El efecto de la concentración sobre la velocidad de una reacción química.
La dependencia de la velocidad de reacción de la concentración de reactivos se formula en ley de acción de masas: “ A temperatura constante, la velocidad de una reacción química es directamente proporcional al producto de las concentraciones de las sustancias que reaccionan en potencias iguales a sus coeficientes estequiométricos.
Por ejemplo: para la reacción mA + nB → pAB
expresión matemática de la ley de acción de masas:
υ = k [A] m ∙ [B] norte ( de lo contrario – ecuación cinética de la reacción),
donde [A] y [B] son las concentraciones de los reactivos A y B; myn son coeficientes estequiométricos; k es un coeficiente de proporcionalidad llamado constante de velocidad.
El significado físico de la constante de velocidad es que en concentraciones de reactivos iguales a 1,0 mol/l ([A] = [B] = 1 mol/l), la velocidad de la reacción química es igual a la constante de velocidad (υ = k ). La constante de velocidad depende sólo de la naturaleza de las sustancias que reaccionan y de la temperatura, pero no depende de la concentración de las sustancias.
La representación matemática de la ley de acción de masas para sistemas homogéneos y heterogéneos tiene algunas diferencias. Para reacciones heterogéneas, la ecuación cinética incluye las concentraciones de solo aquellas sustancias que están en el sistema en solución o en fase gaseosa. La concentración de sustancias en estado sólido en la superficie permanece constante durante la reacción, por lo que su valor se tiene en cuenta en la constante de velocidad de reacción.
Por ejemplo: para una reacción homogénea 2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g)
expresión de la ley: υ = k ∙ 2 ∙ ;
para una reacción heterogénea C (tv) + O 2 (g) = CO 2 (g)
expresión de la ley υ = k eff ∙,
donde: k eff – constante de tasa efectiva igual a k ∙ [C TV ]
Tarea
¿Cómo cambiará la velocidad de la reacción 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) cuando se duplica la concentración de las sustancias de partida?
Solución
La dependencia de la velocidad de reacción de la concentración (ecuación cinética) se escribirá: υ = k ∙ 2 ∙
Si las concentraciones de las sustancias de partida aumentan 2 veces, entonces la ecuación cinética tiene la forma: υ" = k ∙ 2 ∙ , entonces υ"/υ = 8 – la velocidad de esta reacción ha aumentado 8 veces.
La dependencia de la velocidad de reacción de la presión se describe mediante una expresión similar a la ley de acción de masas, donde en lugar de concentraciones de sustancias se utilizan presiones parciales de los gases que reaccionan.
Por ejemplo: para la reacción 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g), la dependencia de la velocidad de reacción de la presión se escribirá: υ = k ∙ P H 2 2 ∙ P O 2
Tarea
¿Cómo cambiará la velocidad de reacción si la presión total en el sistema CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g), si la presión total en el sistema se reduce 5 veces? ?
Solución
La dependencia de la velocidad de reacción de la presión se escribirá:
υ = k ∙ Р CH 4 ∙ Р 2 O 2 . A medida que la presión total en el sistema disminuye, la presión parcial de cada gas disminuirá, es decir, υ" = k ∙ P CH 4 /5 ∙ (P O 2 /5) 2. Entonces υ"/υ = 1/ 5∙5 2 =1 /125 - la velocidad de reacción disminuyó 125 veces
La presión influye en gran medida en la velocidad de las reacciones que involucran gases porque determina directamente sus concentraciones.
En la ecuación de Mendeleev-Clapeyron:
lo moveremos V hacia el lado derecho, y RT- hacia la izquierda y tener en cuenta que norte/V = c:
La presión y la concentración molar de un gas son directamente proporcionales. Por lo tanto, podemos sustituir p/RT en la ley de acción de masas en lugar de concentración.
El efecto de la presión sobre la velocidad de una reacción química.
Reacciones en cadena incluyen en su mecanismo muchos actos elementales del mismo tipo (cadena) que se repiten secuencialmente.
