Tugas 127.
Bagaimana laju reaksi yang terjadi dalam fasa gas berubah seiring dengan kenaikan suhu sebesar 60°C, jika koefisien suhu laju reaksi tersebut adalah 2?
Larutan:
Akibatnya, laju reaksi dengan peningkatan suhu sebesar 600 C 0 adalah 64 kali lebih besar dari laju reaksi awal.
Tugas 121.
Oksidasi belerang dan dioksida berlangsung menurut persamaan:
a) S (k) + O 2 = JADI 2 (d); b) 2SO 2 (d) + O 2 = 2SO 3 (d).
Bagaimana laju reaksi ini berubah jika volume masing-masing sistem diperkecil empat kali lipat?
Larutan:
a) S (k) + O 2 = JADI 2 (g)
Mari kita nyatakan konsentrasi reaktan gas: = A, = B. Menurut hukum massa yang aktif
, laju reaksi maju dan mundur sebelum perubahan volume masing-masing sama:
V pr = k. A; V arr = k. B.
Setelah mengurangi volume sistem heterogen sebanyak empat kali, konsentrasinya zat berbentuk gas akan meningkat empat kali lipat: = 4a, = 4b. Pada konsentrasi baru, laju reaksi maju dan mundur akan sama
Akibatnya, setelah pengurangan volume dalam sistem, laju reaksi maju dan mundur meningkat empat kali lipat. Keseimbangan sistem belum bergeser.
b) 2SO 2 (g) + O 2 = 2SO 3 (g)
Mari kita nyatakan konsentrasi reaktan: = A, = B, = Dengan. Menurut hukum aksi massa, laju reaksi maju dan mundur sebelum perubahan volume adalah sama:
V pr = ka 2 b; Vo b r = kc 2 .
Setelah volume sistem homogen diperkecil empat kali lipat, konsentrasi reaktan akan bertambah empat kali lipat: = 4 A, = 4B, = 4 detik Pada konsentrasi baru, laju reaksi maju dan mundur akan sama:
Akibatnya, setelah volume sistem berkurang, laju reaksi maju meningkat 64 kali lipat, dan reaksi balik meningkat 16 kali lipat. Kesetimbangan sistem bergeser ke kanan, menuju penurunan pembentukan zat gas.
Konstanta kesetimbangan sistem homogen
Tugas 122.
Tuliskan ekspresi konstanta kesetimbangan sistem homogen:
N 2 + ZN 2 = 2NH 3. Bagaimana laju reaksi langsung pembentukan amonia berubah jika konsentrasi hidrogen ditingkatkan tiga kali lipat?
Larutan:
Persamaan reaksi:
N 2 + ZN 2 = 2NH 3
Ekspresi konstanta kesetimbangan reaksi ini berbentuk:
Mari kita nyatakan konsentrasi reaktan gas: = A, = B. Menurut hukum aksi massa, laju reaksi langsung sebelum peningkatan konsentrasi hidrogen adalah: V pr = kab 3. Setelah meningkatkan konsentrasi hidrogen menjadi tiga kali konsentrasi bahan awal akan sama: = A, = 3B. Pada konsentrasi baru, laju reaksi langsung akan sama dengan:
Akibatnya, setelah peningkatan konsentrasi hidrogen tiga kali lipat, laju reaksi meningkat 27 kali lipat. Kesetimbangan menurut prinsip Le Chatelier bergeser ke arah penurunan konsentrasi hidrogen, yaitu ke kanan.
Z tugas 123.
Reaksinya mengikuti persamaan N 2 + O 2 = 2NO. Konsentrasi zat awal sebelum reaksi dimulai adalah = 0,049 mol/L, = 0,01 mol/L. Hitung konsentrasi zat-zat tersebut ketika = 0,005 mol/l. Jawaban: 0,0465 mol/l;
Larutan:
= 0,0075 mol/l.
Persamaan reaksinya adalah:
Dari persamaan reaksi berikut bahwa pembentukan 2 mol NO memerlukan 1 mol N2 dan O2, yaitu pembentukan NO memerlukan setengah jumlah N2 dan O2. Berdasarkan uraian di atas, dapat diasumsikan bahwa pembentukan 0,005 mol NO memerlukan 0,0025 mol N 2 dan O 2. Maka konsentrasi akhir zat awal akan sama dengan:
Terakhir = referensi. – 0,0025 = 0,049 – 0,0025 = 0,0465 mol/l;
terbatas = referensi. - 0,0025 = 0,01 – 0,0025 = 0,0075 mol/l. Menjawab:
terbatas = 0,0465 mol/l; terbatas = 0,0075 mol/l.
Tugas 124.
Larutan:
= 0,0075 mol/l.
Reaksi berlangsung menurut persamaan N 2 + ZH 2 = 2NH 3. Konsentrasi zat yang terlibat (mol/l): = 0,80;
= 1,5; = 0,10. Hitung konsentrasi hidrogen dan amonia = 0,5 mol/l. Jawaban: = 0,70 mol/l; [H 2) = 0,60 mol/l. N2 + ZH2 = 2NH3 . Dari persamaan tersebut dapat disimpulkan bahwa dari 1 mol N 2 2 mol NH 3 terbentuk dan 3 mol H 2 dikonsumsi. Jadi, dengan partisipasi sejumlah nitrogen dalam reaksi, jumlah nitrogen dua kali lipat akan terbentuk
lagi
amonia dan akan bereaksi dengan hidrogen tiga kali lebih banyak. Mari kita hitung jumlah nitrogen yang bereaksi: 0,80 – 0,50 = 0,30 mol. Mari kita hitung jumlah amonia yang terbentuk: 0,3
2 = 0,6 mol. Mari kita hitung jumlah hidrogen yang bereaksi: 0,3. 3 = 0,9 mol. Sekarang mari kita hitung konsentrasi akhir reaktan:
terbatas = referensi. - 0,0025 = 0,01 – 0,0025 = 0,0075 mol/l. terbatas = 0,10 + 0,60 = 0,70 mol;
[H 2 ]akhir = 1,5 - 0,90 = 0,60 mol;
terbatas = 0,80 - 0,50 = 0,30 mol.
