จลนศาสตร์เคมี
ผู้ช่วยศาสตราจารย์ ดร.วรวิทย์ จันทร์สุวรรณ
http://web.rmutp.ac.th/woravith
woravith
woravith.c@rmutp.ac.th
Chemographics
EP1 : ทฤษฎีจลนศาสตร์เคมี

แผนการสอนและประเมินผลการเรียนรู้
ทฤษฎีการชน
ทฤษฎีสภาวะแทรนซิชัน
พลังงานก่อกัมมันต์
ปัจจัยที่มีผลต่อการเกิดปฏิกิริยา
ทฤษฎี
จลนศาสตร์เคมี

การศึกษาอัตราการเกิดปฏิกิริยาของ
ปฏิกิริยาหนึ่ง ๆ ทาให้ทราบถึงปฏิกิริยา
แต่ละชนิดเกิดขึ้นได้เร็วหรือช้า
อัตราการเกิดปฏิกิริยา (rate) เป็นการวัดการ
เปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารเมื่อปฏิกิริยา
ดาเนินไปเทียบกับหน่วยเวลา
▪ จานวนโมลของสารตั้งต้นที่ลดลงต่อ
หน่วยเวลา
▪ จานวนโมลของสารผลิตภัณฑ์ที่เพิ่มขึ้น
ต่อหน่วยเวลา
จลนศาสตร์เคมี (Chemical Kinetics)

aA + bB cC + dD
[C] or [D]
[A] or [B]
เวลา (s)
ความเข้
ม
ข้
น
ภาวะสมดุล
[A] or [B]
[C] or [D]
อัตราเร็วในการดาเนิน
ไปของปฏิกิริยา

4Fe(s) + 3O2 → 2Fe2O3(s)
2NaN3(s) → 2Na(s) + 3N2(g)

ทฤษฎีของจลนพลศาสตร์
▪ โมเลกุลสารตั้งต้นต้องชนกัน
▪ จานวนครั้งการชนมาก อัตราการเกิดปฏิกิริยา
เกิดขึ้นได้มาก
▪ ความเข้มข้นมาก การชนเกิดขึ้นได้มาก
▪ ปัจจัยอุณหภูมิมีผลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยา
หลักพื้นฐานการเกิดปฏิกิริยาเคมี
แต่...การชนกันแต่ละครั้ง
ไม่ได้ทาให้เกิดเป็นผลิตภัณฑ์ได้ทุกครั้ง

ทฤษฎีการชน
แบบจาลองของทฤษฎีการชนกันของโมเลกุล (collision
theory) กล่าวคือ ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นได้ก็ต่อเมื่ออนุภาค
ของสารที่เข้าทาปฏิกิริยามาชนกัน เมื่อชนกันแล้วถ้ามี
พลังงานมากพอก็จะมีการจัดอะตอมใหม่ พันธะเดิมหมดไป
เกิดพันธะใหม่ได้สารใหม่ในปฏิกิริยา
ปฏิกิริยาจะเกิดได้ง่ายเมื่อสารอยู่ในสถานะของเหลวและ
ก๊าซ เนื่องจากอนุภาคเคลื่อนไหวได้ง่าย ซึ่งถ้าเป็น
ของแข็งต้องใช้ความดันช่วยบีบอัดให้อนุภาคเข้ามาชิดกัน
อัตราเร็วของปฏิกิริยาขึ้นอยู่กับจานวนการการชนกันของ
สารต่อหน่วยเวลาและจานวนการชนที่จะเกิดปฏิกิริยา

ที่ความดันบรรยากาศ (1 atm) อุณหภูมิ 20C
โมเลกุลของ N2 และ O2 ในอากาศปริมาตร 1 mL จะ
ชนกันประมาณ 1027 ครั้งต่อวินาที
ถ้าการชนเกิดเป็นผลิตภัณฑ์ได้ทุกครั้งที่โมเลกุล N2
และ O2 ชนกัน ในบรรยากาศปกติจะต้องมีปริมาณ
ของแก๊ส NO จานวนมาก (มีความเป็นพิษสูง)
แต่ในความเป็นจริงในอากาศ
มีแก๊ส NO เกิดขึ้นเพียงเล็กน้อย
แต่จากการศึกษาจลนศาสตร์เคมี
พบว่า จานวนครั้งของการชนกันไม่ใช่ปัจจัยหลักเพียง
ปัจจัยเดียวที่จะสามารถบอกอัตราการเกิดปฏิกิริยาได้
(1) สารตั้งต้นเกิดการชนกัน (collision)
(2) การชนมีทิศทางที่เหมาะสม (orientation)
(3) การชนที่เกิดขึ้นมีพลังงานมากเพียงพอที่จะทา
ให้เกิดการทาลายพันธะเดิม (sufficient
energy to break down bonding) เรียกว่า
พลังงานกระตุ้น หรือพลังงานก่อกัมมันต์ (Ea)
การชนอย่างมีประสิทธิภาพเพื่อให้เกิดสาร
ผลิตภัณฑ์ได้จะต้องประกอบด้วย 3 เงื่อนไข

