Efekti i përqendrimit në shpejtësinë e një reaksioni kimik

Varësia e shpejtësisë së reaksionit nga përqendrimi i reaktantëve është formuluar në ligji i veprimit masiv: “ Në një temperaturë konstante, shpejtësia e një reaksioni kimik është drejtpërdrejt proporcionale me produktin e përqendrimeve të reaktantëve në fuqi të barabartë me koeficientët e tyre stoikiometrikë.

Për shembull: për reaksionin mA + nB → pAB

Shprehja matematikore e ligjit të veprimit masiv:

υ = k [A] m ∙ [B] n ( ndryshe - ekuacioni kinetik i reaksionit),

ku [A] dhe [B] janë përqendrimet e reaktantëve A dhe B; m dhe n janë koeficientë stekiometrikë; k është një koeficient proporcionaliteti i quajtur konstanta e shpejtësisë.

Kuptimi fizik i konstantës së shpejtësisë është se në përqendrime të reaktantëve të barabartë me 1,0 mol/l ([A] = [B] = 1 mol/l), shpejtësia e reaksionit kimik është e barabartë me konstanten e shpejtësisë (υ = k ). Konstanta e shpejtësisë varet vetëm nga natyra e substancave reaguese dhe nga temperatura, por nuk varet nga përqendrimi i substancave.

Paraqitja matematikore e ligjit të veprimit të masës për sistemet homogjene dhe heterogjene ka disa dallime. Për reaksionet heterogjene, ekuacioni kinetik përfshin përqendrimet e vetëm atyre substancave që janë në sistem në tretësirë ​​ose në fazën e gazit. Përqendrimi i substancave në gjendje të ngurtë në sipërfaqe mbetet konstant gjatë reaksionit, kështu që vlera e tij merret parasysh në konstantën e shpejtësisë së reaksionit.

Për shembull: për reaksion homogjen 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g)

shprehja e ligjit: υ = k ∙ 2 ∙ ;

për një reaksion heterogjen C (tv) + O 2 (g) = CO 2 (g)

shprehja e ligjit υ = k eff ∙,

ku: k eff – konstante e shpejtësisë efektive e barabartë me k ∙ [C TV ]

Detyrë

Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) kur përqendrimi i substancave fillestare dyfishohet?

Zgjidhje

Varësia e shpejtësisë së reaksionit nga përqendrimi (ekuacioni kinetik) do të shkruhet: υ = k ∙ 2 ∙

Nëse përqendrimet e substancave fillestare rriten për 2 herë, atëherë ekuacioni kinetik ka formën: υ" = k ∙ 2 ∙ , atëherë υ"/υ = 8 – shpejtësia e këtij reaksioni është rritur 8 herë.

Varësia e shpejtësisë së reaksionit nga presioni përshkruhet me një shprehje të ngjashme me ligjin e veprimit të masës, ku në vend të përqendrimeve të substancave përdoren presionet e pjesshme të gazeve që reagojnë.

Për shembull: për reaksionin 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g), varësia e shpejtësisë së reaksionit nga presioni do të shkruhet: υ = k ∙ P H 2 2 ∙ P O 2

Detyrë

Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit nëse presioni total në sistem CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g), nëse presioni total në sistem zvogëlohet për 5 herë ?

Zgjidhje

Varësia e shpejtësisë së reagimit nga presioni do të shkruhet:

υ = k ∙ P CH 4 ∙ P 2 O 2 . Me uljen e presionit total në sistem, presioni i pjesshëm i çdo gazi do të ulet, pra υ" = k ∙ P CH 4 /5 ∙ (P O 2 /5) 2. Pastaj υ"/υ = 1/ 5∙5 2 =1 /125 - shpejtësia e reagimit u ul me 125 herë

Presioni ndikon shumë në shpejtësinë e reaksioneve që përfshijnë gazrat sepse përcakton drejtpërdrejt përqendrimin e tyre.

Në ekuacionin Mendeleev-Clapeyron:

do ta zhvendosim V në anën e djathtë, dhe RT- në të majtë dhe merrni parasysh atë n/V = c:

Presioni dhe përqendrimi molar i një gazi janë drejtpërdrejt proporcionalë. Prandaj, ne mund të zëvendësojmë p/RT në ligjin e veprimit të masës në vend të përqendrimit.

Efekti i presionit në shpejtësinë e një reaksioni kimik

Reaksionet zinxhir përfshijnë në mekanizmin e tyre shumë akte elementare që përsëriten në mënyrë të njëpasnjëshme të të njëjtit lloj (zinxhiri).