Considere la reacción:
Consta de las siguientes etapas, comunes a todas las reacciones en cadena:
1) Iniciación, o iniciación en cadena
La descomposición de la molécula de cloro en átomos (radicales) se produce durante la irradiación UV o el calentamiento. La esencia de la etapa de iniciación es la formación de partículas activas y reactivas.
2) Desarrollo de cadena
Cl + H2 = HCl + H
H + Cl2 = HCl + Cl
Como resultado de cada acto elemental de desarrollo de la cadena, se forma un nuevo radical de cloro, y esta etapa se repite una y otra vez, teóricamente, hasta que los reactivos se consumen por completo.
- 3) Recombinación, o circuito abierto
- 2Cl = Cl2
- 2H = H2
H + Cl = HCl
Los radicales que se encuentran cerca pueden recombinarse, formando una partícula estable (molécula). Emiten el exceso de energía a una "tercera partícula", por ejemplo, las paredes de un recipiente o moléculas de impureza.
La reacción en cadena en cuestión es no ramificado, ya que en el acto elemental de desarrollo de la cadena el número de radicales no aumenta. La reacción en cadena del hidrógeno con el oxígeno es ramificado, porque aumenta el número de radicales en el acto elemental de desarrollo de la cadena:
H + O2 = OH + O
O· + H2 = OH· + H·
OH + H2 = H2O + H
Muchas reacciones de combustión son reacciones en cadena ramificada. Un aumento incontrolado del número de radicales libres (tanto por ramificación de cadenas como por reacciones no ramificadas si se inician demasiado rápido) puede provocar una fuerte aceleración de la reacción y una explosión. Parecería que cuanto mayor es la presión, mayor es la concentración de radicales y más probable es que se produzca una explosión. Pero, de hecho, para la reacción del hidrógeno con el oxígeno, una explosión sólo es posible en determinadas regiones de presión: de 1 a 100 mm Hg. y por encima de 1000 mm Hg. Esto se desprende del mecanismo de reacción. A baja presión, la mayoría de los radicales resultantes se recombinan en las paredes del recipiente y la reacción avanza lentamente. Cuando la presión aumenta a 1 mm Hg. los radicales llegan a las paredes con menos frecuencia, porque reaccionan más a menudo con las moléculas. En estas reacciones los radicales se multiplican y se produce una explosión. Sin embargo, a una presión superior a 100 mm Hg. las concentraciones de sustancias aumentan tanto que la recombinación de radicales comienza como resultado de triples colisiones (por ejemplo, con una molécula de agua), y la reacción transcurre con calma, sin explosión (flujo estacionario). Por encima de 1000 mmHg. las concentraciones se vuelven muy altas e incluso las colisiones triples no son suficientes para evitar la proliferación de radicales.
Conoces la reacción en cadena ramificada de fisión del uranio-235, en cada acto elemental del cual se captura 1 neutrón (que desempeña el papel de radical) y se emiten hasta 3 neutrones. Dependiendo de las condiciones (por ejemplo, de la concentración de los absorbentes de neutrones), también es posible que se produzca un flujo constante o una explosión. Este es otro ejemplo de la correlación entre la cinética de los procesos químicos y nucleares.
Un aumento de la presión en el sistema de 3 veces equivale a una disminución del volumen del sistema de 3 veces. En este caso, las concentraciones de reactivos aumentarán 3 veces. Según la ley de acción de masas, la velocidad de reacción inicial es:
Después de aumentar la presión 3 veces, las concentraciones de NO y O 2 aumentarán 3 veces y la velocidad de reacción, la presión será igual a:
La relación entre la velocidad final de la presión de reacción y la inicial. presión de velocidad de reacción Muestra cómo cambiará la velocidad de reacción después de un cambio de presión.
Por lo tanto, obtenemos presión de velocidad de reacción:
Respuesta:
la velocidad de reacción aumentará 27 veces.
