Detyra 127.
Si do të ndryshojë shpejtësia e një reaksioni që ndodh në fazën e gazit me një rritje të temperaturës me 60°C, nëse koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së këtij reaksioni është 2?
Zgjidhja:

Rrjedhimisht, shpejtësia e reagimit me një rritje të temperaturës me 600 C 0 është 64 herë më e madhe se shpejtësia fillestare e reagimit.

Detyra 121.
Oksidimi i squfurit dhe dioksidit të tij vazhdon sipas ekuacioneve:
a) S (k) + O2 = SO2 (d); b) 2SO 2 (d) + O 2 = 2SO 3 (d).
Si do të ndryshojë shpejtësia e këtyre reaksioneve nëse vëllimet e secilit sistem zvogëlohen katër herë?
Zgjidhja:
a) S (k) + O 2 = SO 2 (g)
Le të shënojmë përqendrimet e reaktantëve të gaztë: = a, = b. Sipas ligji masat aktive , ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta përpara ndryshimit të vëllimit janë përkatësisht të barabarta:

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

Pas zvogëlimit të vëllimit të sistemit heterogjen me katër herë, përqendrimi substanca të gazta do të rritet katërfish: = 4a, = 4b. Në përqendrime të reja, ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta do të jenë të barabarta

Rrjedhimisht, pas reduktimit të volumit në sistem, ritmet e reagimeve përpara dhe të kundërta u rritën katërfish. Ekuilibri i sistemit nuk ka ndryshuar.

b) 2SO 2 (g) + O 2 = 2SO 3 (g)
Le të shënojmë përqendrimet e reaktantëve: = a, = b, = Me. Sipas ligjit të veprimit të masës, shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta para ndryshimit të vëllimit janë përkatësisht të barabarta:

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

Pas zvogëlimit të vëllimit të një sistemi homogjen me katër herë, përqendrimi i reaktantëve do të rritet katër herë: = 4 a, = 4b, = 4 s Në përqendrime të reja, ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta do të jenë të barabarta:

Rrjedhimisht, pas uljes së vëllimit në sistem, shpejtësia e reaksionit përpara u rrit me 64 herë, dhe e kundërt me 16. Ekuilibri i sistemit u zhvendos djathtas, drejt uljes së formimit të substancave të gazta.

Konstantet e ekuilibrit të një sistemi homogjen

Detyra 122.
Shkruani një shprehje për konstantën e ekuilibrit të një sistemi homogjen:
N 2 + ZN 2 = 2NH 3. Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit të drejtpërdrejtë të formimit të amoniakut nëse përqendrimi i hidrogjenit rritet trefish?
Zgjidhja:
Ekuacioni i reagimit:

N 2 + ZN 2 = 2NH 3

Shprehja për konstantën e ekuilibrit të këtij reaksioni ka formën:

Le të shënojmë përqendrimet e reaktantëve të gaztë: = a, = b. Sipas ligjit të veprimit të masës, shpejtësia e reaksioneve të drejtpërdrejta para rritjes së përqendrimit të hidrogjenit është e barabartë me: V pr = kab 3. Pas rritjes së përqendrimit të hidrogjenit në trefishin e përqendrimit materialet fillestare do të jetë e barabartë: = a, = 3b. Në përqendrime të reja, shpejtësia e reaksioneve të drejtpërdrejta do të jetë e barabartë me:

Rrjedhimisht, pas rritjes së përqendrimit të hidrogjenit tre herë, shpejtësia e reagimit u rrit 27 herë. Ekuilibri, sipas parimit të Le Chatelier, u zhvendos drejt uljes së përqendrimit të hidrogjenit, pra djathtas.

Z detyra 123.
Reaksioni ndjek ekuacionin N 2 + O 2 = 2NO. Përqendrimet e substancave fillestare para fillimit të reaksionit ishin = 0,049 mol/L, = 0,01 mol/L. Llogaritni përqendrimin e këtyre substancave kur = 0,005 mol/l. Përgjigje: 0,0465 mol/l; = 0,0075 mol/l.
Zgjidhja:
Ekuacioni i reagimit është:

Nga ekuacioni i reaksionit rezulton se formimi i 2 moleve NO kërkon 1 mol N2 dhe O2, d.m.th., formimi i NO kërkon gjysmën e më shumë N2 dhe O2. Bazuar në sa më sipër, mund të supozohet se formimi i 0,005 mol NO kërkon 0,0025 mol N 2 dhe O 2. Atëherë përqendrimet përfundimtare të substancave fillestare do të jenë të barabarta me:

Final = ref. – 0,0025 = 0,049 – 0,0025 = 0,0465 mol/l;
të fundme = ref. - 0,0025 = 0,01 – 0,0025 = 0,0075 mol/l.

Përgjigje: të fundme = 0,0465 mol/l; të fundme = 0,0075 mol/l.

Detyra 124.
Reaksioni vazhdon sipas ekuacionit N 2 + ZH 2 = 2NH 3. Përqendrimet e substancave të përfshira (mol/l): = 0,80; = 1,5; = 0.10. Njehsoni përqendrimin e hidrogjenit dhe amoniakut = 0,5 mol/l. Përgjigje: = 0,70 mol/l; [H 2) = 0,60 mol/l.
Zgjidhja:
Ekuacioni i reagimit është:

N2 + ZH2 = 2NH3

Nga ekuacioni del se nga 1 mol N 2 formohen 2 mol NH 3 dhe konsumohen 3 mol H 2. Kështu, me pjesëmarrjen e një sasie të caktuar azoti në reaksion, formohet dyfishi i sasisë së azotit sasi e madhe amoniak dhe do të reagojë me tre herë më shumë hidrogjen. Le të llogarisim sasinë e azotit që ka reaguar: 0,80 - 0,50 = 0,30 mol. Le të llogarisim sasinë e amoniakut që u formua: 0.3 . 2 = 0,6 mol. Le të llogarisim sasinë e hidrogjenit të reaguar: 0.3. 3 = 0,9 mol. Tani le të llogarisim përqendrimet përfundimtare të reaktantëve:

të fundme = 0,10 + 0,60 = 0,70 mol;
[H 2] finale = 1,5 - 0,90 = 0,60 mol;
të fundme = 0,80 - 0,50 = 0,30 mol.

