1. példa

Hányszorosára nő a reakciósebesség?

A) C+2H2=CH4

b) 2 NO + Cl 2 = 2 NOCl

amikor a nyomás a rendszerben háromszorosára nő?

Megoldás:

A nyomás háromszoros növelése a rendszerben megegyezik az egyes gáznemű komponensek koncentrációjának háromszoros növelésével.

A tömeghatás törvényének megfelelően minden reakcióhoz felírjuk a kinetikai egyenleteket.

a) A szén az szilárd fázis, a hidrogén pedig gáz. Sebesség heterogén reakció nem függ a szilárd fázis koncentrációjától, ezért nem szerepel a kinetikai egyenletben. Az első reakció sebességét az egyenlet írja le

Legyen a hidrogén kezdeti koncentrációja egyenlő X, Akkor v 1 = kh 2 . A nyomás háromszoros növelése után a hidrogén koncentrációja 3 lett Xés a reakciósebesség v 2 = k(3x) 2 = 9 kx 2. Ezután megtaláljuk a sebességarányt:

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

Tehát a reakció sebessége 9-szeresére nő.

b) Kinetikai egyenlet a második reakciót, amely homogén, a formába írjuk . Hagyja a kezdeti koncentrációt NEM egyenlő Xés a kezdeti koncentrációt Cl 2 egyenlő at, Akkor v 1 = kx 2 y; v 2 = k(3x) 2 3y = 27 kx 2 y;

v 2:v 1 = 27.

A reakciósebesség 27-szeresére nő.

2. példa

Az A és B anyagok közötti reakció a 2A + B = C egyenlet szerint megy végbe. Az A anyag koncentrációja 6 mol/l, a B anyagé pedig 5 mol/l. A reakció sebességi állandója 0,5 (l 2 ∙mol -2 ∙s –1). Számítsa ki a kémiai reakció sebességét! kezdő pillanatés abban a pillanatban, amikor a B anyag 45%-a a reakcióelegyben marad.

Megoldás:

A tömeghatás törvénye alapján a kémiai reakció sebessége a kezdeti pillanatban egyenlő:

= 0,5∙6 2∙5 = 90,0 mol∙s -1 ∙l -1

Egy idő után a B anyag 45%-a marad a reakcióelegyben, azaz a B anyag koncentrációja 5 lesz. 0,45 = 2,25 mol/l. Ez azt jelenti, hogy a B anyag koncentrációja 5,0 - 2,25 = 2,75 mol/l-rel csökkent.

Mivel az A és B anyagok 2:1 arányban lépnek kölcsönhatásba egymással, az A anyag koncentrációja 5,5 mol/l-rel csökkent (2,75∙2=5,5), és 0,5 mol/l-re vált (6,0 - 5,5=). 0,5).

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

Válasz: 0,28 mol∙s -1 ∙l -1

3. példa

Hőmérsékleti együttható reakciósebesség g egyenlő 2,8. Hány fokkal nő a hőmérséklet, ha a reakcióidőt 124-szeresére csökkentjük?

Megoldás:

Van't Hoff szabálya szerint v 1 = v 2 ×. Reakcióidő t akkor a sebességgel fordítottan arányos mennyiség v 2 /v 1 = t 1 / t 2 = 124.

t 1 /t 2 = = 124

Vegyünk egy logaritmust utolsó kifejezés:

lg( )= log 124;

DT/ 10×lgg=lg 124;

DT= 10×lg124/ lg2.8 » 47 0 .

A hőmérséklet 47 0 fokkal emelkedett.

4. példa

Amikor a hőmérséklet 10 0 C-ról 40 0 ​​C-ra emelkedett, a reakciósebesség 8-szorosára nőtt. Mekkora a reakció aktiválási energiája?

Megoldás:

Reakcióarány at különböző hőmérsékletek egyenlő a sebességi állandók arányával azonos hőmérsékleteken és egyenlő 8-cal. Az Arrhenius-egyenletnek megfelelően

k 2 / k 1 = A× /A = 8

Mivel a preexponenciális tényező és az aktiválási energia gyakorlatilag független a hőmérséklettől, akkor

5. példa

973 fokos hőmérsékleten TO reakció egyensúlyi állandó

NiO+H2 = Ni+H2O (g)

Megoldás:

Feltételezzük, hogy a vízgőz kezdeti koncentrációja nulla volt. Ennek a heterogén reakciónak az egyensúlyi állandójának kifejezése a következő nézet: .

Legyen a vízgőz koncentrációja egyenlő az egyensúlyi pillanattal x mol/l. Ezután a reakció sztöchiometriájának megfelelően a hidrogénkoncentráció 2-kal csökkent x mol/lés egyenlővé vált (3 – x) mol/l.

Cseréljük egyensúlyi koncentrációk az egyensúlyi állandó kifejezésébe és keresse meg X:

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

Tehát a vízgőz egyensúlyi koncentrációja 0,73 mol/l, a hidrogén egyensúlyi koncentrációja 3 – 0,73 = 2,27 mol/l.

6. példa

Hogyan befolyásolja a reakció egyensúlyát? 2SO 2 +O 2 ⇄2SO 3; DH= -172,38 kJ:

1) a koncentráció növekedése SO 2, 2) nyomásnövekedés a rendszerben,
3) a rendszer hűtése, 4) katalizátor bevezetése a rendszerbe?

Megoldás:

Le Chatelier elve szerint növekvő koncentrációval SO 2 az egyensúly a fogyasztáshoz vezető folyamat felé tolódik el SO 2, vagyis a képződés közvetlen reakciója felé SO 3.