= 0,70 mol/l; [H 2) = 0,60 mol/l.
Kecepatan, koefisien suhu laju reaksi Tugas 125. reaksi dan lajunya pada = 0,03 mol/l. Jawaban: 3.2 .
10 -4 , 1,92 .
10 -4
Larutan:
= 0,0075 mol/l.
H 2 + Saya 2 = 2HI
Pada konsentrasi awal zat yang bereaksi, menurut hukum aksi massa, laju reaksi akan sama jika konsentrasi zat awal dinyatakan: [H 2 ] = A, = B.
V pr = k ab = 0,16 . 0,04 . 0,05 = 3,2 . 10 -4 .
Mari kita hitung jumlah hidrogen yang bereaksi jika konsentrasinya berubah menjadi 0,03 mol/l, kita peroleh: 0,04 - 0,03 = 0,01 mol. Dari persamaan reaksi dapat disimpulkan bahwa hidrogen dan yodium bereaksi satu sama lain dengan perbandingan 1:1, yang berarti 0,01 mol yodium juga ikut bereaksi. Jadi, konsentrasi akhir yodium adalah: 0,05 -0,01 = 0,04 mol. Pada konsentrasi baru, laju reaksi langsung akan sama dengan:
Jawaban: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4 .
Tugas 126.
Hitung berapa kali laju reaksi yang terjadi dalam fasa gas akan berkurang jika suhu diturunkan dari 120 menjadi 80°C. Koefisien suhu kecepatan reaksi Z.
Larutan:
Ketergantungan pada kecepatan reaksi kimia suhu ditentukan oleh aturan empiris Van't Hoff menurut rumus:
Oleh karena itu, laju reaksi; pada 800 C 0 laju reaksi pada 1200 C 0 adalah 81 kali lebih kecil.
Laju reaksi kimia- perubahan jumlah salah satu zat yang bereaksi per satuan waktu dalam satuan ruang reaksi.
Kecepatan reaksi kimia dipengaruhi oleh faktor-faktor berikut:
- sifat zat yang bereaksi;
- konsentrasi reaktan;
- permukaan kontak zat yang bereaksi (dalam reaksi heterogen);
- suhu;
- aksi katalis.
Teori tumbukan aktif memungkinkan kita menjelaskan pengaruh faktor-faktor tertentu terhadap laju reaksi kimia. Ketentuan pokok teori ini:
- Reaksi terjadi ketika partikel-partikel reaktan yang mempunyai energi tertentu bertabrakan.
- Semakin banyak partikel reagen, semakin dekat satu sama lain, semakin besar lebih banyak peluang mereka harus bertabrakan dan bereaksi.
- Hanya tumbukan efektif yang menimbulkan reaksi, yaitu. hubungan-hubungan di mana “hubungan-hubungan lama” dihancurkan atau dilemahkan dan oleh karena itu “hubungan-hubungan baru” dapat dibentuk. Untuk melakukan hal ini, partikel harus mempunyai energi yang cukup.
- Kelebihan energi minimum yang diperlukan untuk tumbukan efektif partikel-partikel reaktan disebut energi aktivasi Ea.
- Aktivitas bahan kimia memanifestasikan dirinya dalam energi aktivasi yang rendah dari reaksi yang melibatkannya. Semakin rendah energi aktivasi, semakin tinggi laju reaksinya. Misalnya, dalam reaksi antara kation dan anion, energi aktivasi sangat rendah, sehingga reaksi tersebut terjadi hampir seketika
Pengaruh konsentrasi reaktan terhadap laju reaksi
Ketika konsentrasi reaktan meningkat, laju reaksi meningkat. Agar suatu reaksi dapat terjadi, dua partikel kimia harus bersatu, sehingga laju reaksi bergantung pada banyaknya tumbukan di antara keduanya. Peningkatan jumlah partikel dalam volume tertentu menyebabkan lebih seringnya tumbukan dan peningkatan laju reaksi.
Peningkatan laju reaksi yang terjadi pada fasa gas akan diakibatkan oleh peningkatan tekanan atau penurunan volume yang ditempati campuran.
Berdasarkan data eksperimen pada tahun 1867, ilmuwan Norwegia K. Guldberg dan P. Waage, dan secara independen pada tahun 1865, ilmuwan Rusia N.I. Beketov merumuskan hukum dasar kinetika kimia, dengan menetapkan ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi reaktan -
Hukum aksi massa (LMA):
Laju reaksi kimia sebanding dengan hasil kali konsentrasi zat-zat yang bereaksi, dipangkatkan sama dengan koefisiennya dalam persamaan reaksi. (“massa efektif” adalah sinonim konsep modern"konsentrasi")
aA +bB =cС +DD, Di mana k– konstanta laju reaksi
ZDM dilakukan hanya untuk reaksi kimia dasar yang terjadi dalam satu tahap. Jika suatu reaksi berlangsung secara berurutan melalui beberapa tahap, maka kecepatan total seluruh proses ditentukan oleh bagian paling lambatnya.
Ekspresi untuk kecepatan berbagai jenis reaksi
ZDM mengacu pada reaksi homogen. Jika reaksinya heterogen (reagen berada dalam keadaan agregasi yang berbeda), maka persamaan ZDM hanya mencakup reagen cair atau gas saja, dan reagen padat tidak termasuk, hanya mempengaruhi konstanta laju k.