Konsideroni reagimin:

Ai përbëhet nga fazat e mëposhtme, të përbashkëta për të gjitha reaksionet zinxhir:

1) Inicimi, ose fillimin e zinxhirit

Zbërthimi i molekulës së klorit në atome (radikale) ndodh gjatë rrezatimit UV ose ngrohjes. Thelbi i fazës së fillimit është formimi i grimcave aktive, reaktive.

2) Zhvillimi i zinxhirit

Cl + H2 = HCl + H

H + Cl2 = HCl + Cl

Si rezultat i çdo akti elementar të zhvillimit të zinxhirit, formohet një radikal i ri klori dhe kjo fazë përsëritet vazhdimisht, teorikisht, derisa reagentët të konsumohen plotësisht.

• 3) Rekombinimi, ose qark i hapur
• 2Cl = Cl2
• 2H = H2

H + Cl = HCl

Radikalët që ndodhen afër mund të rikombinohen, duke formuar një grimcë (molekulë) të qëndrueshme. Ata japin energji të tepërt në një "grimcë të tretë" - për shembull, muret e një ene ose molekulat e papastërtive.

Reaksioni zinxhir në fjalë është i padegëzuar, meqenëse në aktin elementar të zhvillimit të zinxhirit numri i radikalëve nuk rritet. Reaksioni zinxhir i hidrogjenit me oksigjenin është të degëzuara, sepse numri i radikalëve në aktin elementar të zhvillimit të zinxhirit rritet:

H + O2 = OH + O

O· + H2 = OH· + H·

OH + H2 = H2O + H

Shumë reaksione të djegies janë reaksione zinxhir të degëzuar. Një rritje e pakontrolluar e numrit të radikaleve të lira (si rezultat i degëzimit të zinxhirit ashtu edhe për reaksionet e padegëzuara nëse iniciohen shumë shpejt) mund të çojë në një përshpejtim të fortë të reaksionit dhe në një shpërthim. Duket se sa më i madh të jetë presioni, aq më i lartë është përqendrimi i radikalëve dhe aq më i madh është mundësia e një shpërthimi. Por në fakt, për reagimin e hidrogjenit me oksigjenin, një shpërthim është i mundur vetëm në zona të caktuara të presionit: nga 1 në 100 mm Hg. dhe mbi 1000 mm Hg. Kjo rrjedh nga mekanizmi i reagimit. Në presion të ulët, shumica e radikalëve që rezultojnë rikombinohen në muret e enës dhe reagimi vazhdon ngadalë. Kur presioni rritet në 1 mm Hg. radikalët arrijnë në mure më rrallë, sepse reagojnë më shpesh me molekulat. Në këto reaksione, radikalët shumohen dhe ndodh një shpërthim. Megjithatë, në presion mbi 100 mm Hg. përqendrimet e substancave rriten aq shumë sa që rikombinimi i radikalëve fillon si rezultat i përplasjeve të trefishta (për shembull, me një molekulë uji), dhe reagimi vazhdon me qetësi, pa shpërthim (rrjedhje stacionare). Mbi 1000 mm Hg. përqendrimet bëhen shumë të larta, madje edhe përplasjet e trefishta nuk mjaftojnë për të parandaluar përhapjen e radikalëve.

Ju e dini reaksionin e zinxhirit të degëzuar të ndarjes së uraniumit-235, në çdo akt elementar prej të cilit kapet 1 neutron (duke luajtur rolin e një radikali) dhe emetohen deri në 3 neutrone. Në varësi të kushteve (për shembull, nga përqendrimi i absorbuesve të neutronit), është gjithashtu e mundur që ai të ketë një rrjedhje të qëndrueshme ose një shpërthim. Ky është një shembull tjetër i korrelacionit midis kinetikës së proceseve kimike dhe bërthamore.

Një rritje e presionit në sistem me 3 herë është e barabartë me një ulje të vëllimit të sistemit me 3 herë. Në këtë rast, përqendrimet e reaktantëve do të rriten 3 herë. Sipas ligjit të veprimit të masës, shpejtësia fillestare e reagimit është:

Pas rritjes së presionit me 3 herë, përqendrimet e NO dhe O 2 do të rriten me 3 herë, dhe shpejtësia e reagimit, presioni do të jetë i barabartë me:

Raporti i shkallës përfundimtare të presionit të reaksionit me atë fillestar presioni i shpejtësisë së reagimit tregon se si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit pas një ndryshimi të presionit.

Prandaj, marrim presioni i shpejtësisë së reagimit:

Përgjigje:

shpejtësia e reagimit do të rritet 27 herë.