A reakció számváltozással jár anyajegy gáznemű anyagok, tehát a nyomásváltozás eltolja az egyensúlyt. A nyomás növekedésével az egyensúly egy olyan folyamat felé tolódik el, amely ellensúlyozza ezt a változást, vagyis a szám csökkenésével halad. anyajegy gáznemű anyagok, következésképpen a nyomás csökkenésével. A reakcióegyenlet szerint a szám anyajegy gáznemű kiindulási anyagok egyenlő hárommal, és a szám anyajegy a közvetlen reakció termékei egyenlő kettővel. Ezért a nyomás növekedésével az egyensúly a képződés közvetlen reakciója felé tolódik el SO 3.

Mert DH< 0, akkor a közvetlen reakció hőkibocsátással megy végbe (exoterm reakció). A fordított reakció a hő elnyelésével megy végbe (endoterm reakció). Le Chatelier elvének megfelelően a hűtés egyensúlyi eltolódást okoz a hőt kibocsátó reakció, vagyis a közvetlen reakció felé.

Katalizátor bevezetése a rendszerbe nem okoz eltolódást a kémiai egyensúlyban.

7. példa

10 0 C-on a reakció 95 s, 20 0 C-on 60 s alatt ér véget. Számítsa ki ennek a reakciónak az aktiválási energiáját!

Megoldás:

A reakcióidő fordítottan arányos a sebességével. Majd .

A reakciósebesség állandó és az aktiválási energia közötti összefüggést az Arrhenius-egyenlet határozza meg:

= 1,58.

ln1,58 = ;

Válasz: 31,49 kJ/mol.

8. példa

Az ammónia N 2 + 3H 2 2NH 3 szintézise során az egyensúly a a következő koncentrációkat reagensek (mol/l):

Számítsa ki ennek a reakciónak az egyensúlyi állandóját, valamint a nitrogén és hidrogén kezdeti koncentrációit.

Megoldás:

Meghatározzuk ennek a reakciónak a K C egyensúlyi állandóját:

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

A reakcióegyenlet alapján meghatározzuk a nitrogén és a hidrogén kezdeti koncentrációit. 2 mol NH 3 képződéséhez 1 mol nitrogén, 3,6 mol ammónia kialakulásához 3,6/2 = 1,8 mol nitrogén szükséges. Figyelembe véve a nitrogén egyensúlyi koncentrációját, megkapjuk a kezdeti koncentrációját:

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

2 mol NH 3 előállításához 3 mol hidrogént kell elfogyasztani, 3,6 mol ammóniához pedig 3 ∙ 3,6: 2 = 5,4 mol.

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

Így a reakció a következő koncentrációkban kezdődött (mol/l): C(N 2) = 4,3 mol/l; C(H2) = 7,2 mol/l

Feladatlista a 3. témakörhöz

1. A reakció a 2A + 3B = C séma szerint megy végbe. Az A koncentrációja 0,1 mol/l-rel csökkent. Hogyan változott a B és C anyagok koncentrációja?

2. A CO + H 2 O = CO 2 + H 2 reakcióban résztvevő anyagok kezdeti koncentrációi egyenlőek voltak (mol/l, balról jobbra): 0,3; 0,4; 0,4; 0,05. Mekkora az összes anyag koncentrációja abban a pillanatban, amikor a CO kezdeti koncentrációjának fele reagált?

3. Hányszor fog változni a 2A + B reakciósebesség? C, ha az A anyag koncentrációját 2-szeresére növeljük, és a B anyag koncentrációját 3-szorosára csökkentjük?

4. Valamivel a 3A + B reakció kezdete után Az anyagok 2C + D koncentrációi (mol/l, balról jobbra): 0,03; 0,01; 0,008. Mekkora az A és B anyagok kezdeti koncentrációja?

5. CO + Cl 2 rendszerben A COCl 2 CO koncentrációt 0,03-ról 0,12 mol/l-re, a klórt 0,02-ről 0,06 mol/l-re emeltük. Hányszorosára nőtt az előre irányuló reakció sebessége?

6. Hányszorosára kell növelni a B anyag koncentrációját a 2A + B rendszerben A 2 B, hogy amikor az A anyag koncentrációja 4-szeresére csökken, a közvetlen reakció sebessége nem változik?

7. Hányszorosára kell növelni a szén-monoxid (II) koncentrációját a 2CO rendszerben? CO 2 + C, így a reakciósebesség 100-szorosára nő? Hogyan változik a reakció sebessége, ha a nyomás 5-szörösére nő?

8. Mennyi idő alatt megy végbe a reakció 18 0 C-on, ha 90 0 C-on 20 másodperc alatt megy végbe, és a reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója γ = 3,2?

9. 10 0 C-on a reakció 95 s, 20 0 C-on 60 s alatt ér véget. Számítsa ki az aktiválási energiát.

10. Hányszorosára nő a reakciósebesség, ha a hőmérséklet 30 0-ról 50 0 C-ra emelkedik, ha az aktiválási energia 125,5 kJ/mol?

11. Mekkora az aktiválási energiája annak a reakciónak, amelynek sebessége 300 K-en 10-szer nagyobb, mint 280 K-en?

12. Mekkora a reakció aktiválási energiája, ha a hőmérséklet 290 K-ről 300 K-ra emelésével a sebessége megkétszereződik?

13. Egy adott reakció aktiválási energiája 100 kJ/mol. Hányszor változik meg a reakciósebesség, ha a hőmérséklet 27-ről 37 0 C-ra emelkedik?

14. Az N 2 +3H 2 =2NH 3 reakcióban résztvevő anyagok kezdeti koncentrációi egyenlőek (mol/l, balról jobbra): 0,2; 0,3; 0. Mekkora a nitrogén és a hidrogén koncentrációja abban a pillanatban, amikor az ammónia koncentrációja 0,1 mol/l lesz?