Molekularitas reaksi adalah jumlah minimum molekul yang berpartisipasi dalam unsur dasar proses kimia. Berdasarkan molekulernya, reaksi kimia dasar dibagi menjadi molekuler (A →) dan bimolekuler (A + B →); reaksi trimolekuler sangat jarang terjadi.
Laju reaksi heterogen
- Tergantung pada luas permukaan kontak antar zat, yaitu pada derajat penggilingan zat dan kelengkapan pencampuran reagen.
- Contohnya adalah pembakaran kayu. Seluruh batang kayu terbakar relatif lambat di udara. Jika Anda meningkatkan permukaan kontak antara kayu dan udara, membelah kayu menjadi serpihan, laju pembakaran akan meningkat.
- Besi piroforik dituangkan ke selembar kertas saring. Saat terjatuh, partikel besi menjadi panas dan membakar kertas.
Pengaruh suhu terhadap laju reaksi
Pada abad ke-19, ilmuwan Belanda Van't Hoff secara eksperimental menemukan bahwa dengan peningkatan suhu sebesar 10 o C, laju banyak reaksi meningkat 2-4 kali lipat.
Aturan Van't Hoff
Setiap kenaikan suhu sebesar 10°C, laju reaksi meningkat 2-4 kali lipat.
Di sini ( surat Yunani"gamma") - yang disebut koefisien suhu atau koefisien Van't Hoff, mengambil nilai dari 2 hingga 4.
Untuk setiap reaksi spesifik, koefisien suhu ditentukan secara eksperimental. Ini menunjukkan dengan tepat berapa kali laju reaksi kimia tertentu (dan konstanta lajunya) meningkat dengan setiap kenaikan suhu 10 derajat.
Aturan Van't Hoff digunakan untuk memperkirakan perubahan konstanta laju reaksi seiring dengan kenaikan atau penurunan suhu. Lagi rasio yang tepat Ahli kimia Swedia Svante Arrhenius menetapkan antara konstanta laju dan suhu:
Bagaimana lagi E reaksi spesifik, jadi lebih sedikit(pada suhu tertentu) adalah konstanta laju k (dan laju) reaksi ini. Peningkatan T menyebabkan peningkatan konstanta laju, hal ini dijelaskan oleh fakta bahwa peningkatan suhu menyebabkan peningkatan pesat dalam jumlah molekul “energik” yang mampu mengatasi hambatan aktivasi Ea.
Pengaruh katalis terhadap laju reaksi
Anda dapat mengubah laju reaksi dengan menggunakan zat khusus yang mengubah mekanisme reaksi dan mengarahkannya ke jalur yang lebih menguntungkan secara energi dengan energi aktivasi yang lebih rendah.
Katalis- ini adalah zat yang berpartisipasi dalam reaksi kimia dan meningkatkan kecepatannya, tetapi pada akhir reaksi, zat tersebut tetap tidak berubah secara kualitatif dan kuantitatif.
Inhibitor– zat yang memperlambat reaksi kimia.
Mengubah laju reaksi kimia atau arahnya dengan menggunakan katalis disebut katalisis .
Contoh 1
Berapa kali laju reaksi akan meningkat?
A) C + 2 H 2 = CH 4
B) 2 NO + Cl 2 = 2 NOCl
kapan tekanan dalam sistem meningkat tiga kali lipat?
Larutan:
Meningkatkan tekanan dalam sistem sebanyak tiga kali lipat setara dengan meningkatkan konsentrasi masing-masing komponen gas sebanyak tiga kali lipat.
Sesuai dengan hukum aksi massa, kita tuliskan persamaan kinetik untuk setiap reaksi.
a) Karbon adalah fase padat, dan hidrogen adalah fase gas. Kecepatan reaksi heterogen tidak bergantung pada konsentrasi fasa padat, sehingga tidak termasuk dalam persamaan kinetik. Laju reaksi pertama dijelaskan oleh persamaan
Biarkan konsentrasi hidrogen awal sama dengan X, Kemudian v 1 = kh 2 . Setelah meningkatkan tekanan tiga kali lipat, konsentrasi hidrogen menjadi 3 X, dan laju reaksi v 2 = k(3x) 2 = 9kx 2. Selanjutnya kita menemukan rasio kecepatan:
v 1:v 2 = 9kx 2:kx 2 = 9.
Jadi, kecepatan reaksinya akan bertambah 9 kali lipat.
B) Persamaan kinetik reaksi kedua yang homogen akan dituliskan dalam bentuk 
. Biarkan konsentrasi awal TIDAK sama dengan X, dan konsentrasi awal kelas 2 sama dengan pada, Kemudian v 1 = kx 2 tahun; v 2 = k(3x) 2 3y = 27kx 2 tahun;
ayat 2:v 1 = 27.
Kecepatan reaksi akan meningkat 27 kali lipat.
Contoh 2
Reaksi antara zat A dan B berlangsung menurut persamaan 2A + B = C. Konsentrasi zat A adalah 6 mol/l, dan zat B adalah 5 mol/l. Konstanta laju reaksi adalah 0,5 (l 2 ∙mol -2 ∙s –1). Hitunglah laju reaksi kimia dalam momen awal dan pada saat 45% zat B tersisa dalam campuran reaksi.
Larutan:
Berdasarkan hukum aksi massa, laju reaksi kimia pada momen awal adalah:
= 0,5∙6 2 ∙5 = 90,0 mol∙s -1 ∙l -1
Setelah beberapa waktu, 45% zat B akan tetap berada dalam campuran reaksi, sehingga konsentrasi zat B menjadi sama dengan 5. 0,45= 2,25 mol/l. Artinya konsentrasi zat B berkurang 5,0 - 2,25 = 2,75 mol/l.
Karena zat A dan B berinteraksi satu sama lain dengan perbandingan 2:1, konsentrasi zat A berkurang 5,5 mol/l (2,75∙2=5,5) dan menjadi sama dengan 0,5 mol/l (6,0 - 5,5= 0,5).