Ea
A → B
พลังงานปริมาณน้อยที่สุดที่จาเป็นต่อการ
เกิดปฏิกิริยา
▪ Ea เป็นค่าคงที่ ขึ้นกับชนิดปฏิกิริยาเคมี
▪ ถ้า Ea มีค่าน้อย ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นได้ง่าย
คือ อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะสูง

▪ พลังงานกระตุ้นเป็นพลังงานอย่างต่าที่โมเลกุลของสารจะต้องมีจึงจะเกิดปฏิกิริยาได้
▪ ปฏิกิริยาเคมีต่างกันจะมีค่าของพลังงานกระตุ้นต่างกัน
▪ ปฏิกิริยาใดที่เกิดเร็วมากแสดงว่ามีค่าพลังงานกระตุ้นต่า
▪ ปฏิกิริยาใดที่เกิดช้าแสดงว่ามีพลังงานกระตุ้นสูงมาก
การอธิบายเกี่ยวกับอัตราการเกิดปฏิกิริยาตามทฤษฎีการชนกันของโมเลกุล
▪ พลังงานกระตุ้นส่วนใหญ่เป็นพลังงานจลน์ ไม่เกี่ยวกับพลังงานสลายพันธะ ซึ่งเป็น
พลังงานศักย์
▪ ปฏิกิริยาหนึ่ง ๆ มีพลังงานกระตุ้นมากน้อยไม่เท่ากัน ค่านี้หาได้จากการทดลองและ
การคานวณ
▪ ปฏิกิริยาที่มี Ea ต่า จะเกิดเร็วกว่าปฏิกิริยาที่มี Ea สูง
▪ ค่า Ea ไม่เกี่ยวกับการดูดหรือคายความร้อนของปฏิกิริยา ปฏิกิริยาที่คายความร้อน
อาจมีพลังงานกระตุ้นต่าหรือสูงก็ได้
▪ ผลต่างของค่า Ea จะเป็นตัวบอกความร้อนของปฏิกิริยา

การเปลี่ยนแปลงพลังงานของโมเลกุลของสารตั้งต้นเพราะมีการสลายพันธะเก่าและสร้างพันธะใหม่ ถ้าสาร
ใหม่ที่ได้มีพลังงานต่ากว่าสารตั้งต้นเรียกปฏิกิริยานี้ว่า ปฏิกิริยาคายความร้อน แต่ถ้าสารใหม่ที่ได้มีพลังงาน
สูงกว่าสารตั้งต้น จะเรียกว่า ปฏิกิริยาดูดความร้อน

CO(g) + NO2(g) → CO2(g) + NO(g)
ปฏิกิริยาคายความร้อน ปฏิกิริยาดูดความร้อน
N2(g) + O2(g) → 2NO(g)

ทฤษฎีสภาวะแทรนซิชัน
ทฤษฎีสภาวแทรนซิชัน ใช้อธิบายเกี่ยวกับพลังงานที่จะทาให้การ
ชนกันเกิดปฏิกิริยา โดยพิจารณาถึงลักษณะโครงสร้างโมเลกุล
ของสารตั้งต้นที่ต้องเปลี่ยนแปลงพันธะแบบยืดออก แตกออก
และสร้างพันธะใหม่ที่ไม่เสถียรชั่วขณะหนึ่ง เรียกสารที่เกิดขึ้นใน
สภาวะชั่วคราวนี้ว่า สารเชิงซ้อนกัมมันต์ (activated complex)
สารเชิงซ้อนกัมมันต์ไม่ได้เป็นโมเลกุล แต่เป็นเพียงการจัดเรียง
ตัวแบบชั่วคราวของอะตอมเท่านั้น ซึ่งทาให้โครงสร้างของสาร
เชิงซ้อนกัมมันต์ไม่เสถียรและจะสลายตัวในเวลารวดเร็ว
สภาวะแทรนซิชัน
(transition state)
อนุภาคของสารตั้งต้นจะเกิดปฏิกิริยาได้อย่าง
น้อยจะต้องมีพลังงานสูงกว่าสภาวะแทรนซิชัน

คือ พลังงานปริมาณน้อยที่สุดที่จาเป็นต่อการเกิดปฏิกิริยา
▪ Ea เป็นค่าคงที่ ขึ้นกับชนิดปฏิกิริยาเคมี
▪ ถ้า Ea มีค่าน้อย ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นได้ง่าย คือ อัตรา
การเกิดปฏิกิริยาจะสูง
พลังงานก่อกัมมันต์
(Activation energy)
1 2 2
a
2 1 1
TT K
E = 2.303 R log
T -T K
   
   
   
การเพิ่มอุณหภูมิ ให้กับระบบจะทาให้
อัตราการเกิดปฏิกิริยาสูงขึ้น (ปฏิกิริยา
เกิดได้เร็วขึ้น)
เมื่อ
• K1 คือ ค่าคงที่อัตราที่อุณหภูมิ T1
• K2 คือ ค่าคงที่อัตราที่อุณหภูมิ T2
สมการอาร์เรเนียส
k = Ae
Ea/RT
เมื่อ k = ค่าคงที่อัตราการเกิดของปฏิกิริยา
A = แฟกเตอร์ความถี่ของการชน
Ea = ค่าพลังงานก่อกัมมันต์ (kJ/mol)
R = ค่าคงที่ของแก๊ส (8.314 J/Kmol)
T = อุณหภูมิสัมบูรณ์ (K)
a
E
log k = log A -
2.303RT
k จะเปลี่ยนแปลงตามอุณหภูมิ ส่วน A เป็นค่าคงที่โดยไม่ขึ้นกับอุณหภูมิ

