127 užduotis.
Kaip pasikeis dujinėje fazėje vykstančios reakcijos greitis, temperatūrai pakilus 60°C, jei šios reakcijos greičio temperatūros koeficientas yra 2?
Sprendimas:

Vadinasi, reakcijos greitis, temperatūrai padidėjus 600 C 0, yra 64 kartus didesnis nei pradinis reakcijos greitis.

121 užduotis.
Sieros ir jos dioksido oksidacija vyksta pagal lygtis:
a) S (k) + O2 = SO2 (d); b) 2SO 2 (d) + O 2 = 2SO 3 (d).
Kaip pasikeis šių reakcijų greitis, jei kiekvienos sistemos tūriai sumažės keturis kartus?
Sprendimas:
a) S (k) + O 2 = SO 2 (d)
Pažymime dujinių reagentų koncentracijas: = a, = b. Pagal įstatymas aktyvios masės , tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičiai prieš tūrio pasikeitimą yra atitinkamai vienodi:

V pr = k. a; V arr = k. b.

Keturis kartus sumažinus nevienalytės sistemos tūrį, koncentracija dujinių medžiagų padidės keturis kartus: = 4a, = 4b. Esant naujoms koncentracijoms, tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičiai bus vienodi

Vadinasi, sumažinus tūrį sistemoje, pirmyn ir atgal vykstančių reakcijų greitis padidėjo keturis kartus. Sistemos pusiausvyra nepasikeitė.

b) 2SO 2 (g) + O 2 = 2SO 3 (g)
Pažymime reagentų koncentracijas: = a, = b, = Su. Pagal masės veiksmo dėsnį į priekį ir atgal vykstančių reakcijų greičiai prieš pasikeitus tūriui yra atitinkamai vienodi:

V pr = ka 2 b; Vo b r = kc 2 .

Keturis kartus sumažinus vienalytės sistemos tūrį, reagentų koncentracija padidės keturis kartus: = 4 a, = 4b, = 4 s Esant naujoms koncentracijoms, tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičiai bus vienodi:

Vadinasi, sumažinus tūrį sistemoje, priekinės reakcijos greitis padidėjo 64 kartus, o atvirkštinės – 16. Sistemos pusiausvyra pasislinko į dešinę, link dujinių medžiagų susidarymo mažėjimo.

Vienalytės sistemos pusiausvyros konstantos

122 užduotis.
Parašykite vienalytės sistemos pusiausvyros konstantos išraišką:
N2 + ZN2 = 2NH3. Kaip pasikeis tiesioginės amoniako susidarymo reakcijos greitis, jei vandenilio koncentracija padidės tris kartus?
Sprendimas:
Reakcijos lygtis:

N2 + ZN2 = 2NH3

Šios reakcijos pusiausvyros konstantos išraiška yra tokia:

Pažymime dujinių reagentų koncentracijas: = a, = b. Pagal masės veikimo dėsnį tiesioginių reakcijų greitis prieš didinant vandenilio koncentraciją yra lygus: V pr = kab 3. Padidinus vandenilio koncentraciją iki trijų kartų didesnės pradinės medžiagos bus lygus: = a, = 3b. Esant naujoms koncentracijoms, tiesioginių reakcijų greitis bus lygus:

Vadinasi, tris kartus padidinus vandenilio koncentraciją, reakcijos greitis padidėjo 27 kartus. Pusiausvyra pagal Le Chatelier principą pasislinko link vandenilio koncentracijos mažėjimo, t.y. į dešinę.

Z 123 užduotis.
Reakcija vyksta pagal lygtį N 2 + O 2 = 2NO. Pradinių medžiagų koncentracijos prieš prasidedant reakcijai buvo = 0,049 mol/L, = 0,01 mol/L. Apskaičiuokite šių medžiagų koncentraciją, kai = 0,005 mol/l. Atsakymas: 0,0465 mol/l;
Sprendimas:
= 0,0075 mol/l.

Reakcijos lygtis yra tokia:

Iš reakcijos lygties matyti, kad 2 moliams NO susidaryti reikia 1 molio N2 ir O2, t.y., NO susidarymui reikia perpus mažiau N2 ir O2. Remiantis tuo, kas išdėstyta aukščiau, galima daryti prielaidą, kad 0,005 mol NO susidarymui reikia 0,0025 molio N 2 ir O 2. Tada galutinės pradinių medžiagų koncentracijos bus lygios:
Galutinis = ref. – 0,0025 = 0,049 – 0,0025 = 0,0465 mol/l;

baigtinis = ref. - 0,0025 = 0,01 - 0,0025 = 0,0075 mol/l. Atsakymas:

baigtinis = 0,0465 mol/l; baigtinis = 0,0075 mol/l.
124 užduotis.
Sprendimas:
= 0,0075 mol/l.

Reakcija vyksta pagal lygtį N 2 + ZH 2 = 2NH 3. Susijusių medžiagų koncentracijos (mol/l): = 0,80;

= 1,5; = 0,10. Apskaičiuokite vandenilio ir amoniako koncentraciją = 0,5 mol/l. Atsakymas: = 0,70 mol/l; [H2) = 0,60 mol/l. N2 + ZH2 = 2NH3 . Iš lygties išeina, kad iš 1 mol N 2 susidaro 2 mol NH 3 ir sunaudojama 3 mol H 2. Taigi, reakcijoje dalyvaujant tam tikram azoto kiekiui, susidaro dvigubai didesnis azoto kiekis

daugiau
amoniako ir sureaguos su tris kartus daugiau vandenilio. Apskaičiuokime sureagavusio azoto kiekį: 0,80 - 0,50 = 0,30 mol. Apskaičiuokime susidariusio amoniako kiekį: 0,3
2 = 0,6 mol. Apskaičiuokime sureagavusio vandenilio kiekį: 0,3. 3 = 0,9 mol. Dabar apskaičiuokime galutines reagentų koncentracijas:

baigtinis = ref. - 0,0025 = 0,01 - 0,0025 = 0,0075 mol/l. baigtinis = 0,10 + 0,60 = 0,70 mol;

[H 2 ]finalas = 1,5 - 0,90 = 0,60 mol;

baigtinis = 0,80 - 0,50 = 0,30 mol.
= 0,70 mol/l; [H2) = 0,60 mol/l.
Greitis, reakcijos greičio temperatūros koeficientas 125 užduotis. reakcija ir jos greitis esant = 0,03 mol/l. Atsakymas: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4
Sprendimas:
= 0,0075 mol/l.