15. Hányszor fog változni a 2A + B reakciósebesség? C, ha az A anyag koncentrációját háromszorosára növeljük, és a B anyag koncentrációját 2-szeresére csökkentjük?

16. Az A és B anyagok kezdeti koncentrációi az A+2B reakcióban C 0,03 és 0,05 mol/l volt. A reakció sebességi állandója 0,4. Lelet kezdeti sebesség reakciók és sebesség egy idő után, amikor az A anyag koncentrációja 0,01 mol/l-rel csökken.

17. Hogyan változik a 2NO+ O 2 reakciósebessége? 2NO 2, ha: a) 3-szorosára növeli a nyomást a rendszerben; b) 3-szor csökkenti a rendszer hangerejét?

18. Hányszorosára nő egy 298 K hőmérsékleten végbemenő reakció sebessége, ha aktiválási energiája 4 kJ/mol-al csökken?

19. Milyen hőmérsékleten megy végbe a reakció 45 perc alatt, ha 293 K-en 3 óra? A reakció hőmérsékleti együtthatója 3,2.

20. A NO 2 = NO + 1/2O 2 reakció aktiválási energiája 103,5 kJ/mol. Ennek a reakciónak a sebességi állandója 298 K-en 2,03∙10 4 s -1. Számítsa ki ennek a reakciónak a sebességi állandóját 288 K-en.

21. A CO + Cl 2 COCl 2 reakció 10 literes térfogatban megy végbe. Az egyensúlyi keverék összetétele: 14 g CO; 35,6 g Cl 2 és 49,5 g COCl 2. Számítsa ki a reakció egyensúlyi állandóját!

22. Határozza meg az N 2 O 4 2NO 2 reakció egyensúlyi állandóját, ha az N 2 O 4 kezdeti koncentrációja 0,08 mol/l, és mire az egyensúly beáll, az N 2 O 4 50%-a disszociált!

23. Az A + B C + D reakció egyensúlyi állandója egyenlő egységgel. Kezdeti koncentráció [A] o =0,02 mol/l. Az A hány százaléka alakul át, ha B, C és D kezdeti koncentrációja 0,02; 0,01 és 0,02 mol/l?

24. A H 2 + Br 2 2HBr reakcióhoz bizonyos hőmérsékleten K = 1. Határozza meg az egyensúlyi keverék összetételét, ha a kezdeti keverék 3 mol H 2 -ből és 2 mol brómból állt!

25. Az A és B gázok A + B C + D rendszerben való összekeverése után az egyensúly a következő koncentrációknál (mol/l) jön létre: [B] = 0,05; [C] = 0,02. A reakció egyensúlyi állandója 4∙10 3. Határozzuk meg A és B kezdeti koncentrációit!

26. Az A + B C + D reakció egyensúlyi állandója egyenlő egységgel. Kezdeti koncentráció [A] = 0,02 mol/l. Az A hány százaléka alakul át, ha a kezdeti koncentrációk [B] 0,02; 0,1 és 0,2 mol/l?

27. A reakció kezdeti pillanatában az ammónia szintézis koncentrációi (mol/l): = 1,5;

= 2,5;

= 0. Mekkora a nitrogén és a hidrogén koncentrációja, ha az ammónia koncentrációja 0,15 mol/l? 28. Az egyensúly a H 2 +I 2 2HI rendszerben a következő koncentrációknál (mol/l): =0,025;=0,005; =0,09. Határozza meg a jód és a hidrogén kezdeti koncentrációját, ha a reakció kezdeti pillanatában nem volt HI!

29. Ha szén-dioxid és hidrogén keverékét melegítjük be

zárt tartály

a CO 2 + H 2 CO + H 2 O egyensúly létrejött. Az egyensúlyi állandó egy bizonyos hőmérsékleten 1. Hány százaléka lesz a CO 2 -nek, ha összekeverünk 2 mol CO 2 -t és 1 mol H 2 -t. ugyanaz a hőmérséklet.

30. A FeO + CO Fe + CO 2 reakció egyensúlyi állandója bizonyos hőmérsékleten 0,5. Határozza meg a CO és a CO 2 egyensúlyi koncentrációját, ha ezeknek az anyagoknak a kezdeti koncentrációja 0,05, illetve 0,01 mol/l volt.

Megoldások

Elméleti magyarázatok Az oldat koncentrációja az oldott anyag relatív mennyisége az oldatban. Az oldatok koncentrációját kétféleképpen lehet kifejezni: frakcionált és koncentrációs. ω Megosztási módszer

%, (4.1.1)

Tömegtört anyagokat– dimenzió nélküli mennyiség vagy százalékban kifejezve, képlettel számolva Ahol;

m(in-va)- az anyag tömege, G

m (méret) χ

%, (4.1.2)

Tömegtört - az oldat tömege, G. anyajegy;

Móltört+ν(in-va)+… - az oldatban lévő összes anyag mennyiségének összege, beleértve az oldószert is, anyajegy.

Térfogattört φ – dimenzió nélküli érték vagy százalékban kifejezve, a képlet alapján számítva

%, (4.1.3)

Tömegtört V(v-va)- az anyag térfogata, l;

V(keverékek)- a keverék térfogata, l.

Koncentrációs módszer

Moláris koncentráció C M , mol/l képlettel számolva

, (4.1.4)

Tömegtört - az oldat tömege,- az anyag mennyisége, anyajegy;

V(r-ra)- az oldat térfogata, l.

A 0,1 M rövidítés 0,1 moláris oldatot jelent (koncentráció 0,1 mol/L).

