المهمة 127.
كيف يتغير معدل التفاعل الذي يحدث في الطور الغازي مع زيادة درجة الحرارة بمقدار 60 درجة مئوية، إذا كان المعامل الحراري لمعدل هذا التفاعل هو 2؟
حل:

وبالتالي، فإن معدل التفاعل مع زيادة درجة الحرارة بمقدار 600 درجة مئوية 0 أكبر بـ 64 مرة من معدل التفاعل الأولي.

المهمة 121.
تتم أكسدة الكبريت وثاني أكسيده وفقا للمعادلات:
أ) S (ك) + O 2 = SO 2 (ز)؛ ب) 2SO 2 (د) + O 2 = 2SO 3 (ز).
كيف سيتغير معدل هذه التفاعلات إذا تم تقليل أحجام كل نظام بمقدار أربعة أضعاف؟
حل:
أ) S (ك) + O 2 = SO 2 (ز)
دعونا نشير إلى تركيزات المواد المتفاعلة الغازية: = أ, = ب. وفق قانون العمل الجماعي، تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية قبل تغير الحجم متساوية على التوالي:

الخامس العلاقات العامة = ك. أ؛ V آر = ك. ب.

بعد تقليل حجم النظام غير المتجانس بمقدار أربع مرات، سيزيد تركيز المواد الغازية أربع مرات: = 4 ا, = 4ب.عند التركيزات الجديدة، ستكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية

وبالتالي، بعد تقليل الحجم في النظام، زادت معدلات التفاعلات الأمامية والخلفية بمقدار أربعة أضعاف. ولم يتغير توازن النظام.

ب) 2SO 2 (ز) + O 2 = 2SO 3 (ز)
دعونا نشير إلى تركيزات المواد المتفاعلة: = أ, = ب, = مع.وفقًا لقانون عمل الكتلة، تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية قبل التغير في الحجم متساوية على التوالي:

V العلاقات العامة = كا 2 ب؛ فو ب ص = كج 2 .

بعد تقليل حجم النظام المتجانس بمقدار أربع مرات، سيزداد تركيز المواد المتفاعلة أربع مرات: = 4 أ, = 4ب, = 4 ثانيةعند التركيزات الجديدة، ستكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية:

وبالتالي، بعد تقليل الحجم في النظام، زاد معدل التفاعل الأمامي بمقدار 64 مرة، والتفاعل العكسي بمقدار 16 مرة. تحول توازن النظام إلى اليمين، نحو انخفاض تكوين المواد الغازية.

ثوابت التوازن لنظام متجانس

المهمة 122.
اكتب عبارة تعبر عن ثابت التوازن لنظام متجانس:
ن2 + زنك 2 = 2NH3. كيف يتغير معدل التفاعل المباشر لتكوين الأمونيا إذا زاد تركيز الهيدروجين ثلاثة أضعاف؟
حل:
معادلة التفاعل:

ن2 + زنك 2 = 2NH3

التعبير عن ثابت التوازن لهذا التفاعل له الشكل:

دعونا نشير إلى تركيزات المواد المتفاعلة الغازية: = أ, = ب. وفقا لقانون عمل الكتلة فإن معدل التفاعلات المباشرة قبل زيادة تركيز الهيدروجين يساوي: V pr = kab 3. وبعد زيادة تركيز الهيدروجين ثلاث مرات يصبح تركيز المواد البادئة مساوياً لـ: = أ, = 3ب. عند التركيزات الجديدة فإن معدل التفاعلات المباشرة سيكون مساوياً لـ:

وبالتالي، بعد زيادة تركيز الهيدروجين ثلاث مرات، زاد معدل التفاعل 27 مرة. تحول التوازن حسب مبدأ لوشاتيليه نحو انخفاض تركيز الهيدروجين، أي إلى اليمين.