H 2 + I 2 = 2HI

Esant pradinėms reaguojančių medžiagų koncentracijoms, pagal masės veikimo dėsnį, reakcijos greitis bus lygus, žymint pradinių medžiagų koncentracijas: [H 2 ] = a, = b.

V pr = k ab = 0,16 . 0,04 . 0,05 = 3,2 . 10 -4 .

Apskaičiuokime vandenilio kiekį, kuris sureagavo, jei jo koncentracija pasikeitė ir tapo 0,03 mol/l, gauname: 0,04 - 0,03 = 0,01 mol. Iš reakcijos lygties matyti, kad vandenilis ir jodas reaguoja vienas su kitu santykiu 1:1, o tai reiškia, kad į reakciją taip pat pateko 0,01 molio jodo. Vadinasi, galutinė jodo koncentracija yra: 0,05 -0,01 = 0,04 mol. Esant naujoms koncentracijoms, tiesioginės reakcijos greitis bus lygus:

Atsakymas: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4 .

126 užduotis.
Apskaičiuokite, kiek kartų sumažės dujinėje fazėje vykstančios reakcijos greitis, jei temperatūra bus sumažinta nuo 120 iki 80 °C. Temperatūros koeficientas reakcijos greitis Z.
Sprendimas:
Priklausomybė nuo greičio cheminė reakcija temperatūra nustatoma pagal empirinę Van't Hoff taisyklę pagal formulę:

Todėl reakcijos greitis; esant 800 C 0 reakcijos greitis esant 1200 C 0 yra 81 kartą mažesnis.

Cheminės reakcijos greitis- vienos iš reaguojančių medžiagų kiekio pasikeitimas per laiko vienetą reakcijos erdvės vienete.

Cheminės reakcijos greitį įtakoja šie veiksniai:

• reaguojančių medžiagų pobūdis;
• reagentų koncentracija;
• reaguojančių medžiagų kontaktinis paviršius (vienalypėse reakcijose);
• temperatūra;
• katalizatorių veikimas.

Aktyvaus susidūrimo teorija leidžia paaiškinti tam tikrų veiksnių įtaką cheminės reakcijos greičiui. Pagrindinės šios teorijos nuostatos:

• Reakcijos įvyksta, kai susiduria tam tikrą energiją turinčių reagentų dalelės.
• Kuo daugiau reagentų dalelių, tuo jie yra arčiau vienas kito daugiau šansų jie turi susidurti ir reaguoti.
• Tik efektyvūs susidūrimai sukelia reakciją, t.y. tos, kuriose „senieji ryšiai“ suardomi arba susilpnėja ir todėl gali susiformuoti „nauji“. Norėdami tai padaryti, dalelės turi turėti pakankamai energijos.
• Vadinamas minimalus energijos perteklius, reikalingas efektyviam reaguojančių dalelių susidūrimui aktyvacijos energija Ea.
• Veikla cheminių medžiagų pasireiškia maža su jais susijusių reakcijų aktyvavimo energija. Kuo mažesnė aktyvinimo energija, tuo didesnis reakcijos greitis. Pavyzdžiui, vykstant reakcijoms tarp katijonų ir anijonų, aktyvacijos energija yra labai maža, todėl tokios reakcijos įvyksta beveik akimirksniu.

Reagentų koncentracijos įtaka reakcijos greičiui

Didėjant reagentų koncentracijai, didėja reakcijos greitis. Kad įvyktų reakcija, turi susijungti dvi cheminės dalelės, todėl reakcijos greitis priklauso nuo susidūrimų tarp jų skaičiaus. Padidėjęs dalelių skaičius tam tikrame tūryje sukelia dažnesnius susidūrimus ir padidina reakcijos greitį.

Reakcijos greitis, vykstantis dujų fazėje, padidės padidėjus slėgiui arba sumažėjus mišinio užimamam tūriui.

Remdamiesi eksperimentiniais duomenimis 1867 m., Norvegijos mokslininkai K. Guldbergas ir P. Waage, o nepriklausomai nuo jų 1865 m., Rusijos mokslininkas N. I. Beketovas suformulavo pagrindinį cheminės kinetikos dėsnį, nustatydamas reakcijos greičio priklausomybė nuo reagentų koncentracijų -

Masinio veiksmo dėsnis (LMA):

Cheminės reakcijos greitis yra proporcingas reaguojančių medžiagų koncentracijų sandaugai, paimtai pajėgomis, lygiomis jų koeficientams reakcijos lygtyje. („efektyvi masė“ yra sinonimas moderni koncepcija„koncentracija“)

aA +bB =cС +dD, Kur k– reakcijos greičio konstanta

ZDM atliekamas tik elementarioms cheminėms reakcijoms, vykstančioms viename etape. Jei reakcija vyksta nuosekliai per kelis etapus, tai bendras viso proceso greitis nustatomas pagal lėčiausią jos dalį.

Greičio išraiškos įvairių tipų reakcijos

ZDM nurodo vienalytės reakcijos. Jei reakcija yra nevienalytė (reagentai yra skirtingos agregacijos būsenos), tada ZDM lygtis apima tik skystus arba tik dujinius reagentus, o kietieji neįtraukiami, paveikiantys tik greičio konstantą k.