Përgjigje:= 0,70 mol/l; [H 2) = 0,60 mol/l.

Shpejtësia, koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reagimit

Detyra 125.
Reaksioni vazhdon sipas ekuacionit H 2 + I 2 = 2HI. Konstanta e shpejtësisë së këtij reaksioni në një temperaturë të caktuar është 0,16. Përqendrimet fillestare të reaktantëve (mol/l): [H 2 ] = 0,04:
= 0,05. Llogaritni shpejtësia fillestare reaksioni dhe shpejtësia e tij në = 0,03 mol/l. Përgjigje: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4
Zgjidhja:
Ekuacioni i reagimit është:

H 2 + I 2 = 2HI

Në përqendrimet fillestare të substancave reaguese, sipas ligjit të veprimit të masës, shpejtësia e reagimit do të jetë e barabartë kur shënohen përqendrimet e substancave fillestare: [H 2 ] = a, = b.

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

Le të llogarisim sasinë e hidrogjenit që ka reaguar nëse përqendrimi i tij ka ndryshuar dhe bëhet 0,03 mol/l, marrim: 0,04 - 0,03 = 0,01 mol. Nga ekuacioni i reaksionit rezulton se hidrogjeni dhe jodi reagojnë me njëri-tjetrin në një raport 1: 1, që do të thotë se në reaksion kanë hyrë edhe 0,01 mol jod. Prandaj, përqendrimi përfundimtar i jodit është: 0,05 -0,01 = 0,04 mol. Në përqendrime të reja, shpejtësia e reaksionit të drejtpërdrejtë do të jetë e barabartë me:

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

Detyra 126.
Llogaritni se sa herë do të ulet shpejtësia e reaksionit që ndodh në fazën e gazit nëse temperatura ulet nga 120 në 80 ° C. Koeficienti i temperaturës shpejtësia e reagimit Z.
Zgjidhja:
Varësia nga shpejtësia reaksion kimik temperatura përcaktohet nga rregulli empirik Van't Hoff sipas formulës:

Prandaj, shpejtësia e reagimit; në 800 C 0 shpejtësia e reagimit në 1200 C 0 është 81 herë më e vogël.

Shpejtësia e reaksionit kimik- ndryshimi i sasisë së njërës prej substancave reaguese për njësi të kohës në një njësi të hapësirës së reaksionit.

Shpejtësia e një reaksioni kimik ndikohet nga faktorët e mëposhtëm:

natyra e substancave reaguese;
përqendrimi i reaktantëve;
sipërfaqja e kontaktit të substancave reaguese (në reaksione heterogjene);
temperatura;
veprimi i katalizatorëve.

Teoria e përplasjes aktive na lejon të shpjegojmë ndikimin e disa faktorëve në shpejtësinë e një reaksioni kimik. Dispozitat kryesore të kësaj teorie:

Reaksionet ndodhin kur grimcat e reaktantëve që kanë një energji të caktuar përplasen.
Sa më shumë grimca të reagentëve, aq më afër janë ato me njëra-tjetrën më shumë shanse duhet të përplasen dhe të reagojnë.
Vetëm përplasjet efektive çojnë në një reagim, d.m.th. ato në të cilat shkatërrohen ose dobësohen “lidhjet e vjetra” dhe për rrjedhojë mund të krijohen “të reja”. Për ta bërë këtë, grimcat duhet të kenë energji të mjaftueshme.
Energjia minimale e tepërt e nevojshme për përplasjen efektive të grimcave reaktante quhet energjia e aktivizimit Ea.
Aktiviteti substancave kimike manifestohet në energjinë e ulët të aktivizimit të reaksioneve që përfshijnë ato. Sa më e ulët të jetë energjia e aktivizimit, aq më e lartë është shpejtësia e reagimit. Për shembull, në reaksionet midis kationeve dhe anioneve, energjia e aktivizimit është shumë e ulët, kështu që reaksione të tilla ndodhin pothuajse menjëherë.

Ndikimi i përqendrimit të reaktantëve në shpejtësinë e reaksionit

Ndërsa përqendrimi i reaktantëve rritet, shpejtësia e reagimit rritet. Në mënyrë që të ndodhë një reaksion, dy grimca kimike duhet të bashkohen, kështu që shpejtësia e reaksionit varet nga numri i përplasjeve midis tyre. Një rritje në numrin e grimcave në një vëllim të caktuar çon në përplasje më të shpeshta dhe një rritje të shpejtësisë së reagimit.

Një rritje në shpejtësinë e reagimit që ndodh në fazën e gazit do të rezultojë nga një rritje e presionit ose një ulje në vëllimin e zënë nga përzierja.

Bazuar në të dhënat eksperimentale në 1867, shkencëtarët norvegjezë K. Guldberg dhe P. Waage, dhe pavarësisht prej tyre në 1865, shkencëtari rus N.I. Beketov formuloi ligjin bazë të kinetikës kimike, duke vendosur varësia e shpejtësisë së reaksionit nga përqendrimet e reaktantëve -

Ligji i veprimit masiv (LMA):

Shpejtësia e një reaksioni kimik është proporcionale me produktin e përqendrimeve të substancave reaguese, të marra në fuqi të barabartë me koeficientët e tyre në ekuacionin e reaksionit. ("Masa efektive" është një sinonim koncept modern"përqendrimi")

aA +bB =cС +dD, Ku k– konstante e shpejtësisë së reagimit

ZDM kryhet vetëm për reaksionet kimike elementare që ndodhin në një fazë. Nëse një reagim vazhdon në mënyrë sekuenciale nëpër disa faza, atëherë shpejtësia totale e të gjithë procesit përcaktohet nga pjesa më e ngadaltë e tij.