ز المهمة 123.
يتبع التفاعل المعادلة N 2 + O 2 = 2NO. كانت تركيزات المواد البادئة قبل بدء التفاعل = 0.049 مول/لتر، = 0.01 مول/لتر. احسب تركيز هذه المواد عندما يكون = 0.005 مول/لتر. الجواب: 0.0465 مول/لتر؛ = 0.0075 مول/لتر.
حل:
معادلة التفاعل هي :

ويترتب على معادلة التفاعل أن تكوين 2 مول من NO يتطلب 1 مول من N2 وO2، أي أن تكوين NO يتطلب نصف كمية N2 وO2. بناءً على ما سبق، يمكن الافتراض أن تكوين 0.005 مول من NO يتطلب 0.0025 مول من N 2 وO 2. عندها ستكون التركيزات النهائية للمواد الأولية مساوية لـ:

أخير = المرجع. – 0.0025 = 0.049 – 0.0025 = 0.0465 مول/لتر؛
محدود = المرجع. - 0.0025 = 0.01 – 0.0025 = 0.0075 مول/لتر.

إجابة:محدود = 0.0465 مول/لتر؛ محدود = 0.0075 مول/لتر.

المهمة 124.
يتم التفاعل وفقًا للمعادلة N 2 + ZH 2 = 2NH 3. تركيزات المواد المعنية (مول/لتر): = 0.80؛ = 1.5؛ = 0.10. احسب تركيز الهيدروجين والأمونيا = 0.5 مول/لتر. الجواب: = 0.70 مول/لتر؛ [ح2) = 0.60 مول/لتر.
حل:
معادلة التفاعل هي :

N2 + ZH2 = 2NH3

ويترتب على المعادلة أنه من 1 مول N 2 2 mol NH 3 يتم تكوينه واستهلاك 3 mol H 2. وبالتالي، بمشاركة كمية معينة من النيتروجين في التفاعل، سيتم تكوين ضعف كمية الأمونيا وسيتفاعل ثلاثة أضعاف كمية الهيدروجين. لنحسب كمية النيتروجين المتفاعلة: 0.80 – 0.50 = 0.30 مول. لنحسب كمية الأمونيا المتكونة: 0.3 . 2 = 0.6 مول. لنحسب كمية الهيدروجين المتفاعل: 0.3. 3 = 0.9 مول. الآن دعونا نحسب التركيزات النهائية للمواد المتفاعلة:

محدود = 0.10 + 0.60 = 0.70 مول؛
[ح2] نهائي = 1.5 - 0.90 = 0.60 مول؛
محدود = 0.80 - 0.50 = 0.30 مول.

إجابة:= 0.70 مول/لتر؛ [ح2) = 0.60 مول/لتر.

السرعة ومعامل درجة الحرارة لمعدل التفاعل

المهمة 125.
يتم التفاعل وفقًا للمعادلة H 2 + I 2 = 2HI. ثابت معدل هذا التفاعل عند درجة حرارة معينة هو 0.16. التركيزات الأولية للمواد المتفاعلة (مول/لتر): [H 2 ] = 0.04:
= 0.05. احسب المعدل الأولي للتفاعل وكان معدله = 0.03 مول/لتر. الجواب: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4
حل:
معادلة التفاعل هي :

ح 2 + أنا 2 = 2HI

عند التركيزات الأولية للمواد المتفاعلة، ووفقاً لقانون فعل الكتلة، سيكون معدل التفاعل متساوياً عند الإشارة إلى تركيزات المواد الأولية: [H 2 ] = أ, = ب.

الخامس العلاقات العامة = ك أب = 0,16 . 0,04 . 0,05 = 3,2 . 10 -4 .

لنحسب كمية الهيدروجين المتفاعل إذا تغير تركيزه وأصبح 0.03 مول/لتر نحصل على: 0.04 - 0.03 = 0.01 مول. ويترتب على معادلة التفاعل أن الهيدروجين واليود يتفاعلان مع بعضهما البعض بنسبة 1: 1، مما يعني أن 0.01 مول من اليود دخل أيضًا في التفاعل. ومن ثم، فإن التركيز النهائي لليود هو: 0.05 -0.01 = 0.04 مول. عند التركيزات الجديدة فإن معدل التفاعل المباشر سيكون مساوياً لـ:

الجواب: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4 .