- En primer lugar: 2NO + O2 = 2NO2, y no lo que escribiste.
La presión influye en gran medida en la velocidad de las reacciones que involucran gases porque determina directamente sus concentraciones.
Según el principio de Le Chatelier, un aumento de presión (para gases) desplaza el equilibrio hacia una reacción que conduce a una disminución del volumen (es decir, a la formación de menos moléculas), esto significa que en nuestro caso la velocidad de la reacción DIRECTA será aumentar.La velocidad de las reacciones químicas que ocurren en un medio homogéneo a temperatura constante es directamente proporcional al producto de las concentraciones de las sustancias que reaccionan elevadas a la potencia de sus coeficientes estequiométricos.
Antes de que cambie la presión, la reacción se describe mediante la ecuación cinética:
V1 = k*2 · ;
Cuando la presión aumenta 4 veces, las concentraciones de los reactivos aumentarán 4 veces. Después de aumentar la presión 4 veces, la reacción se describe mediante la ecuación cinética:
V2 = k (4)*2 · 4= 64 k *2 · ;
Encuentre el cambio en la velocidad de reacción en P2=4P1:
V2/V1 = 64La velocidad aumentará 64 veces.
- V1=k*C(N2)*C(H2)^3
2/ V2=k*C(N2)*(xC(H2))^3, donde x es un número que indica cuántas veces es necesario aumentar la concentración de hidrógeno
3. V2/V1=100, de donde x^3=100, x=4,65
respuesta: la concentración de hidrógeno debe aumentarse 4,65 veces - La velocidad de reacción N2+ 3H2 = 2NH3 se calcula mediante la fórmula: v = K**^3,
donde las concentraciones de los reactivos son en un grado igual a los coeficientes de la ecuación. Esto significa que debemos elevarlo a la tercera potencia:
2^3 = 8 la velocidad aumentará tantas veces - aumentar la presión 3 veces la velocidad simple reacciones 2NO+O2=2NO2 aumentará 1) 3 veces 2) 9 veces... 4) 18 veces 2. Coeficiente de temperatura reacciones igual a 2. al calentar de 20 grados a 50 velocidades reacciones aumenta 1) 2 veces 2) 4 veces 3) 6 veces 4) 8 veces 3. El cambio de presión afecta la velocidad reacción química 1) entre... y el hidróxido de potasio 4. se refiere a procesos catalíticos reacción entre 1) sodio y agua 2) buteno-1 y agua... y agua 4) óxido de cobre (2) e hidrógeno 5. velocidad reacciones el zinc con una solución de ácido sulfúrico no depende... fluye reacción 1)Ag+Cl 2)Fe+O2 3)N2+O2 4)Cl2+Fe 9. cuando se calienta por cada 10 grados Celsius de velocidad
- aA + bB = cC + dD
En esta ecuación, las letras minúsculas indican coeficientes estequiométricos y las letras mayúsculas indican fórmulas de sustancias. Para este caso general, la velocidad de la reacción directa viene dada por la siguiente ecuación:
Vpr = k1()
b) K= /(* )
c) En teoría, no hay nada que escribir, porque no hay sustancias gaseosas en el sistema.
d)K=Al escribir la ecuación cinética de una reacción para sistemas gaseosos, en lugar de la concentración (C), se escribe la presión (P) de los reactivos, ya que el cambio de presión en el sistema es similar al cambio de concentración. Un aumento de presión en el sistema provoca una disminución del volumen del sistema en la misma cantidad, mientras que la concentración de reactivos por unidad de volumen aumenta de la misma manera. A medida que la presión disminuye, el volumen del sistema aumenta y la concentración por unidad de volumen disminuye en consecuencia.
Ejemplos y soluciones a problemas.
Ejemplo 1.
¿La velocidad de qué reacción es mayor si, por unidad de tiempo por unidad de volumen, se formaron 9 g de vapor de agua como resultado de la primera reacción y 3,65 g de cloruro de hidrógeno como resultado de la segunda reacción?