Normál koncentráció C N , mol/l képlettel számolva

vagy , (4.1.5)

Tömegtört ν(ekv.)- egyenértékű anyag mennyisége, anyajegy;

V(r-ra)- az oldat térfogata, l;

Z– egyenértékű szám.

Rövidített megnevezés 0.1n. 0,1 normál oldatot jelent (koncentráció 0,1 mol ekv/l).

Molális koncentráció C b , mol/kg képlettel számolva

(4.1.6)

Tömegtört - az oldat tömege,- az anyag mennyisége, anyajegy;

m(r-la)- az oldószer tömege, kg.

Titer T , g/ml képlettel számolva

(4.1.7)

Tömegtört anyagokat– dimenzió nélküli mennyiség vagy százalékban kifejezve, képlettel számolva Ahol;

V(r-ra)- az oldat térfogata, ml.

Tekintsük a híg oldatok tulajdonságait, amelyek az oldott anyag részecskéinek számától és az oldószer mennyiségétől függenek, de gyakorlatilag nem függenek az oldott részecskék természetétől (kolligatív tulajdonságok). ) .

Ezek a tulajdonságok a következők: nyomáscsökkentés telített gőz oldószer az oldat felett, a forráspont növekedése, az oldat fagyáspontjának csökkenése a tiszta oldószerhez képest, ozmózis.

Ozmózis- ez az anyagok egyirányú diffúziója az oldatokból egy félig áteresztő membránon keresztül, amely elválasztja az oldatot a tiszta oldószertől vagy két különböző koncentrációjú oldattól.

Az oldószer-oldat rendszerben az oldószermolekulák mindkét irányban mozoghatnak a partíción. De az egységnyi idő alatt oldatba kerülő oldószermolekulák száma több szám oldatból oldószerbe mozgó molekulák. Ennek eredményeként az oldószer a félig áteresztő membránon keresztül töményebb oldatba kerül, és felhígítja azt.

Azt a nyomást, amelyet egy töményebb oldatra kell kifejteni, hogy megállítsuk az oldószer áramlását abba az ún ozmotikus nyomás .

Az azonos ozmotikus nyomással jellemzett oldatokat ún izotóniás .

Az ozmotikus nyomást a Van't Hoff képlet alapján számítják ki

Tömegtört ν - az anyag mennyisége, anyajegy;

R- gázállandó egyenlő: 8,314 J/(mol K);

T - abszolút hőmérséklet, TO;

V- az oldat térfogata, m 3;

VEL- moláris koncentráció, mol/l.

Raoult törvénye szerint a telített gőznyomás relatív csökkenése az oldat felett egyenlő móltört oldott nem illékony anyag:

(4.1.9)

Az oldatok forráspontjának növekedése és fagyáspontjának csökkenése a tiszta oldószerhez képest, a Raoult-törvény következtében, egyenesen arányos az oldott anyag moláris koncentrációjával:

(4.1.10)

hol van a hőmérsékletváltozás;

Molális koncentráció, mol/kg;

TO- arányossági együtthatót, a forráspont növekedése esetén ebullioszkópos állandónak, a fagyáspont csökkenése esetén pedig krioszkóposnak nevezzük.

Ezek az azonos oldószerre számszerűen eltérő állandók az egymoláris oldat forráspontjának növekedését és fagyáspontjának csökkenését jellemzik, pl. amikor 1 mól nem illékony elektrolitot feloldunk 1 kg oldószerben. Ezért ezeket gyakran az oldat forráspontjának moláris növekedésének és fagyáspontjának csökkenésének nevezik.

A krioszkópos és ebullioszkópos állandók nem az oldott anyag természetétől, hanem az oldószer természetétől függenek, és méretük jellemzi .

4.1.1. táblázat – Egyes oldószerek krioszkópikus K K és ebullioszkópos K E állandói

Krioszkópia és ebullioszkópia– módszerek az anyagok bizonyos jellemzőinek, például az oldott anyagok molekulatömegének meghatározására. Ezek a módszerek lehetővé teszik annak meghatározását molekulatömeg olyan anyagok, amelyek feloldódáskor nem disszociálnak az ismert koncentrációjú oldatok fagyáspontjának csökkenésével és forráspontjának növekedésével:

(4.1.11)

ahol az oldott anyag tömege grammban;

Az oldószer tömege grammban;

Az oldott anyag moláris tömege g/mol;

1000 az oldószer grammról kilogrammra való átváltási tényezője.

Majd moláris tömeg a nem elektrolitot a képlet határozza meg

(4.1.12)

Oldhatóság S megmutatja, hogy adott hőmérsékleten hány gramm anyag tud 100 g vízben feloldódni. A szilárd anyagok oldhatósága általában a hőmérséklet emelkedésével növekszik, a gáznemű anyagoké pedig csökken.

Szilárd anyagok nagyon eltérő oldhatóság jellemzi. Együtt oldható anyagok Vannak vízben gyengén és gyakorlatilag oldhatatlanok. Azonban abszolút oldhatatlan anyagok nem a természetben.

IN telített oldat rosszul oldódó elektrolit heterogén egyensúly jön létre a csapadék és az oldatban lévő ionok között:

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

üledék telített oldat

Telített oldatban az oldódási és kristályosodási folyamatok sebessége azonos , és a szilárd fázis feletti ionkoncentrációk adott hőmérsékleten egyensúlyban vannak.

Ennek a heterogén folyamatnak az egyensúlyi állandóját csak az oldatban lévő ionok aktivitásának szorzata határozza meg, és nem függ a szilárd komponens aktivitásától. Megkapta a nevet oldhatósági termék PR .