a
E
log k = log A -
2.303RT
▪ ค่าพลังงานก่อกัมมันต์เป็นค่าเฉพาะสาหรับปฏิกิริยา
หนึ่ง ๆ ดังนั้น การเปลี่ยนอุณหภูมิไม่มีผลต่อค่า
พลังงานก่อกัมมันต์ โดยการเพิ่มอุณหภูมิทาให้ค่า
พลังงานจลน์เพิ่มของโมเลกุลขึ้น ไม่เกี่ยวกับค่า
พลังงานก่อกัมมันต์
▪ ปฏิกิริยาเคมีโดยทั่ว ๆ ไปมักจะเกิดขึ้น ณ
อุณหภูมิห้อง ค่าพลังงานก่อกัมมันต์จะมีค่าประมาณ
50 kJ/mol โดยอุณหภูมิเพิ่มขึ้น 10C อัตราการชน
กันของโมเลกุลเพิ่มขึ้นเพียง 1/100 เท่า แต่ในทาง
ปฏิบัตินั้น เมื่อเพิ่มอุณหภูมิขึ้น 10C อัตราการ
เกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นประมาณ 2-3 เท่า แสดงว่าการที่
อัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้น ไม่ได้เกิดจากโมเลกุลมี
โอกาสชนกันมากขึ้นเท่านั้น แต่เนื่องจากโมเลกุลที่ชน
กันนั้นจะต้องมีพลังงานสูงพอที่จะทาให้การชนกันนั้น
เกิดปฏิกิริยาได้ ณ อุณหภูมินั้น ๆ

#ตัวอย่าง
จากปฏิกิริยาการสลายตัวของ NO2 ดังสมการ 2N2O(g) → 2NO(g) + O2(g)
มีข้อมูลจากการทดลองดังตาราง จงหาค่าของพลังงานก่อกัมมันต์ของปฏิกิริยา
k (L/mols) อุณหภูมิ (C)
7.8 400
10 410
14 420
18 430
24 440
a
E
log k = log A -
2.303RT
เปลี่ยนค่า k เป็น Iog k และเปลี่ยนอุณหภูมิ
เป็นหน่วยเคลวิน (K) และแปลงให้เป็น 1/T
เพื่อใช้ในการสร้างกราฟ
log k 1/T (x10-3) K-1
0.89 1.486
1.0 1.464
1.15 1.443
1.25 1.422
1.38 1.403
เมื่อเขียนกราฟระหว่าง log k กับ 1/T จะได้กราฟเส้นตรง

#Work@class
ปฏิกิริยา C2H5I + OH- → C2H5OH + I- มีค่าคงที่อัตราที่อุณหภูมิ 16C เท่ากับ 5.03x10-2 mol-1s-1 และที่
อุณหภูมิ 60C เท่ากับ 6.71 mol-1s-1 จงคานวณพลังงานก่อกัมมันต์ และคานวณค่าคงที่อัตราของปฏิกิริยา
ที่อุณหภูมิ 32C

ปัจจัยที่มีผลต่อการเกิดปฏิกิริยา
ธรรมชาติของสาร
ธรรมชาติของสารจะมีผลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี กล่าวคือ ปฏิกิริยาจะเกิดเร็วหรือช้าขึ้นอยู่
กับธรรมชาติของสาร เช่น
▪ สารที่ทาปฏิกิริยาเป็นสารไอออนทั้งคู่ จะเกิดปฏิกิริยาเร็วกว่าสารที่เป็นสารโคเวเลนซ์
▪ สารที่ทาปฏิกิริยาเป็นแก๊สทั้งคู่ จะทาปฏิกิริยาได้เร็วกว่าปฏิกิริยาที่สารอยู่ในสถานะที่ต่างกัน
ความเข้มข้นของสาร
ความเข้มข้นของสารจะมีผลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี เราวัดปริมาณของสารในสารละลายได้
จากความเข้มข้นของสารที่เข้าทาปฏิกิริยากัน ดังนั้นในระหว่างเกิดปฏิกิริยาความเข้มข้นของสาร
จึงเป็นสิ่งสาคัญที่มีผลให้ปฏิกิริยาเกิดเร็วหรือช้า

ปัจจัยที่มีผลต่อการเกิดปฏิกิริยา
พื้นที่ผิวของสาร
พื้นที่ผิวจะมีผลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี จากการศึกษา
เกี่ยวกับปฏิกิริยาของโลหะ Mg กับ HCl จะเกิดแก๊ส H2
พบว่าเมื่อเปลี่ยนความยาวของลวดแมกนีเซียม อัตราการ
เกิดปกิกิริยาจะเพิ่มขึ้น ซึ่งถือว่าพื้นที่ผิวมีผลต่ออัตราการ
เกิดปฏิกิริยาเคมี พื้นที่ผิวจะมีผลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาใน
ปฏิกิริยาเนื้อผสม (heterogeneous) เท่านั้น
อุณหภูมิ
อุณหภูมิจะมีผลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี โดยทั่วไปพบว่า
อุณหภูมิเพิ่มขึ้น 10 องศาเซลเซียสอัตราการเกิดปฏิกิริยาจะ
เร็วขึ้นประมาณ 2 เท่า ทั้งนี้ขึ้นอยู่กับชนิดของปฏิกิริยา