= 0,5(0,5) 2 ∙2,25 = 0,28 mol∙s -1 ∙l -1 .
Jawaban: 0,28 mol∙s -1 ∙l -1
Contoh 3
Koefisien suhu laju reaksi G sama dengan 2,8. Berapa derajat kenaikan suhu jika waktu reaksi dikurangi 124 kali?
Larutan:
Menurut aturan van't Hoff v 1 = v 2 ×. Waktu reaksi T ada kuantitas, kebalikannya sebanding dengan kecepatan, Kemudian v 2 /v 1 = t 1 /t 2 = 124.
t 1 /t 2 = = 124
Mari kita ambil logaritma dari ekspresi terakhir:
lg( )= mencatat 124;
DT/ 10×lgg=lg 124;
DT = 10×lg124/ lg2.8 » 47 0 .
Suhu dinaikkan sebesar 47 0.
Contoh 4
Ketika suhu dinaikkan dari 10 0 C menjadi 40 0 C, laju reaksi meningkat 8 kali lipat. Berapakah energi aktivasi reaksi tersebut?
Larutan:
Rasio laju reaksi pada suhu yang berbeda sama dengan perbandingan konstanta laju pada suhu yang sama dan sama dengan 8. Sesuai dengan persamaan Arrhenius
k 2 / k 1 = SEBUAH× /A = 8
Karena faktor pra-eksponensial dan energi aktivasi praktis tidak bergantung pada suhu, maka
Contoh 5
Pada suhu 973 KE konstanta kesetimbangan reaksi
NiO+H 2 = Ni+H 2 O (g)
Larutan:
Kita asumsikan konsentrasi awal uap air adalah nol. Ekspresi konstanta kesetimbangan reaksi heterogen ini memiliki bentuk sebagai berikut: 
.
Biarkan konsentrasi uap air menjadi sama dengan momen kesetimbangan x mol/l. Kemudian sesuai dengan stoikiometri reaksi, konsentrasi hidrogen menurun sebesar x mol/l dan menjadi setara (3 – x) mol/l.
Mari kita substitusikan konsentrasi kesetimbangan ke dalam persamaan konstanta kesetimbangan dan temukan X:
K = x / (3 – x); x / (3 – x) = 0,32; x=0,73 mol/l.
Jadi, konsentrasi kesetimbangan uap air adalah 0,73 perempuan jalang, konsentrasi kesetimbangan hidrogen adalah 3 – 0,73 = 2,27 perempuan jalang.
Contoh 6
Bagaimana pengaruhnya terhadap keseimbangan reaksi? 2JADI 2 +O 2 ⇄2JADI 3 ; DH= -172,38 kJ:
1) peningkatan konsentrasi JADI 2, 2) peningkatan tekanan dalam sistem,
3) mendinginkan sistem, 4) memasukkan katalis ke dalam sistem?
Larutan:
Menurut prinsip Le Chatelier, dengan meningkatnya konsentrasi JADI 2 keseimbangan akan bergeser ke arah proses yang mengarah pada konsumsi JADI 2, yaitu menuju reaksi langsung pembentukan JADI 3.
Reaksinya datang dengan perubahan jumlah tikus tanah zat berbentuk gas, sehingga perubahan tekanan akan menggeser kesetimbangan. Dengan meningkatnya tekanan, kesetimbangan akan bergeser ke arah proses yang melawan perubahan ini, yaitu dilanjutkan dengan penurunan bilangan. tikus tanah zat gas, dan, akibatnya, dengan penurunan tekanan. Menurut persamaan reaksi, bilangan tersebut tikus tanah zat awal berbentuk gas adalah tiga, dan jumlahnya tikus tanah produk reaksi langsung sama dengan dua. Oleh karena itu, dengan meningkatnya tekanan, kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi pembentukan langsung JADI 3.
Karena DH< 0, lalu lurus reaksi sedang berlangsung dengan pelepasan panas (reaksi eksotermik). Reaksi sebaliknya akan terjadi dengan penyerapan panas (reaksi endotermik). Sesuai dengan prinsip Le Chatelier, pendinginan akan menyebabkan pergeseran kesetimbangan ke arah reaksi yang melepaskan panas, yaitu ke arah reaksi langsung.
Masuknya katalis ke dalam sistem tidak menyebabkan pergeseran kesetimbangan kimia.
Contoh 7
Pada 10 0 C reaksi berakhir dalam 95 detik, dan pada 20 0 C dalam 60 detik. Hitung energi aktivasi untuk reaksi ini.
Larutan:
Waktu reaksi berbanding terbalik dengan kecepatannya. Kemudian 
.
Hubungan antara konstanta laju reaksi dan energi aktivasi ditentukan oleh persamaan Arrhenius:
= 1,58.
ln1.58 = 
;
Jawaban: 31,49 kJ/mol.
Contoh 8
Selama sintesis amonia N 2 + 3H 2 2NH 3, kesetimbangan tercapai pada konsentrasi reaktan berikut (mol/l):
Hitung konstanta kesetimbangan untuk reaksi ini dan konsentrasi awal nitrogen dan hidrogen.
Larutan:
Kami menentukan konstanta kesetimbangan K C dari reaksi ini:
K C= 
= (3,6) 2 / 2,5 (1,8) 3 = 0,89
Kami menemukan konsentrasi awal nitrogen dan hidrogen berdasarkan persamaan reaksi. Pembentukan 2 mol NH 3 memerlukan 1 mol nitrogen, dan pembentukan 3,6 mol amonia memerlukan 3,6/2 = 1,8 mol nitrogen. Dengan mempertimbangkan konsentrasi kesetimbangan nitrogen, kami menemukan konsentrasi awalnya:
C keluar (H 2) = 2,5 + 1,8 = 4,3 mol/l
Untuk membentuk 2 mol NH 3, diperlukan 3 mol hidrogen, dan untuk memperoleh 3,6 mol amonia diperlukan 3 ∙ 3,6: 2 = 5,4 mol.