المهمة 126.
احسب عدد المرات التي سينخفض ​​فيها معدل التفاعل الذي يحدث في الطور الغازي إذا انخفضت درجة الحرارة من 120 إلى 80 درجة مئوية. معامل درجة الحرارة لمعدل التفاعل Z.
حل:
يتم تحديد اعتماد معدل التفاعل الكيميائي على درجة الحرارة من خلال قاعدة فانت هوف التجريبية وفقًا للصيغة:

ولذلك فإن معدل التفاعل؛ عند 800 درجة مئوية 0 يكون معدل التفاعل عند 1200 درجة مئوية 0 أقل بـ 81 مرة.

يتناسب التفاعل طرديا مع حاصل ضرب تراكيز المواد البادئة في قوى تساوي معاملاتها المتكافئة.

O = K-c[A]t. c [B]p، حيث c [A] و c [B] هي التركيزات المولية للمواد A وB، K هو معامل التناسب، ويسمى ثابت معدل التفاعل.

تأثير درجة الحرارة

يتم تحديد اعتماد معدل التفاعل على درجة الحرارة من خلال قاعدة فانت هوف، والتي بموجبها، مع كل زيادة في درجة الحرارة بمقدار 10 درجات مئوية، يزيد معدل معظم التفاعلات بمقدار 2-4 مرات. رياضياً، يتم التعبير عن هذا الاعتماد بالعلاقة:

حيث وi)t، i>t هي معدلات التفاعل، على التوالي، عند درجتي الحرارة الأولية (t:) والنهائية (t2)، وy هي معامل درجة الحرارة لمعدل التفاعل، مما يوضح عدد المرات التي يزيد فيها معدل التفاعل مع زيادة في درجة حرارة المواد المتفاعلة بمقدار 10 درجات مئوية.

مثال 1. اكتب تعبيرًا يوضح اعتماد معدل التفاعل الكيميائي على تركيز المواد المتفاعلة في العمليات:

أ) H2 4- J2 -» 2HJ (في الطور الغازي)؛

ب) Ba2+ 4- S02-= BaS04 (في الحل)؛

ج) CaO 4- C02 -» CaC03 (بمشاركة المواد الصلبة

مواد).

حل. v = K-c(H2)c(J2); v = K-c(Ba2+)-c(S02); ت = كج (C02).

مثال 2. كيف يتغير معدل التفاعل 2A + B2^± 2AB، الذي يحدث مباشرة بين الجزيئات في وعاء مغلق، إذا زاد الضغط بمقدار 4 مرات؟

وفقا لقانون عمل الجزيئات، فإن معدل التفاعل الكيميائي يتناسب طرديا مع ناتج التركيزات المولية للمواد المتفاعلة: v = K-c[A]m.c[B]n. من خلال زيادة الضغط في الوعاء، فإننا نزيد بالتالي تركيز المواد المتفاعلة.

دع التركيزات الأولية لـ A و B تكون مساوية لـ c[A] = a، c[B] = b. ثم = Ka2b. بسبب زيادة الضغط بمقدار 4 مرات، زاد تركيز كل من الكواشف أيضًا 4 مرات والصلب c[A] = 4a، c[B] = 4b.

في هذه التركيزات:

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

قيمة K هي نفسها في كلتا الحالتين. ثابت معدل هذا التفاعل هو قيمة ثابتة، تساوي عدديًا معدل التفاعل عند التركيزات المولية للمواد المتفاعلة التي تساوي 1. وبمقارنة v وvl9 نرى أن معدل التفاعل قد زاد بمقدار 64 مرة.