ปัจจัยที่มีผลต่อการเกิดปฏิกิริยา
คะตะลิสต์
สารที่เติมลงไปในปฏิกิริยาทาให้อัตราการเกิดปฏิกิริยา
เกิดเร็วขึ้น โดยในขณะที่เกิดปฏิกิริยาตัวคะตะลิสต์จะมี
การเปลี่ยนแปลง แต่เมื่อสิ้นสุดปฏิกิริยาแล้วจะได้
กลับคืนมาในในขนาดและปริมาณเดิม
ความดัน
ความดันจะมีผลต่อปฏิกิริยาในกรณีปฏิกิริยาที่
เกี่ยวกับแก๊ส กล่าวคือ เมื่อเพิ่มความดันในโมเลกุล
ของแก๊สจะมีการชนกันมากขึ้นปฏิกิริยาจะมีอัตราการ
เกิดเร็วขึ้น

#กิจกรรม work@class
แบ่งกลุ่มทากิจกรรม 3.1
มอบหมายโจทย์ให้แต่ละกลุ่ม
ระดมสมองแก้ไขโดยวิธีการ
ร่วมแสดงความคิดเห็น
ให้แต่ละกลุ่มนาเสนอ วิธีการแก้ไขโจทย์ปัญหา
1) หลักการสาคัญหรือหลักพื้นฐานที่ถูกต้อง
2) วิธีการคานวณค่าที่ถูกต้อง
3) วิธีอธิบายเชิงพฤติกรรม (วิธีปฏิบัติ) ที่ถูกต้อง
โดยให้กลุ่มอื่น ๆ รับฟัง และซักถามในข้อที่สงสัย

จลนศาสตร์เคมี
ผู้ช่วยศาสตราจารย์ ดร.วรวิทย์ จันทร์สุวรรณ
http://web.rmutp.ac.th/woravith
woravith
woravith.c@rmutp.ac.th
Chemographics
EP2 : อัตราการเกิดปฏิกิริยา
Very slow

แผนการสอนและประเมินผลการเรียนรู้
อัตราเร็วการเกิดปฏิกิริยา
กฎอัตรา
ค่าคงที่อัตรา
อัตราการ
เกิดปฏิกิริยา

อัตราเร็วการเกิดปฏิกิริยา
อัตราการเกิดปฏิกิริยา (rate) เป็นการวัดการ
เปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารเมื่อปฏิกิริยา
ดาเนินไปเทียบกับหน่วยเวลา
▪ จานวนโมลของสารตั้งต้นที่ลดลงต่อ
หน่วยเวลา
▪ จานวนโมลของสารผลิตภัณฑ์ที่เพิ่มขึ้น
ต่อหน่วยเวลา

[A]
[C]
[C]
[A]
เวลา (s)
ความเข้มข้น
ความเข้มข้นของสารตั้งต้นลดลง
ภาวะสมดุล
ความเข้มข้นของสารผลิตภัณฑ์เพิ่มขึ้น
t
A
t1 t2 t3 t4
[A]2
[A]1
t
A
A → C
[C]
rate =
t


[A]
rate = -
t


อัตราเร็วในช่วงเวลา t1-t2, t2-t3, t3-t4 เกิดขึ้นได้เท่ากันหรือไม่?

#การหาอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี
การหาอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี สามารถหาได้
จากสารทุกตัวในปฏิกิริยา แต่มักจะใช้ตัวที่หาได้
ง่ายและสะดวกเป็นหลัก ซึ่งจะมีวิธีวัดอัตราการ
เกิดเป็นปฏิกิริยาหลายอย่าง เช่น
▪ วัดจากปริมาณแก๊สที่เกิดขึ้น
▪ วัดจากความเข้มข้นที่เปลี่ยนไป
▪ วัดจากปริมาณสารที่เปลี่ยนไป
▪ วัดจากความเป็นกรด-เบสของสารละลาย
▪ วัดจากความดันที่เปลี่ยนไป
▪ วัดจากตะกอนที่เกิดขึ้น
▪ วัดจากการนาไฟฟ้าที่เปลี่ยนไป
ตัวอย่างปฏิกิรยา
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) +H2(g)
อัตราการเกิดปฏิกิริยา = อัตราการลดลงของ Mg
= ½ อัตราการลดลงของ HCl
= อัตราการเกิดขึ้นของ MgCl2
= อัตราการเกิดขึ้นของ H2
การหาปริมาตรของแก๊ส H2 ที่เกิดขึ้นในหนึ่งหน่วยเวลาจะ
ง่ายและสะดวกที่สุด

สีน้าตาลแดง ไม่มีสี
Br2 + HCOOH → 2Br- + 2H+ + CO2
[ ] [ ]
[ ]  

 
  