1. Së pari: 2NO + O2 = 2NO2, dhe jo ajo që keni shkruar.

   Presioni ndikon shumë në shpejtësinë e reaksioneve që përfshijnë gazrat sepse përcakton drejtpërdrejt përqendrimin e tyre.
   Sipas parimit të Le Chatelier, një rritje e presionit (për gazet) e zhvendos ekuilibrin drejt një reaksioni që çon në një ulje të vëllimit (d.m.th., në formimin e më pak molekulave), kjo do të thotë se në rastin tonë shkalla e reaksionit DIREKT do të rrit.

   Shpejtësia e reaksioneve kimike që ndodhin në një mjedis homogjen në një temperaturë konstante është drejtpërdrejt proporcionale me produktin e përqendrimeve të substancave reaguese të ngritura me fuqinë e koeficientëve të tyre stoikiometrikë.

   Para se të ndryshojë presioni, reaksioni përshkruhet nga ekuacioni kinetik:
   V1 = k *2 · ;
   Kur presioni rritet me 4 herë, përqendrimet e reagentëve do të rriten me 4 herë. Pas rritjes së presionit me një faktor prej 4, reagimi përshkruhet nga ekuacioni kinetik:
   V2 = k (4)*2 · 4= 64 k *2 · ;
   Gjeni ndryshimin në shpejtësinë e reaksionit në P2=4P1:
   V2 / V1 = 64

   Shpejtësia do të rritet me 64 herë.

2. V1=k*C(N2)*C(H2)^3
   2/ V2=k*C(N2)*(xC(H2))^3, ku x është një numër që tregon sa herë duhet të rritet përqendrimi i hidrogjenit
   3. V2/V1=100, nga ku x^3=100, x=4.65
   Përgjigja: përqendrimi i hidrogjenit duhet të rritet me 4,65 herë
3. Shpejtësia e reaksionit N2+ 3H2 = 2NH3 llogaritet me formulën: v = K**^3,
   ku përqendrimet e reaktantëve janë në një shkallë të barabartë me koeficientët në ekuacion. Kjo do të thotë që ne duhet ta ngremë atë në fuqinë e 3-të:
   2^3 = 8 shpejtësia do të rritet me kaq shumë herë
4. Rritja e presionit 3 herë shpejtësia e thjeshtë reagimet 2NO+O2=2NO2 do të rritet 1) 3 herë 2) 9 herë... 4) 18 herë 2. Koeficienti i temperaturës reagimet e barabartë me 2. kur ngrohet nga 20 gradë në 50 shpejtësi reagimet rritet 1) 2 herë 2) 4 herë 3) 6 herë 4) 8 herë 3. ndryshimi i presionit ndikon në shpejtësinë reaksion kimik 1) ndërmjet... dhe hidroksidit të kaliumit 4. i referohet proceseve katalitike reagimi ndërmjet 1) natriumit dhe ujit 2) butenit-1 dhe ujit... dhe ujit 4) oksidit të bakrit (2) dhe hidrogjenit 5. shpejtësia reagimet zinku me tretësirë ​​të acidit sulfurik nuk varet... rrjedh reagimi 1)Ag+Cl 2)Fe+O2 3)N2+O2 4)Cl2+Fe 9. kur nxehet për çdo shpejtësi 10 gradë Celsius
5. aA + bB = cC + dD
   Në këtë ekuacion, shkronjat e vogla tregojnë koeficientët stekiometrikë, dhe shkronjat e mëdha tregojnë formulat e substancave. Për këtë rast të përgjithshëm, shpejtësia e reagimit përpara jepet nga ekuacioni i mëposhtëm:
   Vpr = k1()
   b) K= /(* )
   c) Teorikisht nuk ka asgjë për të shkruar, sepse nuk ka substanca të gazta në sistem.
   d)K=

   Kur shkruhet ekuacioni kinetik i një reaksioni për sistemet e gazta, në vend të përqendrimit (C), shkruhet presioni (P) i reaktantëve, pasi ndryshimi i presionit në sistem është i ngjashëm me ndryshimin e përqendrimit. Një rritje e presionit në sistem shkakton një ulje të vëllimit të sistemit me të njëjtën sasi, ndërsa përqendrimi i reagentëve për njësi vëllimi rritet në të njëjtën mënyrë. Ndërsa presioni zvogëlohet, vëllimi i sistemit rritet, dhe përqendrimi për njësi vëllimi zvogëlohet në përputhje me rrethanat.

   Shembuj dhe zgjidhje për problemet.

   Shembulli 1.

   Shpejtësia e cilit reaksion është më e madhe nëse, për njësi të kohës për njësi vëllimi, si rezultat i reaksionit të parë janë formuar 9 g avull uji dhe si rezultat i reaksionit të dytë janë formuar 3,65 g klorur hidrogjeni?