Shprehje për shpejtësi lloje të ndryshme reagimet

ZDM i referohet reaksione homogjene. Nëse reaksioni është heterogjen (reagentët janë në gjendje të ndryshme grumbullimi), atëherë ekuacioni ZDM përfshin vetëm reagjentë të lëngshëm ose vetëm të gaztë, dhe ato të ngurta përjashtohen, duke ndikuar vetëm në konstantën e shpejtësisë k.

Molekulariteti i reaksionitështë numri minimal i molekulave që marrin pjesë në elementare procesi kimik. Në bazë të molekularitetit, reaksionet kimike elementare ndahen në molekulare (A →) dhe bimolekulare (A + B →); reaksionet trimolekulare janë jashtëzakonisht të rralla.

Shpejtësia e reaksioneve heterogjene

Varet nga sipërfaqja e kontaktit ndërmjet substancave, d.m.th. mbi shkallën e bluarjes së substancave dhe plotësinë e përzierjes së reagentëve.
Një shembull është djegia e drurit. Një trung i tërë digjet relativisht ngadalë në ajër. Nëse rritni sipërfaqen e kontaktit midis drurit dhe ajrit, duke e ndarë trungun në patate të skuqura, shkalla e djegies do të rritet.
Hekuri piroforik derdhet në një fletë letre filtri. Gjatë vjeshtës, grimcat e hekurit nxehen dhe i vënë flakën letrës.

Efekti i temperaturës në shpejtësinë e reaksionit

Në shekullin e 19-të, shkencëtari holandez Van't Hoff zbuloi eksperimentalisht se me një rritje të temperaturës me 10 o C, ritmet e shumë reaksioneve rriten me 2-4 herë.

Rregulli i Van't Hoff

Për çdo 10 ◦ C rritje të temperaturës, shpejtësia e reagimit rritet me 2-4 herë.

Këtu γ ( shkronja greke"gama") - i ashtuquajturi koeficienti i temperaturës ose koeficienti Van't Hoff, merr vlera nga 2 në 4.

Për çdo reaksion specifik, koeficienti i temperaturës përcaktohet në mënyrë eksperimentale. Ai tregon saktësisht se sa herë rritet shpejtësia e një reaksioni kimik të caktuar (dhe konstantja e shpejtësisë së tij) me çdo rritje të temperaturës prej 10 gradësh.

Rregulli i Van't Hoff përdoret për të përafërt ndryshimin e konstantës së shpejtësisë së reagimit me rritjen ose uljen e temperaturës. Më shumë raporti i saktë Kimisti suedez Svante Arrhenius vendosi midis konstantës së shpejtësisë dhe temperaturës:

Si më shumë E një reagim specifik, pra më pak(në një temperaturë të caktuar) do të jetë konstantja e shpejtësisë k (dhe shpejtësia) e këtij reaksioni. Një rritje në T çon në një rritje të konstantës së shpejtësisë, kjo shpjegohet me faktin se një rritje e temperaturës çon në një rritje të shpejtë të numrit të molekulave "energjike" të afta për të kapërcyer pengesën e aktivizimit Ea.

Efekti i katalizatorit në shpejtësinë e reaksionit

Ju mund të ndryshoni shpejtësinë e një reaksioni duke përdorur substanca të veçanta që ndryshojnë mekanizmin e reagimit dhe e drejtojnë atë përgjatë një rruge energjikisht më të favorshme me një energji më të ulët aktivizimi.

Katalizatorët- këto janë substanca që marrin pjesë në një reaksion kimik dhe rrisin shpejtësinë e tij, por në fund të reaksionit ato mbeten të pandryshuara në mënyrë cilësore dhe sasiore.

Frenuesit– substanca që ngadalësojnë reaksionet kimike.

Ndryshimi i shpejtësisë së një reaksioni kimik ose drejtimit të tij duke përdorur një katalizator quhet kataliza .

Shembulli 1

Sa herë do të rritet shpejtësia e reagimit?

A) C + 2 H 2 = CH 4

b) 2 NO + Cl 2 = 2 NOCl

kur presioni në sistem rritet tre herë?

Zgjidhja:

Rritja e presionit në sistem me tre herë është e barabartë me rritjen e përqendrimit të secilit prej përbërësve të gaztë me tre herë.

Në përputhje me ligjin e veprimit të masës, ne shkruajmë ekuacionet kinetike për çdo reagim.

a) Karboni është një fazë e ngurtë, dhe hidrogjeni është një fazë gazi. Shpejtësia reaksion heterogjen nuk varet nga përqendrimi i fazës së ngurtë, prandaj nuk përfshihet në ekuacionin kinetik. Shpejtësia e reaksionit të parë përshkruhet nga ekuacioni

Le të jetë e barabartë përqendrimi fillestar i hidrogjenit me X, Pastaj v 1 = kh 2 . Pas rritjes së presionit tre herë, përqendrimi i hidrogjenit u bë 3 X, dhe shpejtësia e reagimit v 2 = k(3x) 2 = 9kx 2. Më pas gjejmë raportin e shpejtësisë:

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

Pra, shpejtësia e reagimit do të rritet 9 herë.

b) Ekuacioni kinetik reaksioni i dytë, i cili është homogjen, do të shkruhet në formë . Lëreni përqendrimin fillestar NR e barabartë me X, dhe përqendrimi fillestar Cl 2 e barabartë me në, Pastaj v 1 = kx 2 y; v 2 = k(3x) 2 3y = 27kx 2 y;

v 2:v 1 = 27.

Shpejtësia e reagimit do të rritet me 27 herë.

Shembulli 2

Reaksioni ndërmjet substancave A dhe B vazhdon sipas ekuacionit 2A + B = C. Përqendrimi i substancës A është 6 mol/l dhe i substancës B është 5 mol/l. Konstanta e shpejtësisë së reagimit është 0,5 (l 2 ∙mol -2 ∙s –1). Llogaritni shpejtësinë e reaksionit kimik në momenti i fillimit dhe në momentin kur në përzierjen e reaksionit mbetet 45% e substancës B.