(4.1.13)

Így egy enyhén oldódó elektrolit telített oldatában adott hőmérsékleten az ionaktivitások szorzata állandó érték.

Ha egy elektrolitnak nagyon alacsony az oldhatósága, akkor az oldatában az ionkoncentráció elhanyagolható. Ebben az esetben az interionos kölcsönhatás elhanyagolható, és az ionok koncentrációja azonosnak tekinthető aktivitásukkal. Ekkor az oldhatósági szorzat az elektrolit ionok egyensúlyi moláris koncentrációival fejezhető ki:

. (4.1.14)

Az oldhatósági szorzat, mint minden egyensúlyi állandó, függ az elektrolit természetétől és a hőmérséklettől, de nem függ az oldatban lévő ionok koncentrációjától.

Ha egy gyengén oldódó elektrolit telített oldatában az egyik ion koncentrációja megnő, például egy másik, ugyanazt az iont tartalmazó elektrolit bevezetése következtében, az ionkoncentrációk szorzata nagyobb lesz, mint az oldhatósági szorzat értéke. . Ebben az esetben a szilárd fázis és az oldat közötti egyensúly a csapadék képződése felé tolódik el. Csapadék képződik mindaddig, amíg létre nem jön egy új egyensúly, amelynél a (4.1.14) feltétel ismét teljesül, de az ionkoncentrációk eltérő arányai mellett. Ha a szilárd fázis feletti telített oldatban az egyik ion koncentrációja nő, a másik ion koncentrációja csökken, így az oldhatósági szorzat állandó körülmények között állandó marad.

Tehát a csapadék feltétele:

. (4.1.15)

Ha egy gyengén oldódó elektrolit telített oldatában csökkentjük bármelyik ionjának koncentrációját, akkor PR nagyobb lesz, mint az ionkoncentráció szorzata. Az egyensúly a csapadék oldódása felé tolódik el. A feloldás addig folytatódik, amíg a (4.1.14) feltétel ismét teljesül.

A kémiai reakció sebessége- az egyik reagáló anyag mennyiségének változása egységnyi idő alatt egységnyi reakciótérben.

A kémiai reakció sebességét a következő tényezők befolyásolják:

• a reagáló anyagok természete;
• a reagensek koncentrációja;
• reagáló anyagok érintkezési felülete (heterogén reakciókban);
• hőmérséklet;
• katalizátorok hatása.

Aktív ütközés elmélet lehetővé teszi bizonyos tényezők befolyásának magyarázatát a kémiai reakció sebességére. Ennek az elméletnek a főbb rendelkezései:

• Reakciók akkor jönnek létre, amikor bizonyos energiájú reagensek részecskéi ütköznek.
• Minél több reagens részecske van, minél közelebb vannak egymáshoz, annál valószínűbb, hogy ütköznek és reagálnak.
• Csak a hatékony ütközések vezetnek reakcióhoz, pl. amelyekben a „régi kapcsolatok” megsemmisülnek vagy meggyengülnek, és ezért „újak” alakulhatnak ki. Ehhez a részecskéknek elegendő energiával kell rendelkezniük.
• A reaktáns részecskék hatékony ütközéséhez szükséges minimális többletenergiát ún aktiválási energia Ea.
• Tevékenység vegyszerek az őket érintő reakciók alacsony aktiválási energiájában nyilvánul meg. Minél kisebb az aktiválási energia, annál nagyobb a reakciósebesség. Például a kationok és anionok közötti reakciókban az aktiválási energia nagyon alacsony, így az ilyen reakciók szinte azonnal bekövetkeznek.

A reagensek koncentrációjának hatása a reakció sebességére

A reagensek koncentrációjának növekedésével a reakció sebessége nő. A reakció létrejöttéhez két kémiai részecskének össze kell jönnie, így a reakció sebessége a köztük lévő ütközések számától függ. Egy adott térfogatban a részecskék számának növekedése gyakoribb ütközésekhez és a reakciósebesség növekedéséhez vezet.

A gázfázisban fellépő reakciósebesség növekedése a nyomás növekedéséből vagy a keverék által elfoglalt térfogat csökkenéséből adódik.

Kísérleti adatok alapján 1867-ben K. Guldberg és P. Waage norvég tudósok, 1865-ben pedig tőlük függetlenül az orosz tudós, N.I. Beketov megfogalmazta az alaptörvényt kémiai kinetika, létrehozása a reakciósebesség függése a reagensek koncentrációjától -

A tömeghatás törvénye (LMA):

A kémiai reakció sebessége arányos a reagáló anyagok koncentrációinak szorzatával, a reakcióegyenletben szereplő együtthatóikkal egyenlő hatványokban. (Az „effektív tömeg” szinonimája modern koncepció"koncentráció")

aA +bB =cС +dD, Tömegtört k– reakciósebesség állandó

A ZDM-et csak egy szakaszban lezajló elemi kémiai reakciókra hajtják végre. Ha egy reakció egymás után több szakaszon megy keresztül, akkor a teljes folyamat teljes sebességét a leglassabb része határozza meg.

Sebesség kifejezései különféle típusok reakciók

A ZDM homogén reakciókra utal. Ha a reakció heterogén (a reagensek különböző az aggregáció állapotai), akkor a ZDM egyenlet csak folyékony vagy csak gáznemű reagenseket tartalmaz, a szilárd reagenseket pedig kizárjuk, amelyek csak a k sebességi állandót érintik.

A reakció molekularitása az elemiben részt vevő molekulák minimális száma kémiai folyamat. A molekularitás alapján az elemi kémiai reakciókat molekuláris (A →) és bimolekuláris (A + B →) csoportokra osztják; a trimolekuláris reakciók rendkívül ritkák.