   Shpejtësia e një reaksioni matet me numrin e moleve të një substance që formohet për njësi vëllimi për njësi të kohës. Masa molare e ujit Masa molare e klorurit të hidrogjenit atëherë shpejtësia e reagimit të parë,

   Nishan/l×s,

   dhe shpejtësia e reaksionit të dytë

   do mol/l.

   Shpejtësia e formimit të avullit të ujit është më e madhe sepse numri i moleve të formimit të avullit të ujit është më i madh se numri i moleve të formimit të klorurit të hidrogjenit.

   Shembulli 2.

   Reaksioni ndërmjet substancave A dhe B shprehet me barazimin: A+2B®C. Përqendrimi fillestar i substancës A është 0,3 mol/l, dhe substanca B është 0,5 mol/l. Konstanta e normës është 0.4. Përcaktoni shpejtësinë e reaksionit pas njëfarë kohe kur përqendrimi i substancës A ulet me 0,1 mol/l.

   Përqendrimi i substancës A u ul me 0,1 mol/l. Prandaj, bazuar në ekuacionin e reaksionit, përqendrimi i substancës B u zvogëlua për 0,2 mol/l, pasi që substanca B paraprihet nga koeficienti 2. Atëherë përqendrimi i substancës A pas njëfarë kohe do të bëhet i barabartë me 0,3-0,1 = 0,2 mol. / l, dhe përqendrimi B është 0,5-0,2 = 0,3 mol/l.

   Përcaktoni shpejtësinë e reagimit:

   Nishani/l×s

   Shembulli 3.

   Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit nëse përqendrimi i NO rritet me 3 herë? Sipas ligjit të veprimit masiv, ne shkruajmë shprehjen për shpejtësinë e reagimit:

   .

   Kur përqendrimi i NO rritet me 3 herë, shpejtësia e reagimit do të jetë:

   
   
   

   

   Shpejtësia e reagimit do të rritet 9 herë.

   Shembulli 4.

   Përcaktoni se si do të ndryshojë shpejtësia e reagimit nëse e rritni presionin në sistem me 2 herë.

   Një rritje e presionit në sistem me 2 herë do të shkaktojë një ulje të vëllimit të sistemit me 2 herë, ndërsa përqendrimet e substancave reaguese do të rriten me 2 herë.

   Sipas ligjit të veprimit në masë, ne shkruajmë shpejtësinë fillestare të reagimit dhe me një rritje 2-fish të presionit:

   , .

   Shpejtësia e reagimit do të rritet 8 herë.

   Shembulli 5.

   Njehsoni përqendrimet fillestare të substancave A dhe B në sistemin A+3B=2C, nëse përqendrimet ekuilibër të substancave A janë 0,1 mol/l, substancat B janë 0,2 mol/l, substancat C janë 0,7 mol/l.

   Ne gjejmë përqendrimin e substancës A të shpenzuar në reaksion duke krijuar proporcionin sipas ekuacionit të reaksionit:

   2 mol/l C i përftuar nga 1 mol/l A,

   0,7 mol/l C ®x mol/l × A.

   mol/l A.

   Prandaj, përqendrimi fillestar i substancës A është:

   

   0,1 + 0,35 = 0,45 mol/l.

   Gjeni përqendrimin e substancës B të shpenzuar në reaksion.

   Ne bëjmë proporcionin sipas ekuacionit të reaksionit:

   2 mol/l C përftohet nga 3 mol/l B

   0,7 mol/l C ® x mol/l B

   x=mol/l A.

   Atëherë përqendrimi fillestar i substancës B është:

   

   mol/l.

   Shembulli 6.

   Në një temperaturë prej 40 0 ​​C, u formua 0,5 mol/l e substancës A, sa mol/l A formohen nëse temperatura rritet në 80 0 C? Koeficienti i temperaturës së reaksionit është 2.

   Duke përdorur rregullin e Van't Hoff, ne shkruajmë shprehjen për shpejtësinë e reagimit në 80 0 C:

   .

   Duke i zëvendësuar këto probleme në ekuacion, marrim:

   Në 80 0 C, formohen 8 mol/l substancë A.

   Shembulli 7.

   Llogaritni ndryshimin e konstantës së shpejtësisë së një reaksioni që ka një energji aktivizimi prej 191 kJ/mol kur temperatura rritet nga 330 në 400 K.

   Le të shkruajmë ekuacionin Arrhenius për kushtin e problemit:

   

   ku R është konstanta universale e gazit e barabartë me 8.32 J/k(K×mol).