La velocidad de una reacción se mide por el número de moles de una sustancia que se forman por unidad de volumen por unidad de tiempo. Masa molar de agua masa molar de cloruro de hidrógeno
entonces la velocidad de la primera reacción,Mol/l×s,
y la velocidad de la segunda reacción
voluntad
prostituta.La velocidad de formación de vapor de agua es mayor porque el número de moles de formación de vapor de agua es mayor que el número de moles de formación de cloruro de hidrógeno.
Ejemplo 2.
La reacción entre las sustancias A y B se expresa mediante la ecuación: A+2B®C. La concentración inicial de la sustancia A es 0,3 mol/l y la de la sustancia B es 0,5 mol/l. La constante de velocidad es 0,4. Determine la velocidad de reacción después de un tiempo cuando la concentración de la sustancia A disminuye en 0,1 mol/l.
La concentración de la sustancia A disminuyó en 0,1 mol/l. Por lo tanto, según la ecuación de reacción, la concentración de la sustancia B disminuyó en 0,2 mol/l, ya que la sustancia B está precedida por un coeficiente de 2. Entonces la concentración de la sustancia A después de un tiempo será igual a 0,3-0,1 = 0,2 mol /l, y la concentración B es 0,5-0,2 = 0,3 mol/l.
Determinar la velocidad de reacción:
Mol/l×s
Ejemplo 3.
¿Cómo cambiará la velocidad de reacción si la concentración de NO aumenta 3 veces? Según la ley de acción de masas, escribimos la expresión para la velocidad de reacción:
.Cuando la concentración de NO aumenta 3 veces, la velocidad de reacción será:
La velocidad de reacción aumentará 9 veces.
Ejemplo 4.
Determinar cómo cambiará la velocidad de reacción.
si aumenta la presión en el sistema 2 veces.Un aumento de la presión en el sistema de 2 veces provocará una disminución del volumen del sistema de 2 veces, mientras que las concentraciones de las sustancias que reaccionan aumentarán 2 veces.
Según la ley de acción de masas, escribimos la velocidad de reacción inicial.
y con un aumento de presión 2 veces:
, .La velocidad de reacción aumentará 8 veces.
Ejemplo 5.
Calcule las concentraciones iniciales de las sustancias A y B en el sistema A+3B=2C, si las concentraciones de equilibrio de las sustancias A son 0,1 mol/l, las sustancias B son 0,2 mol/l y las sustancias C son 0,7 mol/l.
Encontramos la concentración de sustancia A gastada en la reacción calculando la proporción según la ecuación de reacción:
2 mol/l C obtenido a partir de 1 mol/l A,
0,7 mol/l C®x mol/l × A.
mol/l A.Por tanto, la concentración inicial de la sustancia A es:
0,1 + 0,35 = 0,45 mol/l.
Encuentre la concentración de sustancia B gastada en la reacción.
Calculamos la proporción según la ecuación de reacción:
2 mol/l C obtenido a partir de 3 mol/l B
0,7 mol/l C ® x mol/l B
x=mol/l A.
Entonces la concentración inicial de sustancia B es:
prostituta.Ejemplo 6.
A una temperatura de 40 0 °C se formaron 0,5 mol/l de sustancia A. ¿Cuántos moles/l de A se forman si se aumenta la temperatura a 80 0 C? El coeficiente de temperatura de la reacción es 2.
Usando la regla de Van't Hoff, escribimos la expresión para la velocidad de reacción a 80 0 C:
.Sustituyendo estos problemas en la ecuación, obtenemos:
A 80 0 C se forman 8 mol/l de sustancia A.
Ejemplo 7.
Calcule el cambio en la constante de velocidad de una reacción que tiene una energía de activación de 191 kJ/mol cuando la temperatura aumenta de 330 a 400 K.