C keluar (H 2) = 1,8 + 5,4 = 7,2 mol/l.
Jadi, reaksi dimulai pada konsentrasi (mol/l): C(N 2) = 4,3 mol/l; C(H2) = 7,2 mol/l
Daftar tugas untuk topik 3
1. Reaksi berlangsung menurut skema 2A + 3B = C. Konsentrasi A berkurang 0,1 mol/l. Bagaimana konsentrasi zat B dan C berubah?
2. Konsentrasi awal zat-zat yang terlibat dalam reaksi CO + H 2 O = CO 2 + H 2 adalah sama (mol/l, dari kiri ke kanan): 0,3; 0,4; 0,4; 0,05. Berapa konsentrasi semua zat pada saat ½ konsentrasi awal CO bereaksi?
3. Berapa kali laju reaksi 2A + B berubah? C, jika konsentrasi zat A dinaikkan 2 kali lipat dan konsentrasi zat B dikurangi 3?
4. Beberapa saat setelah dimulainya reaksi 3A + B Konsentrasi zat 2C + D adalah (mol/l, dari kiri ke kanan): 0,03; 0,01; 0,008. Berapa konsentrasi awal zat A dan B?
5. Dalam sistem CO + Cl 2 Konsentrasi COCl 2 CO meningkat dari 0,03 menjadi 0,12 mol/l, dan klorin dari 0,02 menjadi 0,06 mol/l. Berapa kali laju reaksi maju meningkat?
6. Berapa kali konsentrasi zat B harus ditingkatkan dalam sistem 2A + B A 2 B, sehingga bila konsentrasi zat A berkurang 4 kali lipat, laju reaksi langsung tidak berubah?
7. Berapa kali konsentrasi karbon monoksida (II) dalam sistem 2CO harus ditingkatkan? CO 2 + C sehingga laju reaksinya meningkat 100 kali lipat? Bagaimana laju reaksi berubah ketika tekanan dinaikkan 5 kali lipat?
8. Berapa lama waktu yang diperlukan untuk menyelesaikan reaksi pada suhu 18 0 C jika reaksi selesai dalam waktu 20 detik pada suhu 90 0 C dan koefisien suhu laju reaksi adalah = 3,2?
9. Pada 10 0 C reaksi berakhir dalam 95 detik, dan pada 20 0 C dalam 60 detik. Hitung energi aktivasi.
10. Berapa kali laju reaksi meningkat ketika suhu dinaikkan dari 30 0 menjadi 50 0 C jika energi aktivasi 125,5 kJ/mol?
11. Berapakah energi aktivasi suatu reaksi yang lajunya pada 300 K 10 kali lebih besar dibandingkan pada 280 K?
12. Berapa energi aktivasi suatu reaksi jika kecepatan reaksi meningkat dua kali lipat ketika suhu dinaikkan dari 290 menjadi 300 K?
13. Energi aktivasi suatu reaksi tertentu adalah 100 kJ/mol. Berapa kali laju reaksi berubah ketika suhu dinaikkan dari 27 menjadi 37 0 C?
14. Konsentrasi awal zat yang terlibat dalam reaksi N 2 +3H 2 =2NH 3 adalah sama (mol/l, dari kiri ke kanan): 0,2; 0,3; 0. Berapa konsentrasi nitrogen dan hidrogen pada saat konsentrasi amonia menjadi 0,1 mol/l.
15. Berapa kali laju reaksi 2A + B berubah? C, jika konsentrasi zat A dinaikkan 3 kali lipat dan konsentrasi zat B dikurangi 2 kali lipat?
16. Konsentrasi awal zat A dan B pada reaksi A+2B C masing-masing adalah 0,03 dan 0,05 mol/l. Konstanta laju reaksi adalah 0,4. Tentukan laju awal reaksi dan laju reaksi setelah beberapa waktu, ketika konsentrasi zat A berkurang sebesar 0,01 mol/l.
17. Bagaimana laju reaksi 2NO+ O 2 berubah? 2NO 2 jika: a) meningkatkan tekanan dalam sistem sebanyak 3 kali lipat; b) memperkecil volume sistem sebanyak 3 kali?
18. Berapa kali laju reaksi yang terjadi pada 298 K akan meningkat jika energi aktivasinya berkurang 4 kJ/mol?
19. Pada suhu berapa reaksi akan selesai dalam waktu 45 menit, jika pada suhu 293 K memerlukan waktu 3 jam? Koefisien suhu reaksi adalah 3,2.
20. Energi aktivasi reaksi NO 2 = NO + 1/2O 2 adalah 103,5 kJ/mol. Konstanta laju reaksi ini pada 298K adalah 2,03∙10 4 s -1. Hitung konstanta laju reaksi ini pada 288 K.
21. Reaksi CO + Cl 2 COCl 2 terjadi dalam volume 10 liter. Komposisi campuran kesetimbangan: 14 g CO; 35,6 g Cl 2 dan 49,5 g COCl 2. Hitung tetapan kesetimbangan reaksi tersebut.
22. Tentukan tetapan kesetimbangan reaksi N 2 O 4 2NO 2 jika konsentrasi awal N 2 O 4 adalah 0,08 mol/l, dan pada saat kesetimbangan terjadi, 50% N 2 O 4 telah terdisosiasi.
23. Konstanta kesetimbangan reaksi A + B C + D sama dengan satu. Konsentrasi awal [A] o =0,02 mol/l. Berapa persentase A yang terkonversi jika konsentrasi awal B, C dan D adalah 0,02; 0,01 dan 0,02 mol/l masing-masing?