Zgjidhja:

Bazuar në ligjin e veprimit të masës, shpejtësia e një reaksioni kimik në momentin fillestar është e barabartë me:

= 0,5∙6 2 ∙5 = 90,0 mol∙s -1 ∙l -1

Pas ca kohësh, 45% e substancës B do të mbetet në përzierjen e reaksionit, domethënë përqendrimi i substancës B do të bëhet i barabartë me 5. 0,45= 2,25 mol/l. Kjo do të thotë se përqendrimi i substancës B u ul me 5,0 - 2,25 = 2,75 mol/l.

Meqenëse substancat A dhe B ndërveprojnë me njëra-tjetrën në një raport 2:1, përqendrimi i substancës A u ul me 5,5 mol/l (2,75∙2=5,5) dhe u bë i barabartë me 0,5 mol/l (6. 0 - 5,5= 0.5).

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

Përgjigje: 0,28 mol∙s -1 ∙l -1

Shembulli 3

Koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit gështë e barabartë me 2.8. Për sa gradë u rrit temperatura nëse koha e reagimit zvogëlohej për 124 herë?

Zgjidhja:

Sipas rregullit të van't Hoff v 1 = v 2 ×. Koha e reagimit t ka një sasi, e anasjelltë proporcionale me shpejtësinë, Pastaj v 2 /v 1 = t 1 /t 2 = 124.

t 1 / t 2 = = 124

Le të marrim një logaritëm të shprehjes së fundit:

lg( )= log 124;

DT/ 10×lgg=lg 124;

DT = 10×lg124/ lg2.8 » 47 0 .

Temperatura është rritur me 47 0.

Shembulli 4

Kur temperatura u rrit nga 10 0 C në 40 0 C, shpejtësia e reagimit u rrit 8 herë. Sa është energjia e aktivizimit të reaksionit?

Zgjidhja:

Raporti i shkallës së reagimit në temperatura të ndryshme e barabartë me raportin e konstanteve të shpejtësisë në të njëjtat temperatura dhe e barabartë me 8. Në përputhje me ekuacionin Arrhenius

k 2 / k 1 = A× /A = 8

Meqenëse faktori paraeksponencial dhe energjia e aktivizimit janë praktikisht të pavarura nga temperatura, atëherë

Shembulli 5

Në një temperaturë prej 973 TE konstante e ekuilibrit të reaksionit

NiO+H2 = Ni+H2O (g)

Zgjidhja:

Supozojmë se përqendrimi fillestar i avullit të ujit ishte zero. Shprehja për konstantën e ekuilibrit të këtij reaksioni heterogjen ka formën e mëposhtme: .

Lëreni që përqendrimi i avullit të ujit të bëhet i barabartë me momentin e ekuilibrit x mol/l. Pastaj, në përputhje me stoikiometrinë e reaksionit, përqendrimi i hidrogjenit u ul me x mol/l dhe u bë i barabartë (3 – x) mol/l.

Le të zëvendësojmë përqendrimet e ekuilibrit në shprehjen për konstantën e ekuilibrit dhe të gjejmë X:

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

Pra, përqendrimi ekuilibër i avullit të ujit është 0.73 mol/l, përqendrimi ekuilibër i hidrogjenit është 3 – 0,73 = 2,27 mol/l.

Shembulli 6

Si do të ndikohet në ekuilibrin e reagimit? 2SO 2 +O 2 ⇄2SO 3 ; DH= -172,38 kJ:

1) rritja e përqendrimit SO 2, 2) rritja e presionit në sistem,
3) ftohja e sistemit, 4) futja e një katalizatori në sistem?

Zgjidhja:

Sipas parimit të Le Chatelier, me përqendrim në rritje SO 2 ekuilibri do të zhvendoset drejt procesit që çon në konsum SO 2, pra drejt reagimit të drejtpërdrejtë të formimit SO 3.

Reagimi vjen me një ndryshim në numër nishan substanca të gazta, kështu që një ndryshim në presion do të zhvendosë ekuilibrin. Me rritjen e presionit, ekuilibri do të zhvendoset drejt një procesi që kundërshton këtë ndryshim, pra, duke vazhduar me uljen e numrit. nishan substanca të gazta, dhe, rrjedhimisht, me një ulje të presionit. Sipas ekuacionit të reaksionit, numri nishan substancat fillestare të gazta janë tre, dhe numri nishan produktet e reaksionit të drejtpërdrejtë është e barabartë me dy. Prandaj, me rritjen e presionit, ekuilibri do të zhvendoset drejt reagimit të drejtpërdrejtë të formimit SO 3.

Sepse DH< 0, pastaj drejt reagimi është duke u zhvilluar me çlirimin e nxehtësisë (reaksion ekzotermik). Reagimi i kundërt do të ndodhë me thithjen e nxehtësisë (reaksioni endotermik). Në përputhje me parimin e Le Chatelier, ftohja do të shkaktojë një zhvendosje të ekuilibrit drejt reaksionit që çliron nxehtësinë, domethënë drejt reagimit të drejtpërdrejtë.

Futja e një katalizatori në sistem nuk shkakton një ndryshim në ekuilibrin kimik.

Shembulli 7

Në 10 0 C reaksioni përfundon në 95 s, dhe në 20 0 C në 60 s. Llogaritni energjinë e aktivizimit për këtë reaksion.

Zgjidhja:

Koha e reagimit është në përpjesëtim të zhdrejtë me shpejtësinë e saj. Pastaj .

Marrëdhënia midis konstantës së shpejtësisë së reagimit dhe energjisë së aktivizimit përcaktohet nga ekuacioni Arrhenius:

= 1,58.

ln1,58 = ;

Përgjigje: 31,49 kJ/mol.

Shembulli 8

Gjatë sintezës së amoniakut N 2 + 3H 2 2NH 3, u vendos ekuilibri në përqendrimet e mëposhtme të reaktantëve (mol / l):

Llogaritni konstantën e ekuilibrit për këtë reaksion dhe përqendrimet fillestare azotit dhe hidrogjenit.