Escribamos la ecuación de Arrhenius para la condición del problema:
donde R es la constante universal de los gases igual a 8,32 J/k(K×mol).
donde el cambio en la constante de velocidad será:
Tareas de prueba
61. Velocidad de reacción química
2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)
a concentraciones de reactivos = 0,3 mol/l y = 0,15 mol/l fue 1,2·10-3 mol/(l·s). Encuentre el valor de la constante de velocidad de reacción.
62. ¿En cuántos grados se debe aumentar la temperatura del sistema para que la velocidad de reacción en él aumente 30 veces (=2,5)?
63. ¿Cuántas veces se debe aumentar la concentración de monóxido de carbono en el sistema?
2CO = CO2+ C,
para que la velocidad de reacción aumente 4 veces?
64. ¿Cuántas veces se debe aumentar la presión para que la velocidad de reacción de formación de NO2 de acuerdo con la reacción?
¿aumentó 1000 veces?
65. La reacción se desarrolla según la ecuación.
2NO(g) + Cl2(g) = 2NOCl(g).
Las concentraciones de las sustancias de partida antes del inicio de la reacción fueron: =0,4 mol/l; =0,3 mol/l. ¿Cuántas veces cambiará la velocidad de reacción respecto a la inicial en el momento en que la mitad del óxido nítrico tenga tiempo de reaccionar?
66. ¿Cuántas veces aumentará la constante de velocidad de una reacción química cuando la temperatura aumente en 40ºC, si =3,2?
67. Escriba una expresión para la velocidad de una reacción química que ocurre en un sistema homogéneo según la ecuación
y determine cuántas veces aumentará la velocidad de esta reacción si:
a) la concentración A disminuirá 2 veces;
b) la concentración A aumentará 2 veces;
c) la concentración B aumentará 2 veces;
d) la concentración de ambas sustancias aumentará 2 veces.
68. ¿Cuántas veces se debe aumentar la concentración de hidrógeno en el sistema?
N2 + 3H2= 2NH3,
para que la velocidad de reacción aumente 100 veces?
69. Calcule el coeficiente de temperatura de la velocidad de reacción si su constante de velocidad a 100 C es 0,0006 y a 150 C 0,072.
70. La reacción entre el óxido nítrico (II) y el cloro se produce según la ecuación
2NO + Cl2= 2NOCl.
¿Cómo cambia la velocidad de reacción al aumentar?
a) la concentración de óxido nítrico es 2 veces;
b) concentración de cloro 2 veces;
c) ¿las concentraciones de ambas sustancias son 2 veces?
EQUILIBRIO QUÍMICO
Ejemplos de resolución de problemas
El equilibrio químico es un estado de un sistema en el que las velocidades de reacciones químicas directas e inversas son iguales y las concentraciones de las sustancias que reaccionan no cambian con el tiempo.
Una característica cuantitativa del equilibrio químico es la constante de equilibrio. La constante de equilibrio a temperatura constante es igual a la relación entre el producto de las concentraciones de equilibrio de los productos de reacción y el producto de las concentraciones de equilibrio de las sustancias de partida, tomadas en potencias de sus coeficientes estequiométricos, y es un valor constante.
En general, para una reacción homogénea mA+ nB« pC+qD
la constante de equilibrio es:
Expresamos esta ecuación mediante la ley de acción de masas para una reacción reversible.
Cuando cambian las condiciones externas, el equilibrio químico se desplaza, expresado en un cambio en las concentraciones de equilibrio de las sustancias de partida y los productos de reacción. La dirección del cambio de equilibrio está determinada por el principio de Le Chatelier: si se ejerce una influencia externa sobre un sistema en equilibrio, entonces el equilibrio se desplaza en la dirección que debilita la influencia externa.
El equilibrio químico puede modificarse por la influencia de cambios en la concentración de las sustancias que reaccionan, la temperatura y la presión.
Con un aumento en la concentración de las sustancias de partida, el equilibrio se desplazará de acuerdo con el principio de Le Chatelier hacia los productos de reacción, y con un aumento en la concentración de los productos, hacia las sustancias de partida.