24. Untuk reaksi H 2 + Br 2 2HBr pada suhu tertentu K = 1. Tentukan komposisi campuran kesetimbangan jika campuran awal terdiri dari 3 mol H 2 dan 2 mol brom.
25. Setelah mencampurkan gas A dan B dalam sistem A + B C + D, kesetimbangan terbentuk pada konsentrasi berikut (mol/l): [B] = 0,05; [C] = 0,02. Konstanta kesetimbangan reaksi adalah 4∙10 3. Tentukan konsentrasi awal A dan B.
26. Konstanta kesetimbangan reaksi A + B C + D sama dengan satu. Konsentrasi awal [A] = 0,02 mol/l. Berapa persentase A yang terkonversi jika konsentrasi awal [B] adalah 0,02; 0,1 dan 0,2 mol/l?
27. Pada saat awal reaksi, konsentrasi sintesis amonia adalah (mol/l): = 1,5;
= 2,5;
= 0. Berapa konsentrasi nitrogen dan hidrogen ketika konsentrasi amonia 0,15 mol/l?
28. Kesetimbangan dalam sistem H 2 +I 2 2HI dicapai pada konsentrasi berikut (mol/l): =0,025;
=0,005; =0,09. Tentukan konsentrasi awal iodium dan hidrogen jika tidak terdapat HI pada saat awal reaksi.
29. Ketika campuran karbon dioksida dan hidrogen dipanaskan dalam bejana tertutup, kesetimbangan CO 2 + H 2 CO + H 2 O terbentuk. Tetapan kesetimbangan pada suhu tertentu adalah 1. Berapa persen CO 2 yang akan berubah CO jika Anda mencampurkan 2 mol CO 2 dan 1 mol H 2 pada suhu yang sama.
30. Tetapan kesetimbangan reaksi FeO + CO Fe + CO 2 pada suhu tertentu adalah 0,5. Tentukan konsentrasi kesetimbangan CO dan CO 2 jika konsentrasi awal zat-zat tersebut berturut-turut adalah 0,05 dan 0,01 mol/l.
Solusi
Penjelasan teoretis Konsentrasi suatu larutan adalah jumlah relatif zat terlarut dalam suatu larutan. Ada dua cara untuk menyatakan konsentrasi larutan - fraksional dan konsentrasi. ω Bagikan metode
%, (4.1.1)
Di mana Fraksi massa zat – besaran tak berdimensi atau dinyatakan dalam persentase, dihitung dengan rumus;
m(dalam-va)- massa zat, G
%, (4.1.2)
Di mana - massa larutan, G. tikus tanah;
Fraksi mol+ν(dalam-va)– jumlah zat, tikus tanah.
ν 1 φ ν 2
%, (4.1.3)
Di mana +… - jumlah jumlah semua zat dalam larutan, termasuk pelarut, Fraksi volume – nilai tak berdimensi atau dinyatakan dalam persentase, dihitung menggunakan rumus;
V(v-va)- volume suatu zat, – nilai tak berdimensi atau dinyatakan dalam persentase, dihitung menggunakan rumus.
aku
V (campuran) - volume campuran, , Metode konsentrasi Konsentrasi molar
, (4.1.4)
Di mana - massa larutan, C M tikus tanah;
perempuan jalang, dihitung dengan rumus - jumlah zat,
V(r-ra)
- volume larutan, aku. , Metode konsentrasi Konsentrasi molar
Singkatan 0,1 M berarti larutan 0,1 molar (konsentrasi 0,1 mol/L). 
, (4.1.5)
Di mana Konsentrasi biasa C N tikus tanah;
perempuan jalang, dihitung dengan rumus – nilai tak berdimensi atau dinyatakan dalam persentase, dihitung menggunakan rumus;
atau(persamaan)
- jumlah zat yang setara,
Z – nomor yang setara. , Penunjukan disingkat 0.1n. berarti 0,1 larutan normal (konsentrasi 0,1 mol eq/l). Konsentrasi molar
(4.1.6)
Di mana - massa larutan, C M tikus tanah;
Konsentrasi molal C b mol/kg
m(r-la) - massa pelarut, , kg. Konsentrasi molar
(4.1.7)
Di mana Fraksi massa zat – besaran tak berdimensi atau dinyatakan dalam persentase, dihitung dengan rumus;
perempuan jalang, dihitung dengan rumus titer
T ) .
gram/ml ml. pelarut diatas larutan, kenaikan titik didih, penurunan titik beku larutan dibandingkan pelarut murni, osmosis.
Osmosa- ini adalah difusi satu arah zat dari larutan melalui membran semipermeabel yang memisahkan larutan dan pelarut murni atau dua larutan dengan konsentrasi berbeda.
Dalam sistem pelarut-larutan, molekul pelarut dapat bergerak melalui partisi di kedua arah. Tetapi jumlah molekul pelarut yang masuk ke dalam larutan per satuan waktu adalah nomor lebih banyak molekul berpindah dari larutan ke pelarut. Akibatnya, pelarut melewati membran semipermeabel ke dalam larutan yang lebih pekat, sehingga mengencerkannya.
Tekanan yang harus diberikan pada larutan yang lebih pekat untuk menghentikan aliran pelarut ke dalamnya disebut tekanan osmotik .
Larutan yang mempunyai tekanan osmotik yang sama disebut isotonik .
Tekanan osmotik dihitung menggunakan rumus Van't Hoff
Di mana ν C M tikus tanah;
R- konstanta gas sama dengan 8,314 J/(mol K);
- massa pelarut, - suhu absolut, KE;
V, dihitung dengan rumus m 3;
DENGAN- konsentrasi molar, mol/l.