Heterogén reakciók sebessége

• attól függ anyagok közötti érintkezési felület, azaz az anyagok őrlési fokáról és a reagensek keverésének teljességéről.
• Ilyen például a fatüzelés. Egy egész fahasáb viszonylag lassan ég a levegőben. Ha növeli a fa és a levegő érintkezési felületét, és a rönköt forgácsra hasítja, az égési sebesség megnő.
• A piroforos vasat egy szűrőpapírra öntik. Az ősz folyamán a vasrészecskék felforrósodnak és lángra lobbannak a papíron.

A hőmérséklet hatása a reakciósebességre

A 19. században Van't Hoff holland tudós empirikusan felfedezte, hogy a hőmérséklet 10 o C-os emelésével számos reakció sebessége 2-4-szeresére nő.

Van't Hoff szabálya

Minden 10 ◦ C-os hőmérséklet-emelkedés esetén a reakciósebesség 2-4-szeresére nő.

Itt γ ( görög levél"gamma") - az úgynevezett hőmérsékleti együttható vagy Van't Hoff-együttható, 2 és 4 közötti értékeket vesz fel.

Mindegyikre specifikus reakció a hőmérsékleti együtthatót kísérletileg határozzuk meg. Pontosan megmutatja, hogy egy adott kémiai reakció sebessége (és sebességi állandója) hányszorosára nő minden 10 fokos hőmérséklet-emelkedéssel.

A Van't Hoff-szabályt a reakciósebesség állandó változásának közelítésére használják a hőmérséklet emelkedésével vagy csökkenésével. A sebességi állandó és a hőmérséklet közötti pontosabb összefüggést Svante Arrhenius svéd kémikus állapította meg:

Hogyan több E konkrét reakció, tehát kevesebb(adott hőmérsékleten) ennek a reakciónak a k sebességi állandója (és sebessége). A T növekedése a sebességi állandó növekedéséhez vezet, ez azzal magyarázható, hogy a hőmérséklet emelkedése az Ea aktivációs gát leküzdésére képes „energetikus” molekulák számának gyors növekedéséhez vezet.

A katalizátor hatása a reakció sebességére

A reakció sebességét speciális anyagok segítségével módosíthatja, amelyek megváltoztatják a reakciómechanizmust, és energikusabban irányítják azt. előnyös út alacsonyabb aktiválási energiával.

Katalizátorok- ezek olyan anyagok, amelyek részt vesznek egy kémiai reakcióban és növelik annak sebességét, de a reakció végén minőségileg és mennyiségileg változatlanok maradnak.

Inhibitorok– olyan anyagok, amelyek lassítják a kémiai reakciókat.

A kémiai reakció sebességének vagy irányának megváltoztatását katalizátor segítségével nevezzük katalízis .

A reakció arányos a kiindulási anyagok sztöcheometriai együtthatóival megegyező hatványértékek koncentrációjának szorzatával.

O = K-c[A]t. c [B]p, ahol c [A] és c [B] az A és B anyagok moláris koncentrációi, K pedig az arányossági együttható, amelyet reakciósebesség-állandónak neveznek.

A hőmérséklet hatása

A reakciósebesség hőmérséklettől való függését a Van't Hoff-szabály határozza meg, amely szerint minden 10 C-os hőmérséklet-emelkedéssel a legtöbb reakció sebessége 2-4-szeresére nő. Matematikailag ezt a függőséget a következő összefüggés fejezi ki:

ahol és i)t, i>t a reakciósebesség rendre a kezdeti (t:) és végső (t2) hőmérsékleten, y pedig a reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója, amely azt mutatja meg, hogy a reakciósebesség hányszorosára nő a reaktánsok hőmérsékletének 10 °C-kal történő emelkedésével.

1. példa Írjon egy kifejezést egy kémiai reakció sebességének a reagensek koncentrációjától való függésére a folyamatokhoz:

a) H2 4- J2 -» 2HJ (gázfázisban);

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

c) CaO 4- C02 -» CaC03 (szilárd anyag részvételével

anyagok).

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

2. példa Hogyan változik a közvetlenül a molekulák között egy zárt edényben végbemenő 2A + B2^± 2AB reakció sebessége, ha a nyomást négyszeresére növeljük?

A molekulák hatástörvénye szerint a kémiai reakció sebessége egyenesen arányos a reagáló anyagok moláris koncentrációinak szorzatával: v = K-c[A]m.c[B]n. Az edényben lévő nyomás növelésével növeljük a reagáló anyagok koncentrációját.

Legyen A és B kezdeti koncentrációja egyenlő c[A] = a, c[B] = b. Ekkor = Ka2b. A nyomás 4-szeres növekedése miatt az egyes reagensek koncentrációja is négyszeresére nőtt, és az acél c[A] = 4a, c[B] = 4b.

Ilyen koncentrációkban:

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

K értéke mindkét esetben azonos. Egy adott reakció sebességi állandója számszerűen állandó érték sebességgel egyenlő reakciók at moláris koncentrációk reagensek egyenlő 1-gyel. V és vl9 összehasonlításával azt látjuk, hogy a reakciósebesség 64-szeresére nőtt.

3. példa Hányszorosára nő egy kémiai reakció sebessége, ha a hőmérséklet 0°C-ról 50°C-ra emelkedik, ha a sebesség hőmérsékleti együtthatóját háromnak tekintjük?