Cuando la temperatura cambia (aumenta), el equilibrio se desplaza hacia la reacción endotérmica (DH > 0), que ocurre con la absorción de calor, es decir la velocidad de la reacción directa aumenta y el equilibrio se desplaza hacia los productos de reacción. En el caso de una reacción exotérmica (DH > 0), a medida que aumenta la temperatura, aumentará la velocidad de la reacción inversa, lo que asegurará la absorción de calor, y el equilibrio se desplazará hacia las sustancias de partida.
Si en la reacción intervienen sustancias en estado gaseoso, entonces el equilibrio químico se puede cambiar cambiando la presión. Un aumento de presión equivale a un aumento de la concentración de reactivos. A medida que aumenta la presión, el equilibrio se desplaza hacia una reacción con menos moles de sustancias gaseosas y, a medida que disminuye la presión, hacia una reacción con un mayor número de moles de sustancias gaseosas.
Ejemplo 1.
Calcule las concentraciones iniciales de las sustancias A y B en el sistema homogéneo A + 3B «2C, si las concentraciones de equilibrio A = 0,1 mol/l, B = 0,2 mol/l, C = 0,7 mol/l.
Se sabe que la concentración inicial de una sustancia es igual a la suma de la concentración de equilibrio y la concentración gastada en la reacción, es decir reaccionó:
Para encontrarlo, necesitas saber cuánta sustancia A reaccionó.
Calculamos componiendo la proporción según la ecuación de reacción:
2mol/l C obtenido a partir de 1 mol/l A
0,7 mol/l C ––––––––x mol/l A,
x= (0,7×1)/2= 0,35 mol/l
Calculamos la concentración inicial de la sustancia B:
Para encontrarlo, creemos una proporción:
2 mol/l C obtenido a partir de 3 mol/l B
0,7 mol/l C ––––––––––––––x mol/l B
x = (0,7×3)/2 = 1,05 mol/l
Entonces la concentración inicial B es:
Ejemplo 2.
Calcular las concentraciones de equilibrio de las sustancias en el sistema A + B “C + D, siempre que las concentraciones iniciales de las sustancias sean: A = 1 mol/l, B = 5 mol/l. La constante de equilibrio es 1.
Supongamos que en el momento del equilibrio de la sustancia A x han reaccionado los moles. Según la ecuación de reacción, las concentraciones de equilibrio serán:
; ya que según la ecuación de reacción de la sustancia B, tomó la misma cantidad de reacción que la sustancia A.
Sustituimos los valores de las concentraciones de equilibrio en la constante de equilibrio y encontramos x.
Entonces:
Ejemplo 3.
Se ha establecido un equilibrio en el sistema: 2AB + B 2 “2AB; DH > 0.
¿En qué dirección se desplazará el equilibrio al disminuir la temperatura?
Esta reacción directa es endotérmica, es decir. va con la absorción de calor, por lo tanto, cuando la temperatura en el sistema disminuye, el equilibrio, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, se desplazará hacia la izquierda, hacia la reacción inversa, que es exotérmica.
Ejemplo 4.
El equilibrio del sistema A + B « AB se estableció a las siguientes concentraciones de sustancias: C (A) = C ( B) = C ( AB) = 0,01 mol/l. Calcular la constante de equilibrio y las concentraciones iniciales de sustancias. 72. Concentraciones iniciales de óxido de nitrógeno (II) y cloro en el sistema.
2NO + Cl2 2NOCl
son 0,5 mol/l y 0,2 mol/l, respectivamente. Calcule la constante de equilibrio si cuando se produce el equilibrio, ha reaccionado 20 óxido nítrico.
73. A una determinada temperatura, las concentraciones de equilibrio de los reactivos de una reacción química reversible.
2A(g)+B(g) 2C(g)
fueron [A]=0,04 mol/l, [B]=0,06 mol/l, [C]=0,02 mol/l. Calcule la constante de equilibrio y las concentraciones iniciales de las sustancias A y B.