Zgjidhja:

Përcaktojmë konstantën e ekuilibrit K C të këtij reaksioni:

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

Përqendrimet fillestare të azotit dhe hidrogjenit i gjejmë bazuar në ekuacionin e reaksionit. Formimi i 2 moleve NH 3 kërkon 1 mol azot dhe për formimin e 3,6 moleve amoniak kërkohet 3,6/2 = 1,8 mol azot. Duke marrë parasysh përqendrimin ekuilibër të azotit, gjejmë përqendrimin e tij fillestar:

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

Për të formuar 2 mole NH 3, është e nevojshme të konsumohen 3 mole hidrogjen dhe për të marrë 3,6 mol amoniak, nevojiten 3 ∙ 3,6: 2 = 5,4 mole.

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

Kështu, reaksioni filloi në përqendrime (mol/l): C(N 2) = 4.3 mol/l; C(H2) = 7,2 mol/l

Lista e detyrave për temën 3

1. Reaksioni vazhdon sipas skemës 2A + 3B = C. Përqendrimi i A u ul me 0,1 mol/l. Si ndryshuan përqendrimet e substancave B dhe C?

2. Përqendrimet fillestare të substancave të përfshira në reaksionin CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ishin të barabarta (mol/l, nga e majta në të djathtë): 0.3; 0.4; 0.4; 0.05. Cilat janë përqendrimet e të gjitha substancave në momentin kur ka reaguar ½ e përqendrimit fillestar të CO?

3. Sa herë do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit 2A + B? C, nëse përqendrimi i substancës A rritet për 2 herë, dhe përqendrimi i substancës B zvogëlohet për 3?

4. Pak kohë pas fillimit të reaksionit 3A + B Përqendrimet 2C + D të substancave ishin (mol/l, nga e majta në të djathtë): 0.03; 0,01; 0,008. Cilat janë përqendrimet fillestare të substancave A dhe B?

5. Në sistemin CO + Cl 2 Përqendrimi i COCl 2 CO u rrit nga 0,03 në 0,12 mol/l, dhe klori nga 0,02 në 0,06 mol/l. Sa herë u rrit shpejtësia e reagimit përpara?

6. Sa herë duhet të rritet përqendrimi i substancës B në sistemin 2A + B A 2 B, kështu që kur përqendrimi i substancës A ulet me 4 herë, shpejtësia e reaksionit të drejtpërdrejtë nuk ndryshon?

7. Sa herë duhet të rritet përqendrimi i monoksidit të karbonit (II) në sistemin 2CO? CO 2 + C, në mënyrë që shpejtësia e reagimit të rritet 100 herë? Si do të ndryshojë shpejtësia e reagimit kur presioni rritet me 5 herë?

8. Sa kohë do të duhet për të përfunduar reaksionin në 18 0 C, nëse në 90 0 C ai përfundon për 20 sekonda, dhe koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit është γ = 3,2?

9. Në 10 0 C reaksioni përfundon në 95 s, dhe në 20 0 C në 60 s. Llogaritni energjinë e aktivizimit.

10. Sa herë do të rritet shpejtësia e reaksionit kur temperatura rritet nga 30 0 në 50 0 C nëse energjia e aktivizimit është 125,5 kJ/mol?

11. Sa është energjia e aktivizimit për një reaksion shpejtësia e të cilit në 300 K është 10 herë më e madhe se në 280 K?

12. Sa është energjia e aktivizimit të reaksionit nëse me rritjen e temperaturës nga 290 në 300 K, shpejtësia e tij dyfishohet?

13. Energjia e aktivizimit të një reaksioni të caktuar është 100 kJ/mol. Sa herë do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit kur temperatura rritet nga 27 në 37 0 C?

14. Përqendrimet fillestare të substancave të përfshira në reaksionin N 2 +3H 2 =2NH 3 janë të barabarta (mol/l, nga e majta në të djathtë): 0,2; 0.3; 0. Sa janë përqendrimet e azotit dhe hidrogjenit në momentin kur përqendrimi i amoniakut bëhet 0,1 mol/l.

15. Sa herë do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit 2A + B? C, nëse përqendrimi i substancës A rritet për 3 herë, dhe përqendrimi i substancës B zvogëlohet për 2 herë?

16. Përqendrimet fillestare të substancave A dhe B në reaksionin A+2B C ishin 0,03 dhe 0,05 mol/L, respektivisht. Konstanta e shpejtësisë së reagimit është 0.4. Gjeni shpejtësinë fillestare të reaksionit dhe shpejtësinë pas njëfarë kohe, kur përqendrimi i substancës A ulet me 0,01 mol/l.

17. Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit të 2NO+ O 2? 2NO 2 nëse: a) rrit presionin në sistem me 3 herë; b) zvogëloni vëllimin e sistemit me 3 herë?

18. Sa herë do të rritet shpejtësia e një reaksioni që ndodh në 298 K nëse energjia e aktivizimit të tij zvogëlohet për 4 kJ/mol?

19. Në çfarë temperature do të përfundojë reaksioni për 45 minuta, nëse në 293 K duhen 3 orë? Koeficienti i temperaturës së reaksionit është 3.2.

20. Energjia e aktivizimit të reaksionit NO 2 = NO + 1/2O 2 është 103,5 kJ/mol. Konstanta e shpejtësisë së këtij reaksioni në 298K është 2,03∙10 4 s -1. Llogaritni konstantën e shpejtësisë për këtë reaksion në 288 K.

21. Reaksioni CO + Cl 2 COCl 2 ndodh në një vëllim prej 10 litrash. Përbërja e përzierjes së ekuilibrit: 14 g CO; 35,6 g Cl 2 dhe 49,5 g COCl 2. Llogaritni konstantën e ekuilibrit të reaksionit.

22. Gjeni konstantën e ekuilibrit të reaksionit N 2 O 4 2NO 2 nëse përqendrimi fillestar i N 2 O 4 është 0,08 mol/l, dhe në kohën kur ndodh ekuilibri, 50% e N 2 O 4 është disociuar.

23. Konstanta e ekuilibrit të reaksionit A + B C + D është e barabartë me njësinë. Përqendrimi fillestar [A] o =0,02 mol/l. Sa përqind e A konvertohet nëse përqendrimet fillestare të B, C dhe D janë 0,02; përkatësisht 0,01 dhe 0,02 mol/l?