2 1
2 t 2 t
2
2 1
Br - Br
Br
rate = - = -
t t -t
• อัตราการเกิดปฏิกิริยาเฉลี่ย (average rate)
• อัตราการเกิดปฏิกิริยา ณ ขณะใดขณะหนึ่ง (instantaneous rate)
การวัดอัตราการเกิดปฏิกิริยา
อัตราการเกิดปฏิกิริยา มีหน่วยเป็น mol L-1s-1 หรือ M/s

aA + bB → cC + dD
1 [A]
rate = -
a t


1 [D]
rate
d t

=

1 [B]
rate = -
b t


1 [C]
rate
c t

=

1 [A] 1 [B] 1 [C] 1 [D]
rate = - -
a t b t c t d t
   
= = =
   
1 d[A] 1 d[B] 1 d[C] 1 d[D]
rate = - -
a dt b dt c dt d dt
= = =
อัตราการเกิดปฏิกิริยา (rate) เกี่ยวข้องกับการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของ A, B, C และ D
การเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารในเวลาต่างๆ ไม่คงที่ ดังนั้น rate จึงเขียนในรูปสมการดิฟเฟอเรนเชียล
a
b
c
d

กฎอัตรา
Guldberg และ Waage (ค.ศ.1864) ได้ตั้ง Law of mass action (กฎอัตราเร็วของปฏิกิริยา) ซึ่ง
กล่าวว่า อัตราการเกิดของปฏิกิริยามีความสัมพันธ์โดยตรงกับความเข้มข้นของสารที่เข้าทาปฏิกิริยา
ปฏิกิริยา
aA + bB → cC + dD
สารตั้งต้น สารผลิตภัณฑ์
K =
[C]c[D]d
[A]a[B]b

aA + bB → cC + dD
กฎอัตรา หรือสมการอัตรา (rate law) อัตราการเกิดปฏิกิริยาขึ้นอยู่กับความเข้มข้น
ของสารตั้งต้นเท่านั้น
สารตั้งต้น สารผลิตภัณฑ์
เมื่อ
• k คือค่าคงที่อัตรา (rate constant)
• m คืออันดับ (order) ของปฏิกิริยาเมื่อคิดเทียบสาร A
• n คืออันดับของปฏิกิริยาเมื่อคิดเทียบสาร B
• m + n คืออันดับรวมของปฏิกิริยา (overall order)
• m และ n หาได้จากการทดลองเท่านั้น
• m และ n ไม่ใช่ สัมประสิทธิ์จานวนโมล (a, b)
• k ขึ้นกับอุณหภูมิ
• k บอกถึงอัตราเร็วของปฏิกิริยา
• k มาก ปฏิกิริยาเกิดเร็ว
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
การเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารตั้งต้นมีผล
อย่างไรกับอัตราการเกิดปฏิกิริยา
rate = k[A]m[B]n
rate = k[NH3]m[O2]n

#หน่วยของอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี
▪ หน่วยของอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีขึ้นอยู่กับชนิดของสาร
ที่นามาหาอัตราการเกิดปฏิกิริยา
▪ หน่วยของอัตราการเกิดปฏิกิริยาก็คือหน่วยของปริมาณ
ของสารที่เปลี่ยนแปลงในหนึ่งหน่วยเวลาที่ใช้
▪ ถ้าเป็นสารละลายจะใช้หน่วยความเข้มข้น คือ mol/Ls (molL-1s-1)
▪ ถ้าเป็นแก๊ส จะใช้หน่วยปริมาตร คือ dm3/s หรือ L/s
▪ ถ้าเป็นของแข็งจะใช้หน่วยน้าหนัก คือ g/s

สมมติการทดลองได้ผล m=1 และ n=2
ถ้าเพิ่ม [NH3] และ [O2] เป็น 2 เท่า rate จะเพิ่มขึ้น 8 เท่า
ถ้าเพิ่ม [NH3] และ [O2] เป็น 3 เท่า rate จะเพิ่มขึ้น 27 เท่า
เมื่อให้ [O2] คงที่
• ถ้าเพิ่ม [NH3] เป็น 2 เท่า rate เพิ่มขึ้น 2 เท่า
• ถ้าเพิ่ม [NH3] เป็น 3 เท่า rate เพิ่มขึ้น 3 เท่า
เมื่อให้ [NH3] คงที่
• ถ้าเพิ่ม [O2] เป็น 2 เท่า rate เพิ่มขึ้น 4 เท่า
• ถ้าเพิ่ม [O2] เป็น 3 เท่า rate เพิ่มขึ้น 9 เท่า
rate = k[NH3]m[O2]n
rate = k[NH3][O2]2

r = k [NO]m[O2]n
2 2 2
2
1 1 1
2NO + O2 → 2N2O
r = k[NO]m[O2]n
การทดลอง ความเข้มข้นเริ่มต้น (M) อัตราเร็ว
(M/s)
[NO] [O2]
1 1.30x10-2 1.10x10-2 3.21x10-3
2 2.60x10-2 1.10x10-2 12.8x10-3
3 3.90x10-2 1.10x10-2 28.8x10-3
4 1.30x10-2 2.20x10-2 6.40x10-3
5 1.30x10-2 3.30x10-2 9.60x10-3
rate raw การทดลองที่ 1 เขียนได้ดังนี้
• การหา m จาก r2/r1
r4
r1
=
k4 NO 4
m
O2 4
n
k1 NO 1
m
O2 1
n
• การหา n จาก r4/r1 (คิดเหมือนการหา m)
r2
r1
=
k2 NO 2
m
O2 2
n
k1 NO 1
m
O2 1
n
r2
r1
=
k2 2.60x10−2 m
1.10x10−2 n
k1 1.30x10−2 m 1.10x10−2 n
r2
r1
=
2.60x10−2 m
1.30x10−2 m
12.8x10−3
3.21x10−3
=
2.60x10−2 m
1.30x10−2 m
4 = 2m
m = 2
n = 1
r = k[NO]2[O2]1
สรุป rate raw
ของการทดลองนี้
ข้อมูลจากการทดลอง
แนวทางหา rate raw และค่าคงที่อัตรา
rate raw การทดลองที่ 2 เขียนได้ดังนี้
1
r = k [NO]m[O2]n