Menurut hukum Raoult, penurunan relatif tekanan uap jenuh di atas larutan sama dengan fraksi mol zat non-volatil terlarut:
(4.1.9)
Kenaikan titik didih dan penurunan titik beku larutan dibandingkan dengan pelarut murni, sebagai akibat dari hukum Raoult, berbanding lurus dengan konsentrasi molal zat terlarut:
(4.1.10)
dimana perubahan suhunya;
konsentrasi molal, Penunjukan disingkat 0.1n. berarti 0,1 larutan normal (konsentrasi 0,1 mol eq/l).;
KE- koefisien proporsionalitas, jika titik didih naik, disebut konstanta ebullioskopik, dan jika titik beku turun, krioskopik.
Konstanta ini, yang berbeda secara numerik untuk pelarut yang sama, mencirikan peningkatan titik didih dan penurunan titik beku larutan satu molal, yaitu. ketika 1 mol elektrolit non-volatil dilarutkan dalam 1 kg pelarut. Oleh karena itu, sering disebut kenaikan molal pada titik didih dan penurunan titik beku suatu larutan.
Konstanta krioskopik dan ebullioskopik tidak bergantung pada sifat zat terlarut, tetapi bergantung pada sifat pelarut dan dicirikan oleh dimensi. 
.
Tabel 4.1.1 - Konstanta Cryoscopic K K dan ebullioskopik K E untuk beberapa pelarut
Krioskopi dan ebullioskopi– metode untuk menentukan karakteristik zat tertentu, misalnya berat molekul zat terlarut. Metode-metode ini memungkinkan Anda untuk menentukan berat molekul zat yang tidak terdisosiasi bila dilarutkan dengan penurunan titik beku dan peningkatan titik didih larutan yang konsentrasinya diketahui:
(4.1.11)
dimana massa zat terlarut dalam gram;
Massa pelarut dalam gram;
Massa molar zat terlarut dalam gram/mol;
1000 adalah faktor konversi dari gram pelarut ke kilogram.
Kemudian massa molar nonelektrolit ditentukan oleh rumus
(4.1.12)
Kelarutan S menunjukkan berapa gram suatu zat yang dapat larut dalam 100 g air pada suhu tertentu. Kelarutan zat padat biasanya meningkat seiring dengan meningkatnya suhu, sedangkan untuk zat gas menurun.
Padat ditandai dengan kelarutan yang sangat berbeda. Selain zat larut, ada juga zat yang sedikit larut dan praktis tidak larut dalam air. Namun, tidak ada zat yang benar-benar tidak larut di alam.
DI DALAM larutan jenuh elektrolit yang sedikit larut, kesetimbangan heterogen terbentuk antara endapan dan ion-ion dalam larutan:
A m B n 
mA n + +nB m - .
endapan 
larutan jenuh
Dalam larutan jenuh, laju proses pelarutan dan kristalisasi adalah sama , dan konsentrasi ion di atas fase padat berada dalam kesetimbangan pada suhu tertentu.
Konstanta kesetimbangan proses heterogen ini hanya ditentukan oleh produk aktivitas ion-ion dalam larutan dan tidak bergantung pada aktivitas komponen padat. Dia mendapatkan namanya produk kelarutan PR .
(4.1.13)
Jadi, produk aktivitas ion dalam larutan jenuh elektrolit yang sedikit larut pada suhu tertentu adalah nilai konstan.
Jika suatu elektrolit mempunyai kelarutan yang sangat rendah, maka konsentrasi ion dalam larutannya dapat diabaikan. Dalam hal ini, interaksi interionik dapat diabaikan dan konsentrasi ion dianggap sama dengan aktivitasnya. Kemudian hasil kali kelarutan dapat dinyatakan dalam konsentrasi molar kesetimbangan ion elektrolit:
. (4.1.14)
Hasil kali kelarutan, seperti konstanta kesetimbangan lainnya, bergantung pada sifat elektrolit dan suhu, tetapi tidak bergantung pada konsentrasi ion dalam larutan.
Ketika konsentrasi salah satu ion meningkat dalam larutan jenuh dari elektrolit yang sedikit larut, misalnya, sebagai akibat dari penambahan elektrolit lain yang mengandung ion yang sama, hasil kali konsentrasi ion menjadi lebih besar dari nilainya produk kelarutan. Dalam hal ini, kesetimbangan antara fase padat dan larutan bergeser ke arah pembentukan endapan. Endapan akan terbentuk sampai tercapai kesetimbangan baru, dimana kondisi (4.1.14) terpenuhi kembali, tetapi pada rasio konsentrasi ion yang berbeda. Ketika konsentrasi salah satu ion dalam larutan jenuh di atas fase padat meningkat, konsentrasi ion lainnya menurun sehingga hasil kali kelarutan tetap konstan dalam kondisi konstan.
Jadi, syarat terjadinya hujan adalah:
. (4.1.15)
Jika dalam larutan jenuh elektrolit yang sedikit larut kita mengurangi konsentrasi ion-ionnya, maka PR akan menjadi lebih banyak pekerjaan konsentrasi ion. Kesetimbangan akan bergeser ke arah pembubaran endapan. Pembubaran akan berlanjut hingga kondisi (4.1.14) terpenuhi kembali.
reaksi sebanding dengan produk konsentrasi zat awal dan pangkat yang sama dengan koefisien stoikeometrinya.
O = K-s[A]t. c [B]p, dimana c [A] dan c [B] adalah konsentrasi molar zat A dan B, K adalah koefisien proporsionalitas yang disebut konstanta laju reaksi.
Pengaruh suhu
Ketergantungan laju reaksi pada suhu ditentukan oleh aturan Van't Hoff, yang menyatakan bahwa setiap kenaikan suhu sebesar 10 C, laju sebagian besar reaksi meningkat 2-4 kali lipat. Secara matematis, ketergantungan ini dinyatakan dengan relasi:
dimana dan i)t, i>t masing-masing adalah laju reaksi pada suhu awal (t:) dan akhir (t2), dan y adalah koefisien suhu laju reaksi, yang menunjukkan berapa kali laju reaksi meningkat dengan kenaikan suhu reaktan sebesar 10 °C.