Reakcijos molekuliškumas yra minimalus molekulių, dalyvaujančių elementariame, skaičius cheminis procesas. Pagal molekuliškumą elementarios cheminės reakcijos skirstomos į molekulines (A →) ir bimolekulines (A + B →); Trimolekulinės reakcijos yra labai retos.

Heterogeninių reakcijų greitis

• Priklauso nuo medžiagų sąlyčio paviršiaus plotas, t.y. dėl medžiagų susmulkinimo laipsnio ir reagentų maišymo išsamumo.
• Pavyzdys yra medienos deginimas. Visas rąstas ore dega palyginti lėtai. Jei padidinsite medienos ir oro sąlyčio paviršių, suskaidydami rąstą į skiedras, padidės degimo greitis.
• Piroforinė geležis pilama ant filtravimo popieriaus lakšto. Rudenį geležies dalelės įkaista ir užsidega popierių.

Temperatūros įtaka reakcijos greičiui

XIX amžiuje olandų mokslininkas Van't Hoffas eksperimentiškai atrado, kad temperatūrai pakilus 10 o C, daugelio reakcijų greitis padidėja 2-4 kartus.

Van't Hoffo taisyklė

Kiekvienam 10 ◦ C temperatūros padidėjimui reakcijos greitis padidėja 2-4 kartus.

Čia γ ( graikiška raidė"gama") - vadinamasis temperatūros koeficientas arba Van't Hoff koeficientas, kurio reikšmės yra nuo 2 iki 4.

Kiekvienai konkrečiai reakcijai temperatūros koeficientas nustatomas eksperimentiniu būdu. Tai tiksliai parodo, kiek kartų tam tikros cheminės reakcijos greitis (ir jos greičio konstanta) padidėja kas 10 laipsnių kylant temperatūrai.

Van't Hoffo taisyklė naudojama reakcijos greičio konstantos pokyčiui aproksimuoti didėjant arba mažėjant temperatūrai. Daugiau tikslus santykisŠvedų chemikas Svante Arrhenius nustatė tarp greičio konstantos ir temperatūros:

Kaip daugiau E specifinė reakcija, taigi mažiau(tam tikroje temperatūroje) bus šios reakcijos greičio konstanta k (ir greitis). Padidėjus T, padidėja greičio konstanta, tai paaiškinama tuo, kad pakilus temperatūrai sparčiai didėja „energetinių“ molekulių, galinčių įveikti aktyvacijos barjerą Ea, skaičius.

Katalizatoriaus poveikis reakcijos greičiui

Reakcijos greitį galite pakeisti naudodami specialias medžiagas, kurios keičia reakcijos mechanizmą ir nukreipia ją energetiškai palankesniu keliu su mažesne aktyvacijos energija.

Katalizatoriai- tai medžiagos, kurios dalyvauja cheminėje reakcijoje ir padidina jos greitį, tačiau pasibaigus reakcijai kokybiškai ir kiekybiškai išlieka nepakitusios.

Inhibitoriai– chemines reakcijas lėtinančios medžiagos.

Cheminės reakcijos greičio ar jos krypties keitimas naudojant katalizatorių vadinamas katalizė .

1 pavyzdys

Kiek kartų padidės reakcijos greitis?

A) C + 2 H2 = CH4

b) 2 NO + Cl 2 = 2 NOCl

kai slėgis sistemoje padidėja tris kartus?

Sprendimas:

Slėgio padidinimas sistemoje tris kartus prilygsta kiekvieno dujinio komponento koncentracijos padidinimui tris kartus.

Pagal masės veikimo dėsnį užrašome kiekvienos reakcijos kinetines lygtis.

a) Anglis yra kieta fazė, o vandenilis yra dujinė fazė. Greitis nevienalytė reakcija nepriklauso nuo kietosios fazės koncentracijos, todėl į kinetinę lygtį neįtraukta. Pirmosios reakcijos greitis apibūdinamas lygtimi

Tegul pradinė vandenilio koncentracija yra lygi X, Tada v 1 = kh 2 . Tris kartus padidinus slėgį, vandenilio koncentracija tapo 3 X ir reakcijos greitis v 2 = k(3x) 2 = 9kx 2. Toliau randame greičio santykį:

v 1:v 2 = 9kx 2:kx 2 = 9.

Taigi reakcijos greitis padidės 9 kartus.

b) Kinetinė lygtis antroji reakcija, kuri yra vienalytė, bus parašyta forma . Tegul pradinė koncentracija NE lygus X, ir pradinė koncentracija Cl 2 lygus adresu, Tada v 1 = kx 2 y; v 2 = k(3x) 2 3y = 27kx 2 y;

v 2:v 1 = 27.

Reakcijos greitis padidės 27 kartus.

2 pavyzdys

Reakcija tarp medžiagų A ir B vyksta pagal lygtį 2A + B = C. Medžiagos A koncentracija yra 6 mol/l, o medžiagos B - 5 mol/l. Reakcijos greičio konstanta yra 0,5 (l 2 ∙mol -2 ∙s –1). Apskaičiuokite cheminės reakcijos greitį pradžios momentas ir tuo momentu, kai reakcijos mišinyje lieka 45 % medžiagos B.

Sprendimas:

Remiantis masės veikimo dėsniu, cheminės reakcijos greitis pradiniu momentu yra lygus:

= 0,5∙6 2∙5 = 90,0 mol∙s -1 ∙l -1

Po kurio laiko reakcijos mišinyje liks 45% medžiagos B, tai yra, medžiagos B koncentracija taps lygi 5. 0,45= 2,25 mol/l. Tai reiškia, kad medžiagos B koncentracija sumažėjo 5,0 - 2,25 = 2,75 mol/l.

Kadangi medžiagos A ir B sąveikauja viena su kita santykiu 2:1, medžiagos A koncentracija sumažėjo 5,5 mol/l (2,75∙2=5,5) ir tapo lygi 0,5 mol/l (6,0 - 5,5=). 0,5).

= 0,5(0,5) 2 ∙2,25 = 0,28 mol∙s -1 ∙l -1.

Atsakymas: 0,28 mol∙s -1 ∙l -1

3 pavyzdys

Temperatūros reakcijos greičio koeficientas g lygus 2,8. Kiek laipsnių buvo padidinta temperatūra, jei reakcijos laikas sutrumpėjo 124 kartus?

Sprendimas:

Pagal van't Hoffo taisyklę v 1 = v 2 ×. Reakcijos laikas t yra kiekis, atvirkštinis proporcingas greičiui, Tada v 2 /v 1 = t 1 / t 2 = 124.

t 1 /t 2 = = 124

Paimkime paskutinės išraiškos logaritmą:

lg( )= žurnalas 124;

DT/ 10×lgg=lg 124;

DT = 10×lg124/ lg2.8 » 47 0 .

Temperatūra pakilo 47 0.

4 pavyzdys

Kai temperatūra pakilo nuo 10 0 C iki 40 0 ​​C, reakcijos greitis padidėjo 8 kartus. Kokia yra reakcijos aktyvavimo energija?

Sprendimas:

Reakcijos greičio santykis esant skirtingos temperatūros lygus greičio konstantų santykiui esant toms pačioms temperatūroms ir lygus 8. Pagal Arenijaus lygtį

k 2 / k 1 = A× /A = 8

Kadangi ikieksponentinis koeficientas ir aktyvavimo energija praktiškai nepriklauso nuo temperatūros, tai

5 pavyzdys

Esant 973 laipsnių temperatūrai KAM reakcijos pusiausvyros konstanta

NiO+H2 = Ni+H2O (g)

Sprendimas:

Darome prielaidą, kad pradinė vandens garų koncentracija buvo lygi nuliui. Šios nevienalytės reakcijos pusiausvyros konstantos išraiška yra tokia: .

Tegul vandens garų koncentracija tampa lygi pusiausvyros momentui x mol/l. Tada, atsižvelgiant į reakcijos stechiometriją, vandenilio koncentracija sumažėjo x mol/l ir tapo lygus (3 – x) mol/l.

Pakeiskime pusiausvyros koncentracijas į pusiausvyros konstantos išraišką ir raskime X:

K = x / (3 – x); x / (3 – x) = 0,32; x=0,73 mol/l.

Taigi vandens garų pusiausvyros koncentracija yra 0,73 mol/l, vandenilio pusiausvyros koncentracija yra 3 – 0,73 = 2,27 mol/l.

6 pavyzdys

Kaip bus paveikta reakcijos pusiausvyra? 2SO 2 +O 2 ⇄2SO 3; DH= -172,38 kJ:

1) koncentracijos padidėjimas SO 2, 2) slėgio padidėjimas sistemoje,
3) sistemos aušinimas, 4) katalizatoriaus įvedimas į sistemą?

Sprendimas:

Pagal Le Chatelier principą, didėjant koncentracijai SO 2 pusiausvyra pasislinks į vartojimą vedančio proceso link SO 2, tai yra į tiesioginę formavimosi reakciją SO 3.

Reakcija atsiranda pasikeitus skaičiui apgamas dujinių medžiagų, todėl slėgio pokytis pakeis pusiausvyrą. Didėjant slėgiui, pusiausvyra pasislinks į procesą, kuris neutralizuoja šį pokytį, ty vyksta mažėjant skaičiui. apgamas dujinės medžiagos, taigi ir sumažėjus slėgiui. Pagal reakcijos lygtį skaičius apgamas dujinės pradinės medžiagos yra trys, o skaičius apgamas tiesioginės reakcijos produktai yra lygūs dviem. Todėl, didėjant slėgiui, pusiausvyra pasislinks į tiesioginę formavimosi reakciją SO 3.

Nes DH< 0, tada tiesiai vyksta reakcija su šilumos išsiskyrimu (egzoterminė reakcija). Atvirkštinė reakcija įvyks sugeriant šilumą (endoterminė reakcija). Pagal Le Chatelier principą aušinimas sukels pusiausvyros poslinkį reakcijos, kuri išskiria šilumą, link, ty į tiesioginę reakciją.

Katalizatoriaus įvedimas į sistemą nesukelia cheminės pusiausvyros poslinkio.

7 pavyzdys

10 0 C temperatūroje reakcija baigiasi per 95 s, o esant 20 0 C – per 60 s. Apskaičiuokite šios reakcijos aktyvavimo energiją.

Sprendimas:

Reakcijos laikas yra atvirkščiai proporcingas jo greičiui. Tada .

Ryšys tarp reakcijos greičio konstantos ir aktyvacijos energijos nustatomas pagal Arenijaus lygtį:

= 1,58.

ln1,58 = ;

Atsakymas: 31,49 kJ/mol.

8 pavyzdys

Amoniako N 2 + 3H 2 2NH 3 sintezės metu pusiausvyra nusistovėjo esant tokioms reagentų koncentracijoms (mol/l):

Apskaičiuokite šios reakcijos pusiausvyros konstantą ir pradinės koncentracijos azotas ir vandenilis.

Sprendimas:

Nustatome šios reakcijos pusiausvyros konstantą K C:

K C= = (3,6) 2 / 2,5 (1,8) 3 = 0,89

Remdamiesi reakcijos lygtimi, nustatome pradines azoto ir vandenilio koncentracijas. 2 moliams NH 3 susidaryti reikia 1 molio azoto, o 3,6 molio amoniako susidarymui – 3,6/2 = 1,8 molio azoto. Atsižvelgdami į pusiausvyros azoto koncentraciją, nustatome jo pradinę koncentraciją:

C out (H2) = 2,5 + 1,8 = 4,3 mol/l

Norint susidaryti 2 molius NH 3, reikia sunaudoti 3 molius vandenilio, o norint gauti 3,6 molio amoniako, reikia 3 ∙ 3,6: 2 = 5,4 molio.

C out (H2) = 1,8 + 5,4 = 7,2 mol/l.