ค่าคงที่อัตรา
ค่าคงที่ของอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีที่ความ
เข้มข้นและอุณหภูมิที่กาหนด
การหาค่าคงที่อัตราทาได้เมื่อทราบสมการอัตรา
ของปฏิกิริยา โดยค่าคงที่อัตราของปฏิกิริยาใด
ๆ จะเท่ากันแม้ความเข้มข้นสารตั้งต้นเปลี่ยนไป
ไม่เท่ากัน
การคานวณค่าคงที่อัตราทาได้โดยเลือกข้อมูล
ของการทดลองใดการทดลองหนึ่งเป็นตัวแทน
ปฏิกิริยานั้น ๆ แทนค่าความเข้มข้นของสารตั้ง
ต้นตามสมการอัตรา
หน่วยของค่าคงที่อัตราขึ้นอยู่กับอันดับรวมของ
ปฏิกิริยา ถ้าความเข้มข้นของสารมีหน่วยเป็นโมล
ต่อลิตร (mol/L) และเวลามีหน่วยเป็นวินาที (s)
อันดับรวม หน่วยของค่าคงที่อัตรา
0 mol/Ls
1 1/s
2 L/mols
3 L2/mol2s

r = k[NO]2[O2]1
rate raw ของการทดลองนี้
คานวณค่าคงที่อัตรา (k) โดยเลือกข้อมูลชุดการ
ทดลองใดการทดลองหนึ่งแทนลงในสมการอัตรา
เลือกการทดลองที่ 1 จะได้
การ
ทดลอง
ความเข้มข้นเริ่มต้น (M) rate
(M/s)
[NO] [O2]
1 1.30x10-2 1.10x10-2 3.21x10-3
2 2.60x10-2 1.10x10-2 12.8x10-3
3 3.90x10-2 1.10x10-2 28.8x10-3
4 1.30x10-2 2.20x10-2 6.40x10-3
5 1.30x10-2 3.30x10-2 9.60x10-3
r = k[NO]2[O2]1
3.21x10-3 M/s = k(1.3x10-2 M)2(1.1x10-2 M)
3.21x10-3 M/s
(1.3x10-2 M)2(1.1x10-2 M)
k =
k = 1,726.7

#ตัวอย่าง
จากข้อมูลที่กาหนดให้เป็นการศึกษาปฏิกิริยา F2(g) + 2NO(g) → 2NOF(g) ที่ 25C
จงหาอันดับรวมของปฏิกิริยาและค่าคงที่อัตรา
การทดลอง [F2] [NO] อัตราเริ่มต้น (mol/Ls)
1 0.10 0.10 5.50×10-6
2 0.20 0.10 2.20×10-5
3 0.10 0.30 1.65×10-5
4 0.10 0.60 3.30×10-5
rate = k[F2]m[NO]n
จากการหา m และ ท ได้คือ
m = 2 และ n = 1
ดังนั้น rate = k[F2]2[NO]1
อันดับปฏิกิริยารวม = m + n = 3
rate = k[F2]2[NO]1
5.50x10-6 = k[F2]2[NO]1
k =
5.50x10-6
(0.10)2(0.10)
k = 5.50x10-3

การทดลอง ความเข้มข้นเริ่มต้น (mol/L) อัตราเร็ว
NO H2 (mol/Lmin)
1 0.10 0.10 4.0x10-5
2 0.10 0.20 8.0x10-5
3 0.20 0.10 16.0x10-5
จากปฏิกิริยา 2NO(g) + 2H2(g) → N2(g) + 2H2O(g) ข้อมูลผลการทดลองดังนี้
จงคานวณ (ก) กฎอัตราของปฏิกิริยา
(ข) ค่าคงที่อัตรา
(ค) อัตราเร็วของปฏิกิริยาเมื่อ [NO]=0.05 mol/L และ [H2]=0.10 mol/L

#กิจกรรม work@class
แบ่งกลุ่มทากิจกรรม 3.2
มอบหมายโจทย์ให้แต่ละกลุ่ม
ระดมสมองแก้ไขโดยวิธีการ
ร่วมแสดงความคิดเห็น
ให้แต่ละกลุ่มนาเสนอ วิธีการแก้ไขโจทย์ปัญหา
1) หลักการสาคัญหรือหลักพื้นฐานที่ถูกต้อง
2) วิธีการคานวณค่าที่ถูกต้อง
3) วิธีอธิบายเชิงพฤติกรรม (วิธีปฏิบัติ) ที่ถูกต้อง
โดยให้กลุ่มอื่น ๆ รับฟัง และซักถามในข้อที่สงสัย

จลนศาสตร์เคมี
ผู้ช่วยศาสตราจารย์ ดร.วรวิทย์ จันทร์สุวรรณ
http://web.rmutp.ac.th/woravith
woravith
woravith.c@rmutp.ac.th
Chemographics
EP3 : อันดับปฏิกิริยา

แผนการสอนและประเมินผลการเรียนรู้
ปฏิกิริยาอันดับศูนย์
ปฏิกิริยาอันดับหนึ่ง
ปฏิกิริยาอันดับสอง
อันดับปฏิกิริยา

▪ อันดับของปฏิกิริยาใช้อธิบายความสัมพันธ์
ระหว่างความเข้มข้นของสารตั้งต้นกับอัตรา
การเกิดปฏิกิริยา
▪ อันดับของปฏิกิริยาหาได้โดยติดตามการ
เปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารตั้งต้น
เทียบกับเวลา
กฎอัตราอินทิเกรต (integral rate law)

เวลาที่ต้องใช้เพื่อทาให้ความเข้มข้นของ
สารตั้งต้นลดลงไปครึ่งหนึ่งจากความ
เข้มข้นเริ่มต้น
#ครึ่งชีวิต (Half-Life; t1/2)

อันดับปฏิกิริยา
อันดับศูนย์
0
A → B r = k[A]0 = k
อัตราการเกิดปฏิกิริยาไม่ขึ้นกับ
ความเข้มข้นของสารตั้งต้น
อันดับหนึ่ง
1
A → B r = k[A]
อัตราการเกิดปฏิกิริยาขึ้นกับความ
เข้มข้นของสารตั้งต้นกาลังหนึ่ง
เป็นสมการแสดงความสัมพันธ์ระหว่าง
ความเข้มข้นของสารตั้งต้นกับเวลา
[A]t = [A]0 - kt
0
1/2
[A]
t =
2k
เมื่อ [A]0= ความเข้มข้นของสาร A ขณะเวลา t = 0
[A]t = ความเข้มข้นของสาร A ขณะเวลา t ใดๆ
k = ค่าคงที่อัตรา (rate constant)
t1/2 = ครึ่งชีวิต (half-life)
t 0
kt
log[A] = log[A] -
2.303
1/2
0.693
t =
k
อันดับสอง
2
A → B r = k[A]2
อัตราการเกิดปฏิกิริยาขึ้นกับความ
เข้มข้นของสารตั้งต้นกาลังสอง
1/2
0
1
t =
k[A]
t 0
1 1
= + kt
[A] [A]
Integral law

#ปฏิกิริยาอันดับศูนย์ (Zero Order Reaction)
อัตราการเกิดปฏิกิริยาของปฏิกิริยาอันดับศูนย์
ไม่ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของสารตั้งต้น
A → B
r = k[A]0 = k
0
1/2
[A]
t =
2k
กฎดิฟเฟอเรนเชียล
d[A]
- = k
dt
-[A]t + [A]0 = kt
[A]t = [A]0 - kt
 
t
0 0
[A] t
[A] t
- d[A] = -k dt

#ปฏิกิริยาอันดับหนึ่ง (First Order Reaction) ▪ ปฏิกิริยาที่อัตราเร็วการเกิดปฏิกิริยาแปรผันตรง
กบความเข้มข้นของสารตั้งต้นที่เข้าทาปฏิกิริยา
▪ โดยความเร็วของปฏิกิริยาจะขึ้นกับความเข้มข้น
และเป็นสัดส่วนกับความเข้มข้นของสารที่ยังไม่ทา
ปฏิกิริยา
A → B
กฎดิฟเฟอเรนเชียล
d[A]
= -k[A]
dt
เป็นปฏิกิริยาที่อัตราการเกิดปฏิกิริยาขึ้นอยู่กับ
ความเข้มข้นของสารตั้งต้นยกกาลังหนึ่ง
d[A]
rate = - = k[A]
dt
d[A]
= -kdt
[A]
 
t
0 0
[A] t
[A] t
d[A]
- = -k dt
[A]
ln[A]t – ln[A]0 = -kt
ln[A] = ln[A]0 - kt
t
0
[A]
ln = - kt
[A] t 0
kt
log[A] = log[A] -
2.303
1/2
0.693
t =
k

การเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารตั้งต้นเทียบกับเวลา
▪ เขียนกราฟระหว่าง log [A] กับ t แล้วถ้าได้กราฟเป็นเส้นตรง แสดงว่าปฏิกิริยานั้นเป็น
ปฏิกิริยาอันดับหนึ่ง
▪ ค่าคงที่อัตราหาได้จากความชัน
▪ แต่ถ้าผลจากการเขียนกราฟไม่ได้เส้นตรง แสดงว่าปฏิกิริยานั้นจะไม่เป็นปฏิกิริยาอันดับหนึ่ง
t 0
kt
log[A] = log[A] -
2.303
1/2
0.693
t =
k
k
slope = -
2.303
ครึ่งชีวิตของปฏิกิริยาอันดับหนึ่งไม่ขึ้นกับความเข้มข้นเริ่มต้น
ของสารตั้งต้น หมายความว่า ไม่ว่าความเข้มข้นเริ่มต้นของ
สารตั้งต้นจะเป็นเท่าใดก็ตาม ความเข้มข้นจะลดลงครึ่งหนึ่งใน
ช่วงเวลาครึ่งชีวิต และเมื่อเวลาผ่านพ้นไปอีกครึ่งชีวิต ความ
เข้มข้นจะลดลงอีกครึ่งหนึ่ง และเป็นเช่นนี้ไปเรื่อย ๆ