74. A una determinada temperatura, las concentraciones de equilibrio en el sistema
fueron respectivamente: = 0,04 mol/l, = 0,06 mol/l,
0,02 mol/l. Calcule la constante de equilibrio y la concentración inicial.
concentración de óxido de azufre (IV) y oxígeno.
75. Cuando el sistema está en equilibrio
las concentraciones de las sustancias implicadas fueron: = 0,3 mol/l;
76. = =0,9 mol/l;
= 0,4 mol/l. Calcule cómo cambiarán las velocidades de las reacciones directa e inversa si la presión aumenta 5 veces. ¿En qué dirección se desplazará el equilibrio?
Calcular la constante de equilibrio de una reacción reversible.
77. 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g),
si la concentración de equilibrio = 0,04 mol/l, y las concentraciones iniciales de las sustancias = 1 mol/l, = 0,8 mol/l.
Equilibrio del sistema
78. CO + Cl2 COCl2,
establecidas a las siguientes concentraciones de reactivos: [CO] = =[Cl2] = = 0,001 mol/l. Determine la constante de equilibrio y las concentraciones iniciales de monóxido de carbono y cloro.
Las concentraciones iniciales de monóxido de carbono (II) y vapor de agua son iguales y ascienden a 0,03 mol/l. Calcule las concentraciones de equilibrio de CO, H2O y H2 en el sistema.
79. CO + H2O CO2+ H2,
si la concentración de equilibrio de CO2 fuera igual a 0,01 mol/l. Calcule la constante de equilibrio.
80. Determinar la concentración de equilibrio de hidrógeno en el sistema.
si la concentración inicial de HJ era 0,05 mol/l y la constante de equilibrio K = 0,02.
Constante de equilibrio del sistema
CO + H2O CO2+ H2
a una determinada temperatura es igual a 1. Calcular la composición porcentual de la mezcla en equilibrio si las concentraciones iniciales de CO y H2O son 1 mol/l. Para que las sustancias reaccionen, sus moléculas deben chocar. La probabilidad de que dos personas choquen en una calle muy transitada es mucho mayor que en una desierta. Lo mismo con las moléculas. Obviamente, la probabilidad de que las moléculas colisionen en la figura de la izquierda es mayor que en la de la derecha. Es directamente proporcional al número de moléculas de reactivo por unidad de volumen, es decir concentraciones molares de reactivos. Esto se puede demostrar mediante un modelo. :
A mediados del siglo XIX. (1865 - N.N. Beketov, 1867 - K. Guldberg, P. Waage) el postulado básico de la cinética química, también llamado ley de acción de masas Los números n, m en la expresión de la ley de acción de masas se denominan órdenes de reacción, para sustancias relevantes. Estas son cantidades determinadas experimentalmente. Suma de exponentes norte metro .
llamado orden general de reacción Tenga en cuenta que los grados en las concentraciones A y B en general no igual a los coeficientes estequiométricos en reacción! Se vuelven numéricamente iguales sólo si la reacción procede exactamente como está escrita (tales reacciones se llaman simple o
elemental constante de velocidad de reacción . El valor de la constante de velocidad de reacción es constante para una reacción determinada a una temperatura determinada.
*La ley de acción de masas no incluye concentraciones de sólidos, porque Las reacciones con los sólidos tienen lugar en su superficie, donde la “concentración” de la sustancia es constante.
C TELEVISOR +O 2 = CO 2 , v=k[C] para sustancias relevantes. Estas son cantidades determinadas experimentalmente. Suma de exponentes órdenes de reacción =k" órdenes de reacción ; k"=k[C] para sustancias relevantes. Estas son cantidades determinadas experimentalmente. Suma de exponentes
La influencia de la presión en la velocidad de una reacción química.
La presión influye en gran medida en la velocidad de las reacciones que involucran gases porque determina directamente sus concentraciones.