مثال 3. كم مرة يزداد معدل التفاعل الكيميائي عندما تزيد درجة الحرارة من 0 درجة مئوية إلى 50 درجة مئوية، بحيث يكون معامل درجة الحرارة للمعدل يساوي ثلاثة؟

يعتمد معدل التفاعل الكيميائي على درجة الحرارة التي يحدث فيها. عندما تزيد درجة الحرارة بمقدار 10 درجات مئوية، سيزيد معدل التفاعل بمقدار 2-4 مرات. وإذا انخفضت درجة الحرارة، فإنها تنخفض بنفس المقدار. الرقم الذي يوضح عدد المرات التي يزيد فيها معدل التفاعل عندما تزيد درجة الحرارة بمقدار 10 درجات مئوية يسمى معامل درجة حرارة التفاعل.

في الشكل الرياضي، يتم التعبير عن اعتماد التغير في معدل التفاعل على درجة الحرارة بالمعادلة:

ترتفع درجة الحرارة بمقدار 50 درجة مئوية، وy = 3. استبدل هذه القيم

^5о°с = ^о°с "3у = "00оС؟ 3 = v0oC ؟ 243. وتزيد السرعة بمقدار 243 مرة.

مثال 4. يستمر التفاعل عند درجة حرارة 50 درجة مئوية خلال 3 دقائق و20 ثانية. المعامل الحراري لمعدل التفاعل هو 3. ما المدة التي سيستغرقها هذا التفاعل حتى يكتمل عند درجتي 30 و100 درجة مئوية؟

عندما تزيد درجة الحرارة من 50 إلى 100 درجة مئوية، يزداد معدل التفاعل طبقاً لقاعدة فانت هوفه بعدد المرات التالية:

ح _ 10 "س 10 - س3

U yu = z yu = z* = 243 مرة.

إذا انتهى التفاعل عند درجة حرارة 50 درجة مئوية خلال 200 ثانية (3 دقائق و20 ثانية)، فسينتهي التفاعل عند درجة حرارة 100 درجة مئوية خلال 200/

243 = 0.82 ثانية. عند 30 درجة مئوية ينخفض ​​معدل التفاعل

يخيط 3 10 = 32 = 9 مرات وينتهي التفاعل في 200 * 9 = 1800 ثانية، أي. في 30 دقيقة.

مثال 5. التركيزات الأولية للنيتروجين والهيدروجين هي على التوالي 2 و3*مول/لتر. ما تركيز هذه المواد عند تفاعل 0.5 مول/لتر من النيتروجين؟

لنكتب معادلة التفاعل:

N2 + ZH2 2NH3، تظهر المعاملات أن النيتروجين يتفاعل مع الهيدروجين بنسبة مولية 1:3. وبناء على ذلك نقوم بإنشاء النسبة:

يتفاعل 1 مول من النيتروجين مع 3 مول من الهيدروجين.

يتفاعل 0.5 مول من النيتروجين مع x مول من الهيدروجين.

من - = - ; س =-- = 1.5 مول.

1.5 مول/لتر (2 - 0.5) نيتروجين و1.5 مول/لتر (3 - 1.5) هيدروجين لم يتفاعل.

مثال 6. كم مرة تزداد سرعة التفاعل الكيميائي عندما يصطدم جزيء واحد من المادة أ وجزيئين من المادة ب:

أ(2) + 2ب -» ج(2) + د(2) مع زيادة في تركيز المادة ب ثلاث مرات؟

دعونا نكتب تعبيرا عن اعتماد معدل هذا التفاعل على تركيز المواد:

ت = ك-ج(أ)-ج2(ب)،

حيث K هو المعدل الثابت.

لنأخذ التركيزات الأولية للمواد c(A) = a mol/l، c(B) = b mol/l. عند هذه التركيزات، يكون معدل التفاعل u1 = Kab2. عندما يزيد تركيز المادة B بمقدار 3 مرات، c(B) = 3b mol/l. سيكون معدل التفاعل مساوياً لـ v2 = Ka(3b)2 = 9Kab2.