Taigi, reakcija prasidėjo esant koncentracijoms (mol/l): C(N 2) = 4,3 mol/l; C(H2) = 7,2 mol/l

3 temos užduočių sąrašas

1. Reakcija vyksta pagal schemą 2A + 3B = C. A koncentracija sumažėjo 0,1 mol/l. Kaip pasikeitė B ir C medžiagų koncentracijos?

2. Reakcijoje dalyvaujančių medžiagų pradinės koncentracijos CO + H 2 O = CO 2 + H 2 buvo lygios (mol/l, iš kairės į dešinę): 0,3; 0,4; 0,4; 0,05. Kokios yra visų medžiagų koncentracijos tuo momentu, kai sureaguoja ½ pradinės CO koncentracijos?

3. Kiek kartų pasikeis reakcijos greitis 2A + B? C, jei medžiagos A koncentracija padidinama 2 kartus, o medžiagos B koncentracija sumažinama 3?

4. Praėjus kuriam laikui nuo 3A + B reakcijos pradžios 2C + D medžiagų koncentracijos buvo (mol/l, iš kairės į dešinę): 0,03; 0,01; 0,008. Kokios pradinės A ir B medžiagų koncentracijos?

5. Sistemoje CO + Cl 2 COCl 2 CO koncentracija padidinta nuo 0,03 iki 0,12 mol/l, o chloro – nuo ​​0,02 iki 0,06 mol/l. Kiek kartų padidėjo reakcijos į priekį greitis?

6. Kiek kartų reikia padidinti medžiagos B koncentraciją sistemoje 2A + B A 2 B, kad A medžiagos koncentracijai sumažėjus 4 kartus, tiesioginės reakcijos greitis nepasikeistų?

7. Kiek kartų reikia padidinti anglies monoksido (II) koncentraciją 2CO sistemoje? CO 2 + C, kad reakcijos greitis padidėtų 100 kartų? Kaip pasikeis reakcijos greitis, kai slėgis padidės 5 kartus?

8. Kiek laiko užtruks reakcijai užbaigti esant 18 0 C, jei 90 0 C temperatūroje ji baigiasi per 20 sekundžių, o reakcijos greičio temperatūros koeficientas γ = 3,2?

9. Esant 10 0 C temperatūrai reakcija baigiasi per 95 s, o esant 20 0 C – per 60 s. Apskaičiuokite aktyvavimo energiją.

10. Kiek kartų padidės reakcijos greitis, kai temperatūra pakils nuo 30 0 iki 50 0 C, jei aktyvavimo energija lygi 125,5 kJ/mol?

11. Kokia yra reakcijos, kurios greitis 300 K temperatūroje yra 10 kartų didesnis nei 280 K temperatūroje, aktyvavimo energija?

12. Kokia yra reakcijos aktyvavimo energija, jei, pakilus temperatūrai nuo 290 iki 300 K, jos greitis padvigubėja?

13. Tam tikros reakcijos aktyvavimo energija yra 100 kJ/mol. Kiek kartų pasikeis reakcijos greitis, kai temperatūra pakils nuo 27 iki 37 0 C?

14. Reakcijoje N 2 +3H 2 =2NH 3 dalyvaujančių medžiagų pradinės koncentracijos lygios (mol/l, iš kairės į dešinę): 0,2; 0,3; 0. Kokios yra azoto ir vandenilio koncentracijos tuo momentu, kai amoniako koncentracija tampa 0,1 mol/l.

15. Kiek kartų pasikeis reakcijos greitis 2A + B? C, jei medžiagos A koncentracija padidinama 3 kartus, o medžiagos B koncentracija sumažinama 2 kartus?

16. Pradinės medžiagų A ir B koncentracijos reakcijoje A+2B C buvo atitinkamai 0,03 ir 0,05 mol/L. Reakcijos greičio konstanta yra 0,4. Raskite pradinį reakcijos greitį ir greitį po kurio laiko, kai medžiagos A koncentracija sumažėja 0,01 mol/l.

17. Kaip pasikeis 2NO+ O 2 reakcijos greitis? 2NO 2, jei: a) slėgis sistemoje padidėja 3 kartus; b) sumažinti sistemos tūrį 3 kartus?

18. Kiek kartų padidės reakcijos, vykstančios 298 K temperatūroje, greitis, jei jos aktyvavimo energija sumažės 4 kJ/mol?

19. Kokioje temperatūroje reakcija baigsis per 45 minutes, jei 293 K temperatūroje tai trunka 3 valandas? Temperatūros reakcijos koeficientas yra 3,2.

20. Reakcijos NO 2 = NO + 1/2O 2 aktyvavimo energija yra 103,5 kJ/mol. Šios reakcijos greičio konstanta esant 298K yra 2,03∙10 4 s -1. Apskaičiuokite šios reakcijos greičio konstantą esant 288 K.

21. Reakcija CO + Cl 2 COCl 2 vyksta 10 litrų tūryje. Pusiausvyros mišinio sudėtis: 14 g CO; 35,6 g Cl 2 ir 49,5 g COCl 2. Apskaičiuokite reakcijos pusiausvyros konstantą.

22. Raskite reakcijos N 2 O 4 2NO 2 pusiausvyros konstantą, jei pradinė N 2 O 4 koncentracija yra 0,08 mol/l, o iki pusiausvyros atsiradimo 50 % N 2 O 4 yra disocijuoti.

23. Reakcijos A + B C + D pusiausvyros konstanta lygi vienybei. Pradinė koncentracija [A] o =0,02 mol/l. Kiek procentų A paverčiama, jei pradinės B, C ir D koncentracijos yra 0,02; atitinkamai 0,01 ir 0,02 mol/l?

24. Reakcijai H 2 + Br 2 2HBr tam tikroje temperatūroje K = 1. Nustatykite pusiausvyros mišinio sudėtį, jei pradinį mišinį sudarė 3 mol H 2 ir 2 mol bromo.