En la ecuación de Mendeleev-Clapeyron:
pV =órdenes de reacciónRT
lo moveremos V hacia el lado derecho, y RT- hacia la izquierda y tenga en cuenta que órdenes de reacción/V = c:
p/RT = c
La presión y la concentración molar de un gas son directamente proporcionales. Por lo tanto, podemos sustituir p/RT en la ley de acción de masas en lugar de concentración.
La influencia de la presión en la velocidad de una reacción química. (Material adicional).
Reacciones en cadena incluyen en su mecanismo muchos actos elementales del mismo tipo (cadena) que se repiten secuencialmente.
Considere la reacción:
h 2 +cl 2 = 2HCl
Consta de las siguientes etapas, comunes a todas las reacciones en cadena:
1) Iniciación , o iniciación en cadena
CL 2 = 2Cl
La descomposición de la molécula de cloro en átomos (radicales) se produce durante la irradiación UV o el calentamiento. La esencia de la etapa de iniciación es la formación de partículas activas y reactivas.
2) Desarrollo de la cadena
Cl+H 2 = HCl + HH+Cl 2 = HCl + Cl
Como resultado de cada acto elemental de desarrollo de la cadena, se forma un nuevo radical de cloro, y esta etapa se repite una y otra vez, teóricamente, hasta que los reactivos se consumen por completo.
3) Recombinación , o circuito abierto
2Cl =Cl 2 2H = H 2 H + Cl = HCl
Los radicales que se encuentran cerca pueden recombinarse, formando una partícula estable (molécula). Dan un exceso de energía a una "tercera partícula", por ejemplo, las paredes de un recipiente o moléculas de impureza.
Consideró reacción en cadena es no ramificado , ya que en el acto elemental de desarrollo de la cadena el número de radicales no aumenta . Reacción en cadena del hidrógeno con el oxígeno. es ramificado , porque aumenta el número de radicales en el acto elemental de desarrollo de la cadena :
H+O 2 = OH + OO+H 2 = OH + HOH+H 2 =H 2 O+H
Las reacciones de cadena ramificada incluyen muchas reacciones de combustión. Un aumento incontrolado del número de radicales libres (tanto como resultado de la ramificación de la cadena como en el caso de reacciones no ramificadas en el caso de una iniciación demasiado rápida) puede provocar una fuerte aceleración de la reacción y una explosión.
Parecería que cuanto mayor es la presión, mayor es la concentración de radicales y más probable es que se produzca una explosión. Pero, de hecho, para la reacción del hidrógeno con el oxígeno, una explosión sólo es posible en determinadas regiones de presión: de 1 a 100 mm Hg. y por encima de 1000 mm Hg. Esto se desprende del mecanismo de reacción. A baja presión, la mayoría de los radicales resultantes se recombinan en las paredes del recipiente y la reacción avanza lentamente. Cuando la presión aumenta a 1 mm Hg. los radicales llegan a las paredes con menos frecuencia, porque reaccionan más a menudo con las moléculas. En estas reacciones los radicales se multiplican y se produce una explosión. Sin embargo, a una presión superior a 100 mm Hg. las concentraciones de sustancias aumentan tanto que la recombinación de radicales comienza como resultado de triples colisiones (por ejemplo, con una molécula de agua), y la reacción transcurre con calma, sin explosión (flujo estacionario). Por encima de 1000 mmHg. las concentraciones se vuelven muy altas e incluso las colisiones triples no son suficientes para evitar la proliferación de radicales.
Conoces la reacción en cadena ramificada de fisión del uranio-235, en cada acto elemental del cual se captura 1 neutrón (que desempeña el papel de radical) y se emiten hasta 3 neutrones. Dependiendo de las condiciones (por ejemplo, de la concentración de los absorbentes de neutrones), también es posible que se produzca un flujo constante o una explosión. Este es otro ejemplo de la correlación entre la cinética de los procesos químicos y nucleares.