   

   ku ndryshimi i konstantës së normës do të jetë:

   Detyrat e testimit

   61. Shpejtësia e reaksionit kimik

   2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)

   në përqëndrime të reaktantëve =0,3 mol/l dhe =0,15 mol/l ishte 1,2·10-3 mol/(l·s). Gjeni vlerën e konstantës së shpejtësisë së reaksionit.

   62. Për sa gradë duhet të rritet temperatura e sistemit në mënyrë që shpejtësia e reaksionit në të të rritet 30 herë (=2,5)?

   63. Sa herë duhet të rritet përqendrimi i monoksidit të karbonit në sistem?

   2CO = CO2+ C,

   në mënyrë që shpejtësia e reagimit të rritet 4 herë?

   64. Sa herë duhet të rritet presioni në mënyrë që shpejtësia e reaksionit të formimit të NO2 sipas reaksionit

   është rritur 1000 herë?

   65. Reaksioni vazhdon sipas ekuacionit

   2NO(g) + Cl2(g) = 2NOCl(g).

   Përqendrimet e substancave fillestare para fillimit të reaksionit ishin: =0,4 mol/l; =0,3 mol/l. Sa herë do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit në krahasim me atë fillestare në momentin kur gjysma e oksidit nitrik ka kohë të reagojë?

   66. Sa herë do të rritet konstanta e shpejtësisë së një reaksioni kimik kur temperatura rritet me 40, nëse =3.2?

   67. Shkruani një shprehje për shpejtësinë e një reaksioni kimik që ndodh në një sistem homogjen sipas ekuacionit

   dhe përcaktoni se sa herë do të rritet shpejtësia e këtij reagimi nëse:

   a) përqendrimi A do të ulet me 2 herë;

   b) përqendrimi A do të rritet me 2 herë;

   c) përqendrimi B do të rritet me 2 herë;

   d) përqendrimi i të dy substancave do të rritet me 2 herë.

   68. Sa herë duhet të rritet përqendrimi i hidrogjenit në sistem?

   N2 + 3H2= 2NH3,

   në mënyrë që shpejtësia e reagimit të rritet 100 herë?

   69. Llogaritni koeficientin e temperaturës së shpejtësisë së reaksionit nëse konstantja e shpejtësisë së tij në 100 C është 0,0006, dhe në 150 C 0,072.

   70. Reaksioni midis oksidit nitrik (II) dhe klorit vazhdon sipas ekuacionit

   2NO + Cl2= 2NOCl.

   Si ndryshon shpejtësia e reagimit me rritjen:

   a) përqendrimi i oksidit nitrik është 2 herë;

   b) përqendrimi i klorit 2 herë;

   c) përqendrimet e të dy substancave janë 2 herë?

   EKUILIBRI KIMIK

   Shembuj të zgjidhjes së problemeve

   Ekuilibri kimik është një gjendje e një sistemi në të cilin ritmet e reaksioneve kimike të përparme dhe të kundërta janë të barabarta, dhe përqendrimet e substancave reaguese nuk ndryshojnë me kalimin e kohës.

   Një karakteristikë sasiore e ekuilibrit kimik është konstanta e ekuilibrit. Konstanta e ekuilibrit në një temperaturë konstante është e barabartë me raportin e produktit të përqendrimeve të ekuilibrit të produkteve të reaksionit me produktin e përqendrimeve të ekuilibrit të substancave fillestare, marrë në fuqinë e koeficientëve të tyre stoikiometrikë dhe është një vlerë konstante.

   Në përgjithësi, për një reaksion homogjen mA+ nB« pC+qD

   konstanta e ekuilibrit është:

   Ne e shprehim këtë ekuacion me ligjin e veprimit të masës për një reaksion të kthyeshëm.

   Kur kushtet e jashtme ndryshojnë, ekuilibri kimik ndryshon, i shprehur në një ndryshim në përqendrimet e ekuilibrit të substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit. Drejtimi i zhvendosjes së ekuilibrit përcaktohet nga parimi i Le Chatelier: nëse një ndikim i jashtëm ushtrohet në një sistem në ekuilibër, atëherë ekuilibri zhvendoset në drejtimin që dobëson ndikimin e jashtëm.

   Ekuilibri kimik mund të zhvendoset nga ndikimi i ndryshimeve në përqendrimin e substancave reaguese, temperaturës dhe presionit.

   Me një rritje të përqendrimit të substancave fillestare, ekuilibri do të zhvendoset në përputhje me parimin e Le Chatelier drejt produkteve të reaksionit, dhe me një rritje të përqendrimeve të produkteve - drejt substancave fillestare.