24. Për reaksionin H 2 + Br 2 2HBr në një temperaturë të caktuar K = 1. Përcaktoni përbërjen e përzierjes së ekuilibrit nëse përzierja fillestare përbëhej nga 3 mol H 2 dhe 2 mol brom.

25. Pas përzierjes së gazeve A dhe B në sistemin A + B C + D, vendoset ekuilibri në përqendrimet e mëposhtme (mol/l): [B] = 0,05; [C] = 0,02. Konstanta e ekuilibrit të reaksionit është 4∙10 3. Gjeni përqendrimet fillestare të A dhe B.

26. Konstanta e ekuilibrit të reaksionit A + B C + D është e barabartë me njësinë. Përqendrimi fillestar [A] = 0,02 mol/l. Sa përqindje e A konvertohet nëse përqendrimet fillestare [B] janë 0,02; 0,1 dhe 0,2 mol/l?

27. Në momentin fillestar të reaksionit, përqendrimet e sintezës së amoniakut ishin (mol/l): = 1,5; = 2,5; = 0. Sa është përqendrimi i azotit dhe hidrogjenit kur përqendrimi i amoniakut është 0,15 mol/l?

28. Ekuilibri në sistemin H 2 + I 2 2HI u vendos në përqendrimet e mëposhtme (mol/l): =0.025; =0,005; =0,09. Përcaktoni përqendrimet fillestare të jodit dhe hidrogjenit nëse nuk kishte HI në momentin fillestar të reaksionit.

29. Kur një përzierje e dioksidit të karbonit dhe hidrogjenit u ngroh në një enë të mbyllur, u vendos ekuilibri CO 2 + H 2 CO + H 2 O Konstanta e ekuilibrit në një temperaturë të caktuar është 1. Në çfarë përqindje të CO 2 do të shndërrohet CO nëse përzieni 2 mol CO 2 dhe 1 mol H 2 në të njëjtën temperaturë.

30. Konstanta e ekuilibrit të reaksionit FeO + CO Fe + CO 2 në një temperaturë të caktuar është 0,5. Gjeni përqendrimet ekuilibër të CO dhe CO 2 nëse përqendrimet fillestare të këtyre substancave ishin përkatësisht 0,05 dhe 0,01 mol/l.

Zgjidhjet

Shpjegimet teorike

Përqendrimi i një tretësire është sasia relative e lëndës së tretur në një tretësirë. Ekzistojnë dy mënyra për të shprehur përqendrimin e tretësirave - fraksionale dhe përqendruese.

Metoda e ndarjes

Pjesa masive substancave ω – sasi pa dimension ose e shprehur në përqindje, e llogaritur duke përdorur formulën

%, (4.1.1)

Ku m(in-va)- masa e substancës, G;

m (madhësia)- masa e tretësirës, G.

Pjesa e nishanit χ

%, (4.1.2)

Ku ν(in-va)- sasia e substancës, nishan;

ν 1+ν 2+… - shuma e sasive të të gjitha substancave në tretësirë, duke përfshirë tretësin, nishan.

Pjesa e vëllimit φ – vlerë pa dimension ose e shprehur në përqindje, e llogaritur duke përdorur formulën

%, (4.1.3)

Ku V(v-va)- vëllimi i substancës, l;

V (përzierjet)- vëllimi i përzierjes, l.

Metoda e përqendrimit

Përqendrimi molar C M , mol/l, llogaritur me formulë

, (4.1.4)

Ku ν(in-va)- sasia e substancës, nishan;

V(r-ra)- vëllimi i tretësirës, l.

Shkurtesa 0.1 M do të thotë një zgjidhje molare 0.1 (përqendrimi 0.1 mol/L).

Përqendrimi normal C N , mol/l, llogaritur me formulë

ose , (4.1.5)

Ku ν(eq)- sasia e substancës ekuivalente, nishan;

V(r-ra)- vëllimi i tretësirës, l;

Z- numër ekuivalent.

Emërtimi i shkurtuar 0.1n. do të thotë 0,1 tretësirë normale (përqendrimi 0,1 mol eq/l).

Përqendrimi molal C b , mol/kg, llogaritur me formulë

(4.1.6)

Ku ν(in-va)- sasia e substancës, nishan;

m(r-la)- masa e tretësit, kg.

Titri T , g/ml, llogaritur me formulë

(4.1.7)

Ku m(in-va)- masa e substancës, G;

V(r-ra)- vëllimi i tretësirës, ml.

Le të shqyrtojmë vetitë e tretësirave të holluara, të cilat varen nga numri i grimcave të lëndës së tretur dhe nga sasia e tretësit, por praktikisht nuk varen nga natyra e grimcave të tretura (vetitë koligative ) .

Këto veti përfshijnë: uljen e presionit avull i ngopur tretës mbi tretësirën, një rritje në pikën e vlimit, një rënie në pikën e ngrirjes së tretësirës në krahasim me një tretës të pastër, osmozë.

Osmoza- ky është difuzioni i njëanshëm i substancave nga tretësirat përmes një membrane gjysmë të përshkueshme që ndan tretësirën dhe një tretës të pastër ose dy tretësira me përqendrime të ndryshme.

Në një sistem tretës-tretësirë, molekulat e tretësit mund të lëvizin nëpër ndarje në të dy drejtimet. Por numri i molekulave të tretësit që kalojnë në tretësirë për njësi të kohës është më shumë numër molekulat që lëvizin nga tretësira në tretës. Si rezultat, tretësi kalon përmes membranës gjysmë të përshkueshme në një zgjidhje më të koncentruar, duke e holluar atë.

Presioni që duhet të aplikohet në një tretësirë më të koncentruar për të ndaluar rrjedhën e tretësit në të quhet presioni osmotik .

Tretësirat që karakterizohen nga presioni i njëjtë osmotik quhen izotonike .

Presioni osmotik llogaritur duke përdorur formulën Van't Hoff

Ku ν - sasia e substancës, nishan;

R- konstante gazi e barabartë me 8.314 J/(mol K);

T - temperaturë absolute, TE;

V- vëllimi i tretësirës, m 3;

ME- përqendrimi molar, mol/l.