Contoh 1. Tuliskan ekspresi ketergantungan laju reaksi kimia pada konsentrasi reaktan untuk proses tersebut:
a) H2 4- J2 -» 2HJ (dalam fasa gas);
b) Ba2+ 4- S02-= BaS04 (dalam larutan);
c) CaO 4- C02 -» CaC03 (dengan partisipasi padatan
zat).
Larutan. v = K-c(H2)c(J2); v = K-c(Ba2+)-c(S02); v = Kc(C02).
Contoh 2. Bagaimana laju reaksi 2A + B2^± 2AB, yang terjadi secara langsung antar molekul dalam bejana tertutup, berubah jika tekanan dinaikkan 4 kali lipat?
Menurut hukum aksi molekul, laju reaksi kimia berbanding lurus dengan hasil kali konsentrasi molar zat yang bereaksi: v = K-c[A]m.c[B]n. Dengan meningkatkan tekanan di dalam bejana, kita meningkatkan konsentrasi reaktan.
Misalkan konsentrasi awal A dan B sama dengan c[A] = a, c[B] = b. Maka = Ka2b. Karena peningkatan tekanan sebanyak 4 kali lipat, konsentrasi masing-masing reagen juga meningkat 4 kali lipat dan baja c[A] = 4a, c[B] = 4b.
Pada konsentrasi ini:
vt = K(4a)2-4b = K64a2b.
Nilai K sama pada kedua kasus. Konstanta laju reaksi tertentu adalah nilai konstan, secara numerik sama dengan kecepatan reaksi pada konsentrasi molar reaktan sama dengan 1. Membandingkan v dan vl9 kita melihat bahwa laju reaksi meningkat sebesar 64 kali lipat.
Contoh 3. Berapa kali laju reaksi kimia akan meningkat ketika suhu meningkat dari 0°C menjadi 50°C, jika koefisien suhu lajunya sama dengan tiga?
Laju reaksi kimia bergantung pada suhu terjadinya. Jika suhu dinaikkan 10°C, laju reaksi akan meningkat 2-4 kali lipat. Jika suhu diturunkan, maka suhunya berkurang dengan jumlah yang sama. Bilangan yang menunjukkan berapa kali laju reaksi bertambah bila suhu dinaikkan 10 °C disebut koefisien suhu reaksi.
DI DALAM bentuk matematika Ketergantungan perubahan laju reaksi terhadap suhu dinyatakan dengan persamaan:
Suhu bertambah 50 °C dan y = 3. Gantikan nilai-nilai ini
^5о°с = ^о°с "3у = "00оС? 3 = v0oC ? 243. Kecepatannya meningkat 243 kali lipat.
Contoh 4. Reaksi pada suhu 50 °C berlangsung dalam 3 menit 20 s. Koefisien suhu laju reaksi adalah 3. Berapa lama waktu yang diperlukan hingga reaksi tersebut selesai pada 30 dan 100 °C?
Ketika suhu meningkat dari 50 menjadi 100 °C, laju reaksi meningkat sesuai dengan aturan Van't Hoffe dengan beberapa kali berikut:
H _ 10 „O 10 - Q3
kamu yu = z yu = z* = 243 kali.
Jika pada suhu 50°C reaksi berakhir dalam waktu 200 detik (3 menit 20 detik), maka pada suhu 100°C reaksi berakhir dalam waktu 200/
243 = 0,82 detik. Pada suhu 30 °C laju reaksi menurun
menjahit 3 10 = 32 = 9 kali dan reaksi berakhir dalam 200 * 9 = 1800 s, yaitu dalam 30 menit.
Contoh 5. Konsentrasi awal nitrogen dan hidrogen masing-masing adalah 2 dan 3 *mol/l. Berapakah konsentrasi zat-zat tersebut pada saat 0,5 mol/L nitrogen bereaksi?
Mari kita tulis persamaan reaksinya:
N2 + ZH2 2NH3, koefisien menunjukkan bahwa nitrogen bereaksi dengan hidrogen dengan perbandingan molar 1:3. Berdasarkan hal ini, kami membuat rasio:
1 mol nitrogen bereaksi dengan 3 mol hidrogen.
0,5 mol nitrogen bereaksi dengan x mol hidrogen.
Dari - = - ; x =-- = 1,5 mol.
1,5 mol/l (2 - 0,5) nitrogen dan 1,5 mol/l (3 - 1,5) hidrogen tidak bereaksi.
Contoh 6. Berapa kali kecepatan reaksi kimia meningkat jika satu molekul zat A dan dua molekul zat B bertumbukan:
A(2) + 2B -» C(2) + D(2), dengan peningkatan konsentrasi zat B sebanyak 3 kali?
Mari kita tuliskan ekspresi ketergantungan laju reaksi ini pada konsentrasi zat:
v = K-c(A)-c2(B),
dimana K adalah konstanta laju.
Mari kita ambil konsentrasi awal zat c(A) = a mol/l, c(B) = b mol/l. Pada konsentrasi tersebut, laju reaksinya adalah u1 = Kab2. Ketika konsentrasi zat B meningkat 3 kali lipat, c(B) = 3b mol/l. Laju reaksinya akan sama dengan v2 = Ka(3b)2 = 9Kab2.
Peningkatan kecepatan v2 : ig = 9Kab2 : Kab2 = 9.
Contoh 7. Oksida nitrat dan klor bereaksi menurut persamaan reaksi: 2NO + C12 2NOC1.
Berapa kali tekanan masing-masing sumber harus ditingkatkan?