   Kur temperatura ndryshon (rritet), ekuilibri zhvendoset drejt reaksionit endotermik (D H > 0), i cili ndodh me thithjen e nxehtësisë, d.m.th. shpejtësia e reaksionit përpara rritet dhe ekuilibri zhvendoset drejt produkteve të reaksionit. Në rastin e një reaksioni ekzotermik (DH > 0), me rritjen e temperaturës, shpejtësia e reaksionit të kundërt do të rritet, gjë që do të sigurojë thithjen e nxehtësisë dhe ekuilibri do të zhvendoset drejt substancave fillestare.

   Nëse reaksioni përfshin substanca në gjendje të gaztë, atëherë ekuilibri kimik mund të zhvendoset duke ndryshuar presionin. Një rritje e presionit është e barabartë me një rritje të përqendrimit të reaktantëve. Me rritjen e presionit, ekuilibri zhvendoset drejt një reaksioni me më pak mol të substancave të gazta, dhe me uljen e presionit, drejt një reaksioni me një numër më të madh molesh substancash të gazta.

   Shembulli 1.

   Llogaritni përqendrimet fillestare të substancave A dhe B në sistemin homogjen A + 3B «2C, nëse përqendrimet ekuilibër A = 0,1 mol/l, B = 0,2 mol/l, C = 0,7 mol/l.

   Dihet se përqendrimi fillestar i një lënde është i barabartë me shumën e përqendrimit të ekuilibrit dhe përqendrimit të shpenzuar në reaksion, d.m.th. ka reaguar:

   Për ta gjetur atë, duhet të dini se sa substanca A ka reaguar.

   Ne llogarisim duke kompozuar proporcionin sipas ekuacionit të reaksionit:

   2 mol/l C përftohet nga 1 mol/l A

   0,7 mol/l C ––––––––x mol/l A,

   x= (0,7×1)/2= 0,35 mol/l

   

   Ne llogarisim përqendrimin fillestar të substancës B:

   

   Për ta gjetur atë, le të krijojmë një proporcion:

   2 mol/l C përftohet nga 3 mol/l B

   0,7 mol/l C –––––––––––––x mol/l B

   x = (0,7×3)/2 = 1,05 mol/l

   Atëherë përqendrimi fillestar B është:

   Shembulli 2.

   Njehsoni përqendrimet ekuilibër të substancave në sistemin A + B “C + D, me kusht që përqendrimet fillestare të substancave të jenë: A = 1 mol/l, B = 5 mol/l. Konstanta e ekuilibrit është 1.

   Le të supozojmë se në kohën e ekuilibrit të substancës A kanë reaguar mole x. Bazuar në ekuacionin e reaksionit, përqendrimet e ekuilibrit do të jenë:

   ;

   meqenëse sipas ekuacionit të reaksionit për substancën B, mori të njëjtën sasi reaksioni sa reagoi substanca A.

   Zëvendësojmë vlerat e përqendrimeve të ekuilibrit në konstanten e ekuilibrit dhe gjejmë x.

   

   Pastaj:

   

   Shembulli 3.

   Është vendosur një ekuilibër në sistem: 2AB+B 2 “2AB; D H > 0.

   Në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri me uljen e temperaturës?

   Ky reagim i drejtpërdrejtë është endotermik, d.m.th. shkon me thithjen e nxehtësisë, prandaj, kur temperatura në sistem ulet, ekuilibri, në përputhje me parimin e Le Chatelier, do të zhvendoset në të majtë, drejt reaksionit të kundërt, i cili është ekzotermik.

   Shembulli 4.

   Ekuilibri i sistemit A + B « AB u vendos në përqendrimet e mëposhtme të substancave: C (A) = C ( B) = C ( AB) = 0,01 mol/l. Llogaritni konstanten e ekuilibrit dhe përqendrimet fillestare të substancave. 72. Përqendrimet fillestare të oksidit të azotit (II) dhe klorit në sistem

   2NO + Cl2 2NOCl

   janë përkatësisht 0,5 mol/l dhe 0,2 mol/l. Llogaritni konstantën e ekuilibrit nëse në kohën kur ndodh ekuilibri, ka reaguar 20 oksid nitrik.

   73. Në një temperaturë të caktuar, përqendrimet ekuilibër të reagentëve të një reaksioni kimik të kthyeshëm

   2A(g)+B(g) 2C(g)

   ishin [A]=0,04 mol/l, [B]=0,06 mol/l, [C]=0,02 mol/l. Llogaritni konstantën e ekuilibrit dhe përqendrimet fillestare të substancave A dhe B.