A kémiai reakció sebessége attól függ, hogy milyen hőmérsékleten megy végbe. Ha a hőmérséklet 10 °C-kal emelkedik, a reakciósebesség 2-4-szeresére nő. Ha a hőmérséklet csökken, akkor ugyanannyival csökken. Azt a számot, amely megmutatja, hogy a reakciósebesség hányszorosára nő, ha a hőmérséklet 10 °C-kal emelkedik, a reakció hőmérsékleti együtthatójának nevezzük.

IN matematikai forma A reakciósebesség változásának a hőmérséklettől való függését a következő egyenlet fejezi ki:

A hőmérséklet 50 °C-kal nő, és y = 3. Cserélje ki ezeket az értékeket

^5о°с = ^о°с "3у = "00оС? 3 = v0oC? 243. A sebesség 243-szorosára nő.

4. példa A reakció 50 °C hőmérsékleten 3 perc 20 másodperc alatt megy végbe. A reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója 3. Mennyi idő alatt megy végbe ez a reakció 30 és 100 °C-on?

Amikor a hőmérséklet 50 °C-ról 100 °C-ra emelkedik, a reakciósebesség Van't Hoffe szabályának megfelelően a következő számú alkalommal növekszik:

H _ 10 „O 10 - Q3

U yu = z yu = z* = 243-szor.

Ha 50°C-on a reakció 200 s (3 perc 20 s) alatt fejeződik be, akkor 100°C-on 200/

243 = 0,82 s. 30 °C-on a reakciósebesség csökken

varr 3 10 = 32 = 9 alkalommal, és a reakció 200 * 9 = 1800 s alatt ér véget, azaz. 30 perc alatt.

5. példa A nitrogén és a hidrogén kezdeti koncentrációja 2, illetve 3 *mol/l. Mekkora lesz ezeknek az anyagoknak a koncentrációja abban a pillanatban, amikor 0,5 mol/l nitrogén reagál?

Írjuk fel a reakcióegyenletet:

N2 + ZH2 2NH3, az együtthatók azt mutatják, hogy a nitrogén hidrogénnel 1:3 mólarányban reagál. Ez alapján létrehozzuk az arányt:

1 mol nitrogén reagál 3 mol hidrogénnel.

0,5 mol nitrogén reagál x mol hidrogénnel.

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

1,5 mol/l (2-0,5) nitrogén és 1,5 mol/l (3-1,5) hidrogén nem reagált.

6. példa Hányszorosára nő egy kémiai reakció sebessége, ha az A anyag egy molekulája és a B anyag két molekulája ütközik:

A(2) + 2B -» C(2) + D(2), a B anyag koncentrációjának 3-szoros növekedésével?

Írjunk egy kifejezést a reakció sebességének az anyagok koncentrációjától való függésére:

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

ahol K a sebességi állandó.

Vegyük az anyagok kezdeti koncentrációit c(A) = a mol/l, c(B) = b mol/l. Ezeknél a koncentrációknál a reakciósebesség u1 = Kab2. Ha a B anyag koncentrációja háromszorosára nő, akkor c(B) = 3b mol/l. A reakciósebesség v2 = Ka(3b)2 = 9Kab2 lesz.

Sebességnövekedés v2: ig = 9Kab2: Kab2 = 9.

7. példa A nitrogén-monoxid és a klór a következő reakcióegyenlet szerint reagál: 2NO + C12 2NOC1.

Hányszorosára kell növelni az egyes források nyomását?

127. feladat.
Hogyan változik a gázfázisban lezajló reakció sebessége a hőmérséklet 60°C-os emelkedésével, ha a reakció sebességének hőmérsékleti együtthatója 2?
Megoldás:

Következésképpen a reakciósebesség a hőmérséklet 600 °C-os emelésével 64-szer nagyobb, mint a kezdeti reakciósebesség.

121. feladat.
A kén és dioxidja oxidációja a következő egyenletek szerint megy végbe:
a) S (k) + O 2 = SO 2 (d); b) 2SO 2 (d) + O 2 = 2SO 3 (d).
Hogyan változik ezeknek a reakcióknak a sebessége, ha az egyes rendszerek térfogatát négyszeresére csökkentjük?
Megoldás:
a) S (k) + O 2 = SO 2 (d)
Jelöljük a gáznemű reaktánsok koncentrációit: = a, = b. Szerint tömegcselekvés törvénye, az előre és fordított reakciók sebessége a térfogatváltozás előtt egyenlő:

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

Egy heterogén rendszer térfogatának négyszeres csökkentése után a gáznemű anyagok koncentrációja négyszeresére nő: = 4a, = 4b.Új koncentrációknál az előre és fordított reakciók sebessége egyenlő lesz

Következésképpen a rendszer térfogatának csökkentése után az előre és fordított reakciók sebessége négyszeresére nőtt. A rendszer egyensúlya nem mozdult el.

b) 2SO 2 (g) + O 2 = 2SO 3 (g)
Jelöljük a reaktánsok koncentrációit: = a, = b, = Vel. A tömeghatás törvénye szerint az előre és a visszafelé irányuló reakció sebessége a térfogatváltozás előtt egyenlő:

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

Egy homogén rendszer térfogatának négyszeres csökkentése után a reagensek koncentrációja négyszeresére nő: = 4 a, = 4b, = 4 sÚj koncentrációknál az előre és fordított reakciók sebessége egyenlő lesz:

Következésképpen a rendszer térfogatának csökkentése után az előremenő reakció sebessége 64-szeresére, a fordított reakcióé 16-szorosára nőtt. A rendszer egyensúlya jobbra tolódott, a gáznemű anyagok képződésének csökkenése felé.