#ปฏิกิริยาอันดับสอง (Second Order Reaction)
A → B
เป็นปฏิกิริยาที่อัตราการเกิดปฏิกิริยาขึ้นอยู่กับ
ความเข้มข้นของสารตั้งต้นยกกาลังสอง
2
d[A]
rate = - = k[A]
dt
 
t
0 0
[A] t
2
[A] t
d[A]
- = -k dt
[A]
1/2
0
1
t =
k[A]
t 0
1 1
= + kt
[A] [A]

การสลายตัวของ N2O5 ที่ 35C เป็นปฏิกิริยาอันดับหนึ่ง เมื่อความเข้มข้นเริ่มต้นของ N2O5
เท่ากับ 0.50 mol/L และมีค่า k เท่ากับ 1.35x10-4 s-1
ก) คานวณ [N2O5] เมื่อเวลาผ่านไป 300 วินาที
t 0
kt
log[A] = log[A] -
2.303
-4
2 5 t
(1.35x10 )(300)
log[N O ] = log(0.50) -
2.303
 
 
 
2 5 t
log[N O ] = -0.3186
ทำ anti-log
[N2O5] = 0.48 mol/L
การทา anti-log เพื่อถอด log
log x = y
กดเครื่องคิดเลข 10y จะเป็นการถอด log
ออก ซึ่งจะได้คาตอบ x

การสลายตัวของ N2O5 ที่ 35C เป็นปฏิกิริยาอันดับหนึ่ง เมื่อความเข้มข้นเริ่มต้นของ N2O5
เท่ากับ 0.50 mol/L และมีค่า k เท่ากับ 1.35x10-4 s-1
ข) คานวณเวลา (วินาที) ที่ทาให้ [N2O5] ลดลงเหลือ 0.30 mol/L
  
  
  
2 5 0
2 5 t
[N O ] 2.303
t = log
[N O ] k
= 3,784.6 s
t 0
kt
log[A] = log[A] -
2.303
0 t
kt
= log[A] - log[A]
2.303
 
 
 
0
t
kt [A]
= log
2.303 [A]
  
  
  
0
t
[A] 2.303
t = log
[A] k
  
  
  
-4
0.50 2.303
= log
0.30 1.35x10

การสลายตัวของ N2O5 ที่ 35C เป็นปฏิกิริยาอันดับหนึ่ง เมื่อความเข้มข้นเริ่มต้นของ N2O5
เท่ากับ 0.50 mol/L และมีค่า k เท่ากับ 1.35x10-4 s-1
ค) คานวณเวลา (วินาที) ที่ทาให้ [N2O5] สลายไป 90%
ง) ครึ่งชีวิต (t1/2)
[N2O5]0 สลายไป 90%
แสดงว่ามี [N2O5]t เหลืออยู่ 10%
2 5 t 2 5 0
10
[N O ] = [N O ]
100
 
 
 
2 5 t
10
[N O ] = x 0.50
100
 
 
 
[N2O5]t = 0.05 mol/L
= 17,059 s
1/2
0.693
t =
k
1/2 -4
0.693
t = = 5,134 s
13.5x10
  
  
  
0
t
[A] 2.303
t = log
[A] k
  
  
  
-4
0.50 2.303
= log
0.050 1.35x10
t 0
kt
log[A] = log[A] -
2.303

#ตัวอย่าง
การสลายตัวของ HI จากปฏิกิริยา 2HI(g) → H2(g) + I2(g) เป็นปฏิกิริยาอันดับสอง มีค่าคงที่อัตราเท่ากับ
5.1x10-4 L/mols ที่ 410C ถ้าในการทดลองความเข้มข้นเริ่มต้นเท่ากับ HI เท่ากับ 0.36 mol/L จงหา
ก) ความเข้มข้นของ [HI] เมื่อเวลาผ่านไป 600 วินาที
ข) เวลาที่ใช้ (วินาที) เพื่อทาให้ [HI] เหลือ 0.25 mol/L
ค) คานวณครึ่งชีวิต

#กิจกรรม work@class
แบ่งกลุ่มทากิจกรรม 3.3
มอบหมายโจทย์ให้แต่ละกลุ่ม
ระดมสมองแก้ไขโดยวิธีการ
ร่วมแสดงความคิดเห็น
ให้แต่ละกลุ่มนาเสนอ วิธีการแก้ไขโจทย์ปัญหา
1) หลักการสาคัญหรือหลักพื้นฐานที่ถูกต้อง
2) วิธีการคานวณค่าที่ถูกต้อง
3) วิธีอธิบายเชิงพฤติกรรม (วิธีปฏิบัติ) ที่ถูกต้อง
โดยให้กลุ่มอื่น ๆ รับฟัง และซักถามในข้อที่สงสัย