   74. Në një temperaturë të caktuar, përqendrimet e ekuilibrit në sistem

   ishin përkatësisht: = 0,04 mol/l, = 0,06 mol/l,

   0,02 mol/l. Llogaritni konstantën e ekuilibrit dhe kon-

   përqendrimi i oksidit të squfurit (IV) dhe oksigjenit.

   75. Kur sistemi është në ekuilibër

   përqendrimet e substancave të përfshira ishin: = 0.3 mol/l; = =0,9 mol/l; = 0,4 mol/l. Llogaritni se si do të ndryshojnë shpejtësitë e reaksioneve të përparme dhe të kundërta nëse presioni rritet 5 herë. Në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri?

   76. Llogaritni konstantën e ekuilibrit të një reaksioni të kthyeshëm

   2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g),

   nëse përqendrimi në ekuilibër = 0,04 mol/l, dhe përqendrimet fillestare të substancave = 1 mol/l, = 0,8 mol/l.

   77. Ekuilibri i sistemit

   CO + Cl2 COCl2,

   të vendosura në përqendrimet e mëposhtme të reaktantëve: [CO] = =[Cl2] = = 0,001 mol/l. Përcaktoni konstantën e ekuilibrit dhe përqendrimet fillestare të monoksidit të karbonit dhe klorit.

   78. Përqendrimet fillestare të monoksidit të karbonit (II) dhe avullit të ujit janë të barabarta dhe arrijnë në 0.03 mol/l. Llogaritni përqendrimet ekuilibër të CO, H2O dhe H2 në sistem

   CO + H2O CO2+ H2,

   nëse përqendrimi ekuilibër i CO2 ishte i barabartë me 0.01 mol/l. Llogaritni konstantën e ekuilibrit.

   79. Përcaktoni përqendrimin ekuilibër të hidrogjenit në sistem

   nëse përqendrimi fillestar i HJ ishte 0,05 mol/l, dhe konstantja e ekuilibrit K = 0,02.

   80. Konstanta e ekuilibrit të sistemit

   CO + H2O CO2+ H2

   në një temperaturë të caktuar është e barabartë me 1. Llogaritni përbërjen në përqindje të përzierjes në ekuilibër nëse përqendrimet fillestare të CO dhe H2O janë 1 mol/l.

   Që substancat të reagojnë, molekulat e tyre duhet të përplasen. Mundësia që dy persona të përplasen në një rrugë të ngarkuar është shumë më e madhe se në një të shkretë. E njëjta gjë me molekulat. Natyrisht, probabiliteti i përplasjes së molekulave në figurën në të majtë është më i lartë se në të djathtë. Është drejtpërdrejt proporcionale me numrin e molekulave të reagjentit për njësi vëllimi, d.m.th. përqendrimet molare të reagentëve. Kjo mund të demonstrohet duke përdorur një model.

   Në mesin e shekullit të 19-të. (1865 - N.N. Beketov, 1867 - K. Guldberg, P. Waage) postulati bazë i kinetikës kimike, i quajtur edhe ligji i veprimit masiv :

   Numrat n, m në shprehjen e ligjit të veprimit të masës quhen urdhrat e reagimit për substancat përkatëse. Këto janë sasi të përcaktuara eksperimentalisht. Shuma e eksponentëve n, m thirrur rendi i përgjithshëm i reagimit .

   Ju lutemi vini re se shkallët në përqendrimet A dhe B në rastin e përgjithshëm jo të barabartë me koeficientët stekiometrikë në reagim! Ato bëhen numerikisht të barabarta vetëm nëse reaksioni vazhdon saktësisht siç është shkruar (reaksione të tilla quhen thjeshtë ose elementare dhe mjaft e rrallë). Në shumicën e rasteve, ekuacioni i reaksionit pasqyron vetëm rezultatin e përgjithshëm të një procesi kimik, dhe jo mekanizmin e tij.

   Faktori i proporcionalitetit k quhet konstante e shpejtësisë së reagimit . Vlera e konstantës së shpejtësisë së reaksionit është konstante për një reaksion të caktuar në një temperaturë të caktuar.

   *Ligji i veprimit të masës nuk përfshin përqendrimet e trupave të ngurtë, sepse në sipërfaqen e tyre zhvillohen reaksione me lëndë të ngurta, ku “përqendrimi” i lëndës është konstant.

   C TV +O 2 = CO 2 , v=k[C] m n =k" n ; k"=k[C] m

   Ndikimi i presionit në shpejtësinë e një reaksioni kimik.

   Presioni ndikon shumë në shpejtësinë e reaksioneve që përfshijnë gazrat sepse përcakton drejtpërdrejt përqendrimin e tyre.