Egy homogén rendszer egyensúlyi állandói

122. feladat.
Írjon egy kifejezést egy homogén rendszer egyensúlyi állandójára:
N 2 + ZN 2 = 2NH 3. Hogyan változik meg az ammóniaképződés közvetlen reakciójának sebessége, ha a hidrogénkoncentrációt háromszorosára növeljük?
Megoldás:
Reakció egyenlet:

N 2 + ZN 2 = 2NH 3

Ennek a reakciónak az egyensúlyi állandójának kifejezése a következő:

Jelöljük a gáznemű reaktánsok koncentrációit: = a, = b. A tömeghatás törvénye szerint a közvetlen reakciók sebessége a hidrogénkoncentráció növelése előtt egyenlő: V pr = kab 3. A hidrogénkoncentráció háromszoros növelése után a kiindulási anyagok koncentrációja egyenlő lesz: = a, = 3b. Új koncentrációknál a közvetlen reakciók sebessége egyenlő lesz:

Következésképpen a hidrogénkoncentráció háromszoros növelése után a reakciósebesség 27-szeresére nőtt. Az egyensúly Le Chatelier elve szerint a hidrogénkoncentráció csökkenése felé tolódott el, vagyis jobbra.

Z 123. feladat.
A reakció az N 2 + O 2 = 2NO egyenletet követi. A kiindulási anyagok koncentrációja a reakció megindulása előtt = 0,049 mol/L, = 0,01 mol/L. Számítsa ki ezen anyagok koncentrációját, ha = 0,005 mol/l. Válasz: 0,0465 mol/l;
Megoldás:
= 0,0075 mol/l.

A reakcióegyenlet a következő:

A reakcióegyenletből az következik, hogy 2 mól NO képződéséhez 1 mól N2 és O2, azaz a NO képződéséhez feleannyi N2 és O2 szükséges. A fentiek alapján feltételezhető, hogy 0,005 mol NO képződéséhez 0,0025 mol N 2 és O 2 szükséges. Ekkor a kiindulási anyagok végső koncentrációja egyenlő lesz:
Végső = ref. – 0,0025 = 0,049 – 0,0025 = 0,0465 mol/l;

véges = ref. - 0,0025 = 0,01 - 0,0025 = 0,0075 mol/l. Válasz:

véges = 0,0465 mol/l; véges = 0,0075 mol/l.
124. feladat.
Megoldás:
= 0,0075 mol/l.

A reakció az N 2 + ZH 2 = 2NH 3 egyenlet szerint megy végbe. Az érintett anyagok koncentrációi (mol/l): = 0,80;

= 1,5; = 0,10. Számítsa ki a hidrogén és az ammónia koncentrációját = 0,5 mol/l. Válasz: = 0,70 mol/l; [H2) = 0,60 mol/l. N2 + ZH2 = 2NH3 . Az egyenletből az következik, hogy 1 mol N 2 -ből 2 mol NH 3 képződik és 3 mol H 2 fogy el. így bizonyos mennyiségű nitrogén részvételével a reakcióban kétszeres mennyiségű nitrogén képződik

több
ammónia és háromszor több hidrogénnel reagál. Számítsuk ki a reagált nitrogén mennyiségét: 0,80 - 0,50 = 0,30 mol. Számítsuk ki a képződött ammónia mennyiségét: 0,3
2 = 0,6 mol. Számítsuk ki a reagált hidrogén mennyiségét: 0,3. 3 = 0,9 mol. Most számítsuk ki a reaktánsok végső koncentrációját:

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

[H 2 ]döntő = 1,5-0,90 = 0,60 mol;

véges = 0,80-0,50 = 0,30 mol.
= 0,70 mol/l; [H2) = 0,60 mol/l.
Sebesség, reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója . 10 -4 , 1,92 . 10 -4
Megoldás:
= 0,0075 mol/l.

125. feladat.

A reakció a H 2 + I 2 = 2HI egyenlet szerint megy végbe. Ennek a reakciónak a sebességi állandója egy bizonyos hőmérsékleten 0,16. A reaktánsok kezdeti koncentrációi (mol/l): [H 2 ] = 0,04: = 0,05. Számítsa ki a reakció kezdeti sebességét és sebességét = 0,03 mol/l. Válasz: 3.2, = H 2 + I 2 = 2HI

A reagáló anyagok kezdeti koncentrációinál a tömeghatás törvénye szerint a reakciósebesség egyenlő lesz a kiindulási anyagok koncentrációinak jelölésével: [H 2 ] = a = 0,16 . 0,04 . 0,05 = 3,2 . 10 -4 .

Számítsuk ki a reakcióba lépő hidrogén mennyiségét, ha a koncentrációja megváltozott és 0,03 mol/l lett, kapjuk: 0,04 - 0,03 = 0,01 mol. A reakcióegyenletből az következik, hogy a hidrogén és a jód 1:1 arányban lép reakcióba egymással, ami azt jelenti, hogy 0,01 mol jód is belépett a reakcióba. Ezért a jód végső koncentrációja: 0,05-0,01 = 0,04 mol. Új koncentrációknál a közvetlen reakció sebessége egyenlő lesz:

Válasz: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4 .

126. feladat.
Számítsa ki, hogy a gázfázisban előforduló reakciósebesség hányszorosára csökken, ha a hőmérsékletet 120-ról 80 °C-ra csökkentik. A reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója Z.
Megoldás:
A kémiai reakció sebességének hőmérséklettől való függését az empirikus Van't Hoff-szabály határozza meg a következő képlet szerint:

Ezért a reakciósebesség; 800 C 0 hőmérsékleten a reakciósebesség 1200 C 0 hőmérsékleten 81-szer kisebb.

Előző cikk: Mekkora a fénysebesség Következő cikk: Harmonikus rezgések Az oszcillációs frekvencia fizikai képlete