Sipas ligjit të Raoult, ulja relative e presionit të avullit të ngopur mbi tretësirën është e barabartë me fraksionin mol të substancës jo të paqëndrueshme të tretur:

(4.1.9)

Rritja e pikës së vlimit dhe ulja e pikës së ngrirjes së tretësirave në krahasim me një tretës të pastër, si pasojë e ligjit të Raoult, janë drejtpërdrejt proporcionale me përqendrimin molal të substancës së tretur:

(4.1.10)

ku është ndryshimi i temperaturës;

Përqendrimi molal, mol/kg;

TE- koeficienti i proporcionalitetit, në rastin e rritjes së pikës së vlimit quhet konstante ebulioskopike, dhe në rastin e uljes së pikës së ngrirjes - krioskopike.

Këto konstante, numerikisht të ndryshme për të njëjtin tretës, karakterizojnë një rritje të pikës së vlimit dhe një ulje të pikës së ngrirjes së një tretësire një molale, d.m.th. kur 1 mol elektrolit jo avullues tretet në 1 kg tretës. Prandaj, ato shpesh quhen rritje molale në pikën e vlimit dhe ulje në pikën e ngrirjes së një solucioni.

Konstantet krioskopike dhe ebulioskopike nuk varen nga natyra e substancës së tretur, por varen nga natyra e tretësit dhe karakterizohen nga dimensioni .

Tabela 4.1.1 - Konstantet K K krioskopike dhe K E ebullioskopike për disa tretës

Krioskopia dhe ebulioskopia- metodat për përcaktimin e karakteristikave të caktuara të substancave, për shembull, pesha molekulare e substancave të tretura. Këto metoda ju lejojnë të përcaktoni peshë molekulare substancat që nuk shpërndahen kur treten nga një ulje në pikën e ngrirjes dhe një rritje në pikën e vlimit të tretësirave me përqendrim të njohur:

(4.1.11)

ku është masa e substancës së tretur në gram;

Masa e tretësit në gram;

Masa molare e lëndës së tretur në g/mol;

1000 është faktori i konvertimit nga gram tretës në kilogramë.

Pastaj masë molare joelektroliti përcaktohet nga formula

(4.1.12)

Tretshmëria S tregon se sa gram lëndë mund të treten në 100 g ujë në një temperaturë të caktuar. Tretshmëria e substancave të ngurta, si rregull, rritet me rritjen e temperaturës, dhe për substancat e gazta zvogëlohet.

Lëndët e ngurta karakterizohet nga tretshmëri shumë të ndryshme. Së bashku me substancat e tretshme, ka pak të tretshëm dhe praktikisht të patretshëm në ujë. Megjithatë, nuk ka substanca absolutisht të patretshme në natyrë.

NË tretësirë e ngopur një elektrolit pak i tretshëm, vendoset një ekuilibër heterogjen midis precipitatit dhe joneve në tretësirë:

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

sedimenti tretësirë e ngopur

Në një tretësirë të ngopur, ritmet e proceseve të shpërbërjes dhe kristalizimit janë të njëjta , dhe përqendrimet e joneve mbi fazën e ngurtë janë në ekuilibër në një temperaturë të caktuar.

Konstanta e ekuilibrit të këtij procesi heterogjen përcaktohet vetëm nga produkti i aktiviteteve të joneve në tretësirë dhe nuk varet nga aktiviteti i përbërësit të ngurtë. Ajo mori emrin tretshmëria produkt PR .

(4.1.13)

Kështu, produkti i aktivitetit të joneve në një zgjidhje të ngopur të një elektroliti pak të tretshëm në një temperaturë të caktuar është një vlerë konstante.

Nëse një elektrolit ka tretshmëri shumë të ulët, atëherë përqendrimet e joneve në tretësirën e tij janë të papërfillshme. Në këtë rast, ndërveprimi ndërjonik mund të neglizhohet dhe përqendrimet e joneve mund të konsiderohen të barabarta me aktivitetet e tyre. Pastaj produkti i tretshmërisë mund të shprehet në termat e përqendrimeve molare të ekuilibrit të joneve të elektrolitit:

. (4.1.14)

Produkti i tretshmërisë, si çdo konstante ekuilibri, varet nga natyra e elektrolitit dhe temperatura, por nuk varet nga përqendrimi i joneve në tretësirë.

Kur përqendrimi i njërit prej joneve në një tretësirë të ngopur të një elektroliti pak të tretshëm rritet, për shembull, si rezultat i futjes së një elektroliti tjetër që përmban të njëjtin jon, produkti i përqendrimeve të joneve bëhet më e madhe se vlera produktet e tretshmërisë. Në këtë rast, ekuilibri ndërmjet fazës së ngurtë dhe tretësirës zhvendoset drejt formimit të një precipitati. Një precipitat do të formohet derisa të vendoset një ekuilibër i ri, në të cilin kushti (4.1.14) është përsëri i kënaqur, por në raporte të ndryshme të përqendrimeve të joneve. Ndërsa përqendrimi i njërit prej joneve në një tretësirë të ngopur mbi fazën e ngurtë rritet, përqendrimi i jonit tjetër zvogëlohet në mënyrë që produkti i tretshmërisë të mbetet konstant në kushte konstante.

Pra, kushti për reshje është:

. (4.1.15)

Nëse në një tretësirë të ngopur të një elektroliti pak të tretshëm zvogëlojmë përqendrimin e ndonjë prej joneve të tij, atëherë ETJ do të bëhet më shumë punë përqendrimet e joneve. Ekuilibri do të zhvendoset drejt shpërbërjes së precipitatit. Shpërbërja do të vazhdojë derisa kushti (4.1.14) të plotësohet sërish.

reaksioni është proporcional me produktin e përqendrimeve të substancave fillestare në fuqi të barabarta me koeficientët e tyre stoikeometrik.

O = K-s[A]t. c [B]p, ku c [A] dhe c [B] janë përqendrimet molare të substancave A dhe B, K është koeficienti i proporcionalitetit, i quajtur konstante e shpejtësisë së reagimit.