25. Sumaišius dujas A ir B sistemoje A + B C + D, pusiausvyra nusistovi esant šioms koncentracijoms (mol/l): [B] = 0,05; [C] = 0,02. Reakcijos pusiausvyros konstanta yra 4∙10 3. Raskite pradines A ir B koncentracijas.

26. Reakcijos A + B C + D pusiausvyros konstanta lygi vienybei. Pradinė koncentracija [A] = 0,02 mol/l. Kiek procentų A paverčiama, jei pradinės koncentracijos [B] yra 0,02; 0,1 ir 0,2 mol/l?

27. Pradiniu reakcijos momentu amoniako sintezės koncentracijos buvo (mol/l): = 1,5;

= 2,5;

= 0. Kokia yra azoto ir vandenilio koncentracija, kai amoniako koncentracija yra 0,15 mol/l?

28. Pusiausvyra H 2 +I 2 2HI sistemoje nustatyta esant šioms koncentracijoms (mol/l): =0,025;

=0,005; =0,09. Jei pradiniu reakcijos momentu HI nebuvo, nustatykite pradines jodo ir vandenilio koncentracijas.

29. Kaitinant anglies dioksido ir vandenilio mišinį uždarame inde, nusistovėjo pusiausvyra CO 2 + H 2 CO + H 2 O Pusiausvyros konstanta tam tikroje temperatūroje yra 1. Į kokius procentus CO 2 pavirs CO, jei toje pačioje temperatūroje sumaišysite 2 molius CO 2 ir 1 molį H 2.

30. Reakcijos FeO + CO Fe + CO 2 pusiausvyros konstanta tam tikroje temperatūroje yra 0,5. Raskite CO ir CO 2 pusiausvyros koncentracijas, jei pradinės šių medžiagų koncentracijos buvo atitinkamai 0,05 ir 0,01 mol/l.

Sprendimai

Teoriniai paaiškinimai Tirpalo koncentracija yra santykinis ištirpusios medžiagos kiekis tirpale. Tirpalų koncentraciją galima išreikšti dviem būdais – trupmeniniu ir koncentruotu. ω Dalinimosi metodas

%, (4.1.1)

Kur Masės dalis medžiagų – bematis kiekis arba išreikštas procentais, apskaičiuotas pagal formulę;

m(in-va)- medžiagos masė, G

m (dydis) χ

%, (4.1.2)

Kur - tirpalo masė, G. apgamas;

Molinė dalis+ν (in-va)- medžiagos kiekis, apgamas.

ν 1 φ ν 2

%, (4.1.3)

Kur +… - visų tirpale esančių medžiagų, įskaitant tirpiklį, kiekių suma, Tūrio dalis – bematė vertė arba išreikšta procentais, apskaičiuota pagal formulę;

V(v-va)- medžiagos tūris, – bematė vertė arba išreikšta procentais, apskaičiuota pagal formulę.

l

V (mišiniai) - mišinio tūris, , Koncentracijos metodas Molinė koncentracija

, (4.1.4)

Kur - tirpalo masė, C M apgamas;

mol/l, apskaičiuotas pagal formulę - medžiagos kiekis,

V(r-ra)

- tirpalo tūris, l. , Koncentracijos metodas Molinė koncentracija

Santrumpa 0,1 M reiškia 0,1 molio tirpalą (koncentracija 0,1 mol/L). , (4.1.5)

Kur Normali koncentracija C N apgamas;

mol/l, apskaičiuotas pagal formulę – bematė vertė arba išreikšta procentais, apskaičiuota pagal formulę;

arbaν (ekv.)

- ekvivalentinės medžiagos kiekis,

Z – lygiavertis skaičius. , Sutrumpintas pavadinimas 0,1n. reiškia 0,1 normalaus tirpalo (koncentracija 0,1 mol ekv/l). Molinė koncentracija

(4.1.6)

Kur - tirpalo masė, C M apgamas;

Molinė koncentracija C b mol/kg

m(r-la) - tirpiklio masė, , kg. Molinė koncentracija

(4.1.7)

Kur Masės dalis medžiagų – bematis kiekis arba išreikštas procentais, apskaičiuotas pagal formulę;

mol/l, apskaičiuotas pagal formulę Titras

T ) .

g/ml ml. tirpiklis virš tirpalo, virimo temperatūros padidėjimas, tirpalo užšalimo temperatūros sumažėjimas lyginant su grynu tirpikliu, osmosas.

Osmosas- tai vienpusė medžiagų difuzija iš tirpalų per pusiau pralaidžią membraną, kuri atskiria tirpalą ir gryną tirpiklį arba du skirtingos koncentracijos tirpalus.

Tirpiklio ir tirpalo sistemoje tirpiklio molekulės gali judėti per pertvarą abiem kryptimis. Tačiau tirpiklio molekulių, patenkančių į tirpalą, skaičius per laiko vienetą yra toks daugiau numerio molekulės juda iš tirpalo į tirpiklį. Dėl to tirpiklis pro pusiau pralaidžią membraną pereina į labiau koncentruotą tirpalą, jį praskiesdamas.

Slėgis, kuris turi būti taikomas labiau koncentruotam tirpalui, kad sustabdytų tirpiklio tekėjimą į jį, vadinamas osmosinis slėgis .

Vadinami tirpalai, kuriems būdingas tas pats osmosinis slėgis izotoninis .

Osmosinis slėgis apskaičiuojamas pagal Van't Hoff formulę

Kur ν C M apgamas;

R- dujų konstanta lygi 8,314 J/(mol K);

- tirpiklio masė, - absoliuti temperatūra, KAM;

V, apskaičiuotas pagal formulę m 3;

SU- molinė koncentracija, mol/l.