   Në ekuacionin Mendeleev-Clapeyron:

   pV =nRT

   do ta zhvendosim V në anën e djathtë, dhe RT- në të majtë dhe merrni parasysh atë n/V = c:

   p/RT = c

   Presioni dhe përqendrimi molar i një gazi janë drejtpërdrejt proporcionalë. Prandaj, ne mund të zëvendësojmë p/RT në ligjin e veprimit të masës në vend të përqendrimit.

   

   Ndikimi i presionit në shpejtësinë e një reaksioni kimik. (Material shtesë).

   Reaksionet zinxhir përfshijnë në mekanizmin e tyre shumë akte elementare që përsëriten në mënyrë të njëpasnjëshme të të njëjtit lloj (zinxhir).

   Konsideroni reagimin:

   H 2 + Cl 2 = 2HCl

   Ai përbëhet nga fazat e mëposhtme, të përbashkëta për të gjitha reaksionet zinxhir:

   1) Inicimi , ose fillimin e zinxhirit

   Cl 2 = 2Cl

   Zbërthimi i molekulës së klorit në atome (radikale) ndodh gjatë rrezatimit UV ose ngrohjes. Thelbi i fazës së fillimit është formimi i grimcave aktive, reaktive.

   2) Zhvillimi i zinxhirit

   Cl+H 2 = HCl + HH+Cl 2 = HCl + Cl

   Si rezultat i çdo akti elementar të zhvillimit të zinxhirit, formohet një radikal i ri klori dhe kjo fazë përsëritet vazhdimisht, teorikisht, derisa reagentët të konsumohen plotësisht.

   3) Rekombinimi , ose qark i hapur

   2Cl = Cl 2 2H = H 2 H + Cl = HCl

   Radikalët që ndodhen afër mund të rikombinohen, duke formuar një grimcë (molekulë) të qëndrueshme. Ata japin energji të tepërt në një "grimcë të tretë" - për shembull, muret e një ene ose molekulat e papastërtive.

   Konsiderohet reaksioni zinxhir është i padegëzuar , meqenëse në aktin elementar të zhvillimit të zinxhirit numri i radikalëve nuk rritet . Reaksioni zinxhir i hidrogjenit me oksigjen është të degëzuara , sepse rritet numri i radikalëve në aktin elementar të zhvillimit të zinxhirit :

   H + O 2 = OH + OO + H 2 = OH + HOH + H 2 =H 2 O+H

   Reaksionet zinxhirore të degëzuara përfshijnë shumë reaksione djegieje Një rritje e pakontrolluar e numrit të radikaleve të lira (si rezultat i degëzimit zinxhir dhe për reaksionet e padegëzuara në rastin e fillimit shumë të shpejtë) mund të çojë në një përshpejtim të fortë të reaksionit dhe në një shpërthim.

   Duket se sa më i madh të jetë presioni, aq më i lartë është përqendrimi i radikalëve dhe aq më i madh është mundësia e një shpërthimi. Por në fakt, për reagimin e hidrogjenit me oksigjenin, një shpërthim është i mundur vetëm në zona të caktuara të presionit: nga 1 në 100 mm Hg. dhe mbi 1000 mm Hg. Kjo rrjedh nga mekanizmi i reagimit. Në presion të ulët, shumica e radikalëve që rezultojnë rikombinohen në muret e enës dhe reagimi vazhdon ngadalë. Kur presioni rritet në 1 mm Hg. radikalët arrijnë në mure më rrallë, sepse reagojnë më shpesh me molekulat. Në këto reaksione, radikalët shumohen dhe ndodh një shpërthim. Megjithatë, në presion mbi 100 mm Hg. përqendrimet e substancave rriten aq shumë sa që rikombinimi i radikalëve fillon si rezultat i përplasjeve të trefishta (për shembull, me një molekulë uji), dhe reagimi vazhdon me qetësi, pa shpërthim (rrjedhje stacionare). Mbi 1000 mm Hg. përqendrimet bëhen shumë të larta, madje edhe përplasjet e trefishta nuk mjaftojnë për të parandaluar përhapjen e radikalëve.

   Ju e dini reaksionin e zinxhirit të degëzuar të ndarjes së uraniumit-235, në çdo akt elementar prej të cilit kapet 1 neutron (duke luajtur rolin e një radikali) dhe emetohen deri në 3 neutrone. Në varësi të kushteve (për shembull, nga përqendrimi i absorbuesve të neutronit), është gjithashtu e mundur që ai të ketë një rrjedhje të qëndrueshme ose një shpërthim. Ky është një shembull tjetër i korrelacionit midis kinetikës së proceseve kimike dhe bërthamore.