k постоянен и не зависит от [A]₀.

Примеры: Радиоактивный распад (строго первый порядок), гидролиз в разбавленных растворах, многие реакции изомеризации, разложение H₂O₂ в водном растворе, элиминирование в органической химии при малых концентрациях нуклеофила.

2️⃣

Реакция второго порядка

1/[A] = 1/[A]₀ + k·t

Скорость реакции второго порядка пропорциональна квадрату концентрации: v = k·[A]². Единица k: л/(моль·с). Зависимость 1/[A] от t линейна с наклоном k. Период полураспада: t½ = 1/(k·[A]₀) — зависит от начальной концентрации.

Примеры: Бимолекулярные реакции (столкновение двух одинаковых молекул), диаризация радикалов, реакция диоксида азота 2NO₂ → 2NO + O₂, реакции SN2 в органической химии при высоких концентрациях нуклеофила.

🔥

Уравнение Аррениуса

k = A · exp(−Ea/RT)

Предложено Сванте Аррениусом в 1889 году. Описывает экспоненциальную зависимость константы скорости от температуры. A — предэкспоненциальный множитель (частота столкновений с правильной ориентацией), Ea — энергия активации (минимальная энергия для реакции), R — газовая постоянная (8.314 Дж/(моль·К)), T — абсолютная температура (К).

Логарифмическая форма: ln k = ln A − Ea/(R·T). График ln k от 1/T даёт прямую с наклоном −Ea/R. Это позволяет экспериментально определить Ea по двум или более значениям k при разных температурах.

Правило Вант-Гоффа: Для большинства реакций при повышении температуры на 10°C скорость реакции увеличивается в 2–4 раза (температурный коэффициент γ). Это соответствует Ea ≈ 50–100 кДж/моль.

Справочник формул/ химическая кинетика

Сводная таблица интегральных законов и формул периода полураспада для реакций нулевого, первого и второго порядков.

Интегральные законы скорости

Порядок	Дифф. форма	Интегральная форма	Единицы k
0	v = k	[A] = [A]₀ − kt	моль·л⁻¹·с⁻¹
1	v = k[A]	ln[A] = ln[A]₀ − kt	с⁻¹
2	v = k[A]²	1/[A] = 1/[A]₀ + kt	л·моль⁻¹·с⁻¹

Период полураспада

Нулевой порядок

t½ = [A]₀ / (2k)

Зависит от [A]₀

Первый порядок

t½ = ln2 / k

Постоянен (≈0.693/k)

Второй порядок

t½ = 1 / (k[A]₀)

Зависит от [A]₀

Уравнение Аррениуса

k = A · exp(−Ea/RT) — экспоненциальная форма

ln k = ln A − Ea/(RT) — логарифмическая форма

ln(k₂/k₁) = (Ea/R)(1/T₁ − 1/T₂) — двухточечная

R = 8.314 Дж/(моль·К)

Диагностика порядка: Если зависимость [A] от t линейна — нулевой; ln[A] от t — первый; 1/[A] от t — второй порядок.

Правило Вант-Гоффа: γ = k(T+10)/k(T) ≈ 2–4. Это приближение справедливо при Ea ≈ 50–100 кДж/моль и T ≈ 300 К.

Практические советы по расчётам

Типичные ошибки при решении задач по химической кинетике и как их избежать.

1Температура — только в кельвинах

В уравнении Аррениуса k = A·exp(−Ea/RT) температура T должна быть строго в кельвинах. T(К) = T(°C) + 273.15. Наш калькулятор выполняет конвертацию автоматически при выборе °C.

2Согласуйте единицы Ea и R

Если Ea выражена в Дж/моль, используйте R = 8.314 Дж/(моль·К). Если в кДж/моль — R = 0.008314 кДж/(моль·К). Несоответствие единиц — частейшая ошибка в расчётах по Аррениусу. Калькулятор обрабатывает оба варианта.

3Определяйте порядок по данным

Порядок реакции нельзя узнать из уравнения — только из эксперимента. Постройте графики [A] vs t, ln[A] vs t и 1/[A] vs t. Линейный график укажет на порядок. При нулевом — [A] линейна; первом — ln[A] линеен; втором — 1/[A] линейна.

4t½ первого порядка — постоянен

Уникальное свойство реакций первого порядка: период полураспада не зависит от начальной концентрации. Если t½ меняется при изменении [A]₀ — реакция не первого порядка. Это свойство используют для идентификации порядка.

5Метод псевдопервого порядка

Если реакция второго порядка A + B → продукты, но [B] ≫ [A], то [B] практически не изменяется. Тогда v ≈ k′·[A], где k′ = k·[B] = const. Реакция становится псевдопервого порядка. Этот приём упрощает кинетический анализ.

6Проверяйте физический смысл

После расчёта убедитесь: концентрация не может быть отрицательной; константа скорости k > 0; энергия активации Ea ≥ 0 (обычно 40–250 кДж/моль); время t ≥ 0. Отрицательный результат указывает на несогласованность входных данных.

Как пользоваться калькулятором

Пошаговая инструкция для решения задач по химической кинетике за несколько секунд.

Выберите модуль

Нажмите на нужную вкладку: «Интегральные законы» для расчёта концентрации/времени/k, «Период полураспада», «Аррениус» или «Двухточечный Аррениус» для нахождения Ea.

Выберите порядок

Укажите порядок реакции (0, 1 или 2). Калькулятор автоматически применит соответствующий интегральный закон скорости и формулу периода полураспада.

Введите данные

Введите известные величины в соответствующие поля. Выберите единицы измерения — конвертация выполняется автоматически (°C→K, кДж→Дж, мин→с).