Pagal Raoult dėsnį, santykinis sočiųjų garų slėgio sumažėjimas virš tirpalo yra lygus ištirpusios nelakios medžiagos molinei daliai:

(4.1.9)

Tirpalų virimo temperatūros padidėjimas ir užšalimo temperatūros sumažėjimas, palyginti su grynu tirpikliu, kaip Raoult dėsnio pasekmė, yra tiesiogiai proporcingi ištirpusios medžiagos molinei koncentracijai:

(4.1.10)

kur yra temperatūros pokytis;

Molinė koncentracija, Sutrumpintas pavadinimas 0,1n. reiškia 0,1 normalaus tirpalo (koncentracija 0,1 mol ekv/l).;

KAM- proporcingumo koeficientas, virimo temperatūros padidėjimo atveju vadinamas ebulioskopine konstanta, o sumažėjus užšalimo temperatūrai - krioskopine.

Šios konstantos, skaitiškai skirtingos tam pačiam tirpikliui, apibūdina vieno molio tirpalo virimo temperatūros padidėjimą ir užšalimo temperatūros sumažėjimą, t.y. ištirpinant 1 molį nelakaus elektrolito 1 kg tirpiklio. Todėl jie dažnai vadinami moliniu virimo temperatūros padidėjimu ir tirpalo užšalimo temperatūros sumažėjimu.

Krioskopinės ir ebulioskopinės konstantos nepriklauso nuo ištirpusios medžiagos pobūdžio, bet priklauso nuo tirpiklio pobūdžio ir pasižymi matmenimis .

4.1.1 lentelė. Kai kurių tirpiklių krioskopinės K K ir ebulioskopinės K E konstantos

Krioskopija ir ebulioskopija– tam tikrų medžiagų charakteristikų, pavyzdžiui, ištirpusių medžiagų molekulinės masės, nustatymo metodai. Šie metodai leidžia nustatyti molekulinė masė medžiagos, kurios neišsiskiria, kai ištirpsta sumažėjus žinomos koncentracijos tirpalų užšalimo temperatūrai ir padidėjus virimo temperatūrai:

(4.1.11)

kur yra ištirpusios medžiagos masė gramais;

Tirpiklio masė gramais;

Tirpios medžiagos molinė masė g/mol;

1000 yra perskaičiavimo koeficientas iš tirpiklio gramų į kilogramus.

Tada molinė masė neelektrolitas nustatomas pagal formulę

(4.1.12)

Tirpumas S parodo, kiek gramų medžiagos tam tikroje temperatūroje gali ištirpti 100 g vandens. Kietųjų medžiagų tirpumas, kaip taisyklė, didėja didėjant temperatūrai, o dujinių – mažėja.

Kietosios medžiagos pasižymi labai skirtingu tirpumu. Kartu su tirpiomis medžiagomis yra mažai tirpių ir praktiškai netirpių vandenyje. Tačiau gamtoje nėra absoliučiai netirpių medžiagų.

IN prisotintas tirpalas mažai tirpus elektrolitas, tarp nuosėdų ir tirpale esančių jonų susidaro nevienalytė pusiausvyra:

A m B n mA n + +nB m - .

nuosėdos prisotintas tirpalas

Sočiame tirpale tirpimo ir kristalizacijos procesų greitis yra vienodas , o jonų koncentracijos virš kietosios fazės yra pusiausvyros tam tikroje temperatūroje.

Šio nevienalyčio proceso pusiausvyros konstantą lemia tik tirpale esančių jonų aktyvumo sandauga ir ji nepriklauso nuo kietojo komponento aktyvumo. Ji gavo vardą tirpumo produktas PR .

(4.1.13)

Taigi, jonų aktyvumo sandauga prisotintame mažai tirpaus elektrolito tirpale tam tikroje temperatūroje yra pastovi vertė.

Jei elektrolitas yra labai mažai tirpus, jonų koncentracija jo tirpale yra nereikšminga. Šiuo atveju galima nepaisyti tarpjoninės sąveikos ir laikyti, kad jonų koncentracija lygi jų veiklai. Tada tirpumo produktas gali būti išreikštas elektrolitų jonų pusiausvyrinėmis molinėmis koncentracijomis:

. (4.1.14)

Tirpumo produktas, kaip ir bet kuri pusiausvyros konstanta, priklauso nuo elektrolito pobūdžio ir temperatūros, bet nepriklauso nuo jonų koncentracijos tirpale.

Kai vieno iš jonų koncentracija padidėja sunkiai tirpaus elektrolito sočiame tirpale, pavyzdžiui, dėl kito elektrolito, turinčio tą patį joną, įvedimo, jonų koncentracijų sandauga tampa didesnė už vertę tirpumo produktai. Šiuo atveju pusiausvyra tarp kietosios fazės ir tirpalo pasislenka link nuosėdų susidarymo. Nuosėdos susidarys tol, kol bus nustatyta nauja pusiausvyra, kuriai esant vėl tenkinama sąlyga (4.1.14), tačiau esant skirtingiems jonų koncentracijų santykiams. Didėjant vieno iš jonų koncentracijai sočiame tirpale virš kietosios fazės, kito jono koncentracija mažėja taip, kad tirpumo produktas pastoviomis sąlygomis išlieka pastovus.

Taigi kritulių sąlyga yra:

. (4.1.15)

Jei prisotintame mažai tirpaus elektrolito tirpale sumažiname kurio nors jo jono koncentraciją, tada PR taps daugiau darbo jonų koncentracijos. Pusiausvyra pasislinks link nuosėdų ištirpimo. Tirpinimas tęsis tol, kol vėl bus įvykdyta sąlyga (4.1.14).

reakcija yra proporcinga pradinių medžiagų koncentracijų sandaugai, lygioms jų stecheometriniams koeficientams.

O = K-c[A]t. c[B]p, kur c [A] ir c [B] – medžiagų A ir B molinės koncentracijos, K – proporcingumo koeficientas, vadinamas reakcijos greičio konstanta.