Efekti i temperaturës

Varësia e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura përcaktohet nga rregulli i Van't Hofit, sipas të cilit, me çdo 10 C rritje të temperaturës, shpejtësia e shumicës së reaksioneve rritet me 2-4 herë. Matematikisht, kjo varësi shprehet me relacionin:

ku dhe i)t, i>t janë shpejtësitë e reaksionit, përkatësisht, në temperaturat fillestare (t:) dhe përfundimtare (t2), dhe y është koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit, i cili tregon se sa herë rritet shpejtësia e reaksionit. me një rritje të temperaturës së reaktantëve me 10 °C.

Shembull 1. Shkruani një shprehje për varësinë e shpejtësisë së një reaksioni kimik nga përqendrimi i reaktantëve për proceset:

a) H2 4- J2 -» 2HJ (në fazën e gazit);

b) Ba2+ 4- S02-= BaS04 (në tretësirë);

c) CaO 4- C02 -» CaC03 (me pjesëmarrjen e ngurtë

substancave).

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

Shembulli 2. Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit 2A + B2^± 2AB, që ndodh drejtpërdrejt ndërmjet molekulave në një enë të mbyllur, nëse presioni rritet me 4 herë?

Sipas ligjit të veprimit të molekulave, shpejtësia e një reaksioni kimik është drejtpërdrejt proporcionale me produktin e përqendrimeve molare të substancave që reagojnë: v = K-c[A]m.c[B]n. Duke rritur presionin në enë, ne rrisim përqendrimin e reaktantëve.

Le të jenë përqendrimet fillestare të A dhe B të barabarta me c[A] = a, c[B] = b. Atëherë = Ka2b. Për shkak të rritjes së presionit me 4 herë, përqendrimi i secilit prej reagentëve u rrit gjithashtu 4 herë dhe çeliku c[A] = 4a, c[B] = 4b.

Në këto përqendrime:

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

Vlera e K është e njëjtë në të dy rastet. Konstanta e shpejtësisë për një reaksion të caktuar është një vlerë konstante, numerikisht e barabartë me shpejtësinë reaksionet në përqëndrime molare të reaktantëve të barabartë me 1. Duke krahasuar v dhe vl9 shohim se shpejtësia e reaksionit është rritur me 64 herë.

Shembulli 3. Sa herë do të rritet shpejtësia e një reaksioni kimik kur temperatura rritet nga 0°C në 50°C, duke marrë koeficientin e temperaturës së shpejtësisë të barabartë me tre?

Shpejtësia e një reaksioni kimik varet nga temperatura në të cilën ndodh. Kur temperatura rritet me 10 °C, shpejtësia e reagimit do të rritet me 2-4 herë. Nëse temperatura ulet, ajo zvogëlohet me të njëjtën sasi. Numri që tregon se sa herë rritet shpejtësia e reaksionit kur temperatura rritet me 10 °C quhet koeficienti i temperaturës së reaksionit.

NË formë matematikore Varësia e ndryshimit të shpejtësisë së reaksionit nga temperatura shprehet me ekuacionin:

Temperatura rritet me 50 °C, dhe y = 3. Zëvendësoni këto vlera

^5о°с = ^о°с "3у = "00оС? 3 = v0oC ? 243. Shpejtësia rritet me 243 herë.

Shembulli 4. Reaksioni në një temperaturë prej 50 °C vazhdon në 3 minuta 20 s. Koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit është 3. Sa kohë do të duhet që ky reaksion të përfundojë në 30 dhe 100 °C?

Kur temperatura rritet nga 50 në 100 °C, shpejtësia e reagimit rritet në përputhje me rregullin e Van't Hoffe me numrin e mëposhtëm të herë:

H _ 10 „O 10 - Q3

U yu = z yu = z* = 243 herë.

Nëse në 50°C reaksioni përfundon në 200 s (3 min 20 s), atëherë në 100°C do të përfundojë në 200/

243 = 0,82 s. Në 30 °C shpejtësia e reagimit zvogëlohet

qep 3 10 = 32 = 9 herë dhe reaksioni përfundon në 200 * 9 = 1800 s, d.m.th. në 30 min.

Shembulli 5. Përqendrimet fillestare të azotit dhe hidrogjenit janë përkatësisht 2 dhe 3 *mol/l. Sa do të jenë përqendrimet e këtyre substancave në momentin kur ka reaguar 0,5 mol/L azot?

Le të shkruajmë ekuacionin e reaksionit:

N2 + ZH2 2NH3, koeficientët tregojnë se azoti reagon me hidrogjenin në një raport molar 1:3. Bazuar në këtë, ne krijojmë raportin:

1 mol azot reagon me 3 mol hidrogjen.

0,5 mol azot reagon me x mol hidrogjen.

Nga - = - ; x =-- = 1,5 mol.

1,5 mol/l (2 - 0,5) nitrogjen dhe 1,5 mol/l (3 - 1,5) hidrogjen nuk reaguan.

Shembulli 6. Sa herë do të rritet shpejtësia e një reaksioni kimik kur përplasen një molekulë e substancës A dhe dy molekula të substancës B:

A(2) + 2B -» C(2) + D(2), me një rritje të përqendrimit të substancës B me 3 herë?

Le të shkruajmë një shprehje për varësinë e shpejtësisë së këtij reagimi nga përqendrimi i substancave:

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

ku K është konstanta e shpejtësisë.

Le të marrim përqendrimet fillestare të substancave c(A) = a mol/l, c(B) = b mol/l. Në këto përqendrime, shpejtësia e reagimit është u1 = Kab2. Kur përqendrimi i substancës B rritet me 3 herë, c(B) = 3b mol/l. Shpejtësia e reaksionit do të jetë e barabartë me v2 = Ka(3b)2 = 9Kab2.

Rritja e shpejtësisë v2: ig = 9Kab2: Kab2 = 9.

Shembulli 7. Oksidi nitrik dhe klori reagojnë sipas ekuacionit të reaksionit: 2NO + C12 2NOC1.

Sa herë duhet të rritet presioni i secilit burim?