Получите результат

Нажмите «Рассчитать». Результат отображается с формулой для проверки. Получите числовой ответ с правильными единицами измерения.

ЧАСТЫЕ ВОПРОСЫ

Часто задаваемые вопросы

Порядок реакции — показатель степени концентрации реагента в кинетическом уравнении скорости v = k·[A]ⁿ. Суммарный порядок — сумма показателей всех реагентов. Важно: порядок реакции определяется только экспериментально и не совпадает со стехиометрическими коэффициентами. Реакция H₂ + I₂ → 2HI является реакцией второго порядка (первого по H₂ и первого по I₂).

Константа скорости k — коэффициент пропорциональности в уравнении скорости v = k·[A]ⁿ. Она не зависит от концентрации реагентов, но сильно зависит от температуры (описывается уравнением Аррениуса), наличия катализатора, природы растворителя. Единицы k зависят от порядка: для 0-го — моль/(л·с), 1-го — 1/с, 2-го — л/(моль·с).

Существует несколько методов: 1) Метод интегральных законов — строят графики [A] vs t, ln[A] vs t, 1/[A] vs t; линейный соответствует порядку 0, 1 или 2. 2) Метод начальных скоростей — измеряют v₀ при разных [A]₀; логарифмируя v₀ = k·[A]₀ⁿ получают n из наклона. 3) Метод «половинных» периодов — если t½ постоянен при изменении [A]₀, это первый порядок; если t½ ∝ [A]₀ — второй.

Период полураспада t½ — время, за которое концентрация реагента уменьшается вдвое. Для реакции первого порядка t½ = ln2/k ≈ 0.693/k и не зависит от начальной концентрации. Для нулевого порядка t½ = [A]₀/(2k), для второго — t½ = 1/(k·[A]₀). Концепция широко используется в ядерной химии (период полураспада изотопов), фармакологии (время полувыведения препаратов) и экологии.

Уравнение Аррениуса k = A·exp(−Ea/RT) описывает, как температура влияет на скорость реакции. Физический смысл: exp(−Ea/RT) — доля молекул, имеющих кинетическую энергию не менее Ea (по распределению Больцмана). A (фактор частоты) — число столкновений в единицу времени, умноженное на стерический фактор (вероятность правильной ориентации). Повышение T увеличивает эту долю, поэтому k растёт.

Используйте двухточечное уравнение Аррениуса: ln(k₂/k₁) = −(Ea/R)·(1/T₂ − 1/T₁). Откуда Ea = −R·ln(k₂/k₁)/(1/T₂ − 1/T₁) = R·ln(k₂/k₁)/(1/T₁ − 1/T₂). Обе температуры должны быть в кельвинах. Этот метод реализован в нашем калькуляторе на вкладке «Двухточечный Аррениус».

Правило Вант-Гоффа (эмпирическое): при повышении температуры на 10°C скорость большинства химических реакций увеличивается в 2–4 раза. Температурный коэффициент γ = k(T+10)/k(T). Из уравнения Аррениуса: γ = exp(Ea·10/(R·T·(T+10))). При Ea = 80 кДж/моль, T = 300 К: γ ≈ 3.1. Правило справедливо только как приближение и не применимо при очень высоких и низких температурах.

Катализатор — вещество, ускоряющее реакцию, не расходуясь. Он снижает энергию активации Ea, предоставляя альтернативный механизм реакции. Из уравнения Аррениуса видно: меньшая Ea → больший exp(−Ea/RT) → большая k. Катализатор не изменяет термодинамику реакции (ΔG, равновесную константу), только ускоряет достижение равновесия. Примеры: железо в синтезе аммиака, ферменты в биохимии.

Используйте интегральный закон: [A] = [A]₀·exp(−k·t). Например, если [A]₀ = 0.5 моль/л, k = 0.01 1/с, t = 100 с: [A] = 0.5·exp(−0.01·100) = 0.5·exp(−1) = 0.5·0.368 ≈ 0.184 моль/л. В нашем калькуляторе выберите вкладку «Интегральные законы», порядок «Первый (1)», «Найти: Концентрацию [A]» и введите данные.

Термодинамика отвечает на вопрос «возможна ли реакция?» (ΔG < 0 для самопроизвольных) и «каково равновесие?». Кинетика отвечает на вопрос «как быстро протекает реакция?». Реакция может быть термодинамически выгодной, но кинетически медленной (высокая Ea). Пример: горение алмаза термодинамически выгодно, но при комнатной температуре не происходит из-за высокого кинетического барьера.

Был ли этот калькулятор полезен?

ревизия · 9 мая 2026

ОТКАЗ ОТ ОТВЕТСТВЕННОСТИ

Инструмент справочный — не заменяет эксперта

Только для информационных целей. Все расчёты, результаты и данные, предоставляемые инструментом, носят исключительно ознакомительный и справочный характер. Они не являются профессиональной консультацией — медицинской, юридической, финансовой, инженерной или иной.

Точность результатов. Калькулятор основан на общепринятых формулах и методиках, однако фактические результаты могут отличаться в зависимости от индивидуальных условий, исходных данных и применяемых стандартов. Мы не гарантируем полноту, точность или актуальность приведённых расчётов.

Профессиональные решения — медицинские, финансовые, инженерные — должны приниматься только после консультации с квалифицированным специалистом. Не используйте автоматический расчёт как единственное основание для важных решений.

Ограничение ответственности. Авторы и разработчики сервиса не несут ответственности за прямой или косвенный ущерб, возникший из-за использования данных расчётов. Пользователь принимает на себя всю ответственность за интерпретацию результатов.

СМЕЖНЫЕ ИНСТРУМЕНТЫ

Калькулятор химической кинетики онлайн