Temperatūros poveikis

Reakcijos greičio priklausomybę nuo temperatūros nusako Van't Hoffo taisyklė, pagal kurią kas 10 C temperatūrai padidėjus daugumos reakcijų greitis padidėja 2-4 kartus. Matematiškai ši priklausomybė išreiškiama santykiu:

kur ir i)t, i>t yra atitinkamai reakcijos greitis pradinėje (t:) ir galutinėje (t2) temperatūroje, o y yra reakcijos greičio temperatūros koeficientas, parodantis, kiek kartų padidėja reakcijos greitis reaguojančių medžiagų temperatūrai pakilus 10 °C.

1 pavyzdys. Parašykite cheminės reakcijos greičio priklausomybės nuo procesų reagentų koncentracijos išraišką:

a) H2 4- J2 -» 2HJ (dujinėje fazėje);

b) Ba2+ 4- S02-= BaS04 (tirpoje);

c) CaO 4- C02 -» CaC03 (dalyvaujant kietajai medžiagai

medžiagos).

Sprendimas. v = K-c(H2)c(J2); v = K-c(Ba2+)-c(S02); v = Kc(C02).

2 pavyzdys. Kaip pasikeis reakcijos 2A + B2^± 2AB, vykstančios tiesiogiai tarp molekulių uždarame inde, greitis, jei slėgis padidės 4 kartus?

Pagal molekulių veikimo dėsnį cheminės reakcijos greitis yra tiesiogiai proporcingas reaguojančių medžiagų molinių koncentracijų sandaugai: v = K-c[A]m.c[B]n. Didindami slėgį inde, padidiname reagentų koncentraciją.

Tegul pradinės A ir B koncentracijos yra lygios c[A] = a, c[B] = b. Tada = Ka2b. Dėl slėgio padidėjimo 4 kartus, kiekvieno iš reagentų koncentracija taip pat padidėjo 4 kartus, o plieno c[A] = 4a, c[B] = 4b.

Esant tokioms koncentracijoms:

vt = K(4a)2-4b = K64a2b.

Abiem atvejais K reikšmė yra tokia pati. Tam tikros reakcijos greičio konstanta yra pastovi vertė, skaitinė lygus greičiui reakcijos, kai reagentų molinė koncentracija lygi 1. Palyginus v ir vl9 matome, kad reakcijos greitis padidėjo 64 kartus.

3 pavyzdys. Kiek kartų padidės cheminės reakcijos greitis, kai temperatūra pakils nuo 0°C iki 50°C, imant greičio temperatūros koeficientą, lygų trims?

Cheminės reakcijos greitis priklauso nuo temperatūros, kurioje ji vyksta. Temperatūrai pakilus 10 °C, reakcijos greitis padidės 2-4 kartus. Jei temperatūra mažėja, ji sumažėja tiek pat. Skaičius, rodantis, kiek kartų padidėja reakcijos greitis, kai temperatūra pakyla 10 °C, vadinamas reakcijos temperatūros koeficientu.

IN matematinė forma Reakcijos greičio kitimo priklausomybė nuo temperatūros išreiškiama lygtimi:

Temperatūra pakyla 50 °C, o y = 3. Pakeiskite šias reikšmes

^5о°с = ^о°с "3у = "00оС? 3 = v0oC? 243. Greitis padidėja 243 kartus.

4 pavyzdys. Reakcija 50 °C temperatūroje vyksta per 3 minutes 20 s. Reakcijos greičio temperatūros koeficientas lygus 3. Kiek laiko užtruks, kol ši reakcija baigsis esant 30 ir 100 °C?

Kai temperatūra pakyla nuo 50 iki 100 °C, reakcijos greitis pagal Van't Hoffe taisyklę padidėja tiek kartų:

H _ 10 „O 10 - Q3

U yu = z yu = z* = 243 kartus.

Jei 50°C temperatūroje reakcija baigiasi per 200 s (3 min. 20 s), tai 100°C temperatūroje ji baigsis per 200/

243 = 0,82 s. 30 °C temperatūroje reakcijos greitis mažėja

pasiuva 3 10 = 32 = 9 kartus ir reakcija baigiasi 200 * 9 = 1800 s, t.y. per 30 min.

5 pavyzdys. Pradinės azoto ir vandenilio koncentracijos yra atitinkamai 2 ir 3 *mol/l. Kokios bus šių medžiagų koncentracijos tuo momentu, kai sureaguos 0,5 mol/l azoto?

Parašykime reakcijos lygtį:

N2 + ZH2 2NH3, koeficientai rodo, kad azotas reaguoja su vandeniliu moliniu santykiu 1:3. Remdamiesi tuo, sukuriame santykį:

1 molis azoto reaguoja su 3 moliais vandenilio.

0,5 mol azoto reaguoja su x mol vandenilio.

Iš - = - ; x =-- = 1,5 mol.

1,5 mol/l (2 - 0,5) azoto ir 1,5 mol/l (3 - 1,5) vandenilio nereagavo.

6 pavyzdys. Kiek kartų padidės cheminės reakcijos greitis, kai susiduria viena medžiagos A molekulė ir dvi medžiagos B molekulės:

A(2) + 2B -» C(2) + D(2), medžiagos B koncentracijai padidėjus 3 kartus?

Parašykime šios reakcijos greičio priklausomybės nuo medžiagų koncentracijos išraišką:

v = K-c(A)-c2(B),

kur K yra greičio konstanta.

Paimkime pradines medžiagų koncentracijas c(A) = a mol/l, c(B) = b mol/l. Esant šioms koncentracijoms, reakcijos greitis yra u1 = Kab2. Kai medžiagos B koncentracija padidėja 3 kartus, c(B) = 3b mol/l. Reakcijos greitis bus lygus v2 = Ka(3b)2 = 9Kab2.

Greičio padidėjimas v2: ig = 9Kab2: Kab2 = 9.

7 pavyzdys. Azoto oksidas ir chloras reaguoja pagal reakcijos lygtį: 2NO + C12 2NOC1.

Kiek kartų reikia padidinti kiekvieno šaltinio slėgį?