زيادة السرعة v2: ig = 9Kab2: Kab2 = 9.

مثال 7. يتفاعل أكسيد النيتريك والكلور وفق معادلة التفاعل: 2NO + C12 2NOC1.

كم مرة يجب زيادة الضغط لكل مصدر؟

معدل التفاعل الكيميائي- التغير في كمية إحدى المواد المتفاعلة لكل وحدة زمنية في وحدة مساحة التفاعل.

تتأثر سرعة التفاعل الكيميائي بالعوامل التالية:

• طبيعة المواد المتفاعلة.
• تركيز المواد المتفاعلة.
• سطح التلامس للمواد المتفاعلة (في التفاعلات غير المتجانسة)؛
• درجة حرارة؛
• عمل المحفزات.

نظرية الاصطدام النشطيسمح لنا بشرح تأثير عوامل معينة على معدل التفاعل الكيميائي. الأحكام الرئيسية لهذه النظرية:

• تحدث التفاعلات عندما تصطدم جزيئات المواد المتفاعلة التي لها طاقة معينة.
• كلما زاد عدد الجسيمات المتفاعلة، كلما اقتربت من بعضها البعض، زادت احتمالية اصطدامها وتفاعلها.
• التصادمات الفعالة فقط هي التي تؤدي إلى رد فعل، أي: تلك التي يتم فيها تدمير أو إضعاف "الروابط القديمة" وبالتالي يمكن تشكيل "روابط جديدة". للقيام بذلك، يجب أن يكون لدى الجزيئات طاقة كافية.
• يسمى الحد الأدنى من الطاقة الزائدة اللازمة للتصادم الفعال للجزيئات المتفاعلة طاقة التنشيط إيا.
• يتجلى نشاط المواد الكيميائية في انخفاض طاقة التنشيط للتفاعلات التي تنطوي عليها. كلما انخفضت طاقة التنشيط، زاد معدل التفاعل.على سبيل المثال، في التفاعلات بين الكاتيونات والأنيونات، تكون طاقة التنشيط منخفضة جدًا، لذلك تحدث مثل هذه التفاعلات على الفور تقريبًا

تأثير تركيز المواد المتفاعلة على سرعة التفاعل

مع زيادة تركيز المواد المتفاعلة، يزداد معدل التفاعل. لكي يحدث التفاعل، يجب أن يجتمع جزيئين كيميائيين معًا، وبالتالي فإن معدل التفاعل يعتمد على عدد التصادمات بينهما. تؤدي الزيادة في عدد الجزيئات في حجم معين إلى حدوث تصادمات أكثر تكرارًا وزيادة في معدل التفاعل.

إن الزيادة في معدل التفاعل الذي يحدث في الطور الغازي سوف تنتج عن زيادة الضغط أو انخفاض الحجم الذي يشغله الخليط.

بناءً على البيانات التجريبية في عام 1867، توصل العلماء النرويجيون K. Guldberg وP. Waage، وبشكل مستقل عنهم في عام 1865، العالم الروسي N.I. صاغ بيكيتوف القانون الأساسي للحركية الكيميائية اعتماد معدل التفاعل على تركيزات المواد المتفاعلة -

قانون العمل الجماعي (LMA):

تتناسب سرعة التفاعل الكيميائي مع حاصل ضرب تراكيز المواد المتفاعلة بقوى تساوي معاملاتها في معادلة التفاعل. ("الكتلة الفعالة" هي مرادف لمفهوم "التركيز" الحديث)

أأ +ب =ج +د د,أين ك- معدل التفاعل ثابت

يتم تنفيذ ZDM فقط للتفاعلات الكيميائية الأولية التي تحدث في مرحلة واحدة. إذا استمر التفاعل بالتتابع خلال عدة مراحل، فإن السرعة الإجمالية للعملية بأكملها يتم تحديدها من خلال أبطأ جزء فيها.

عبارات لمعدلات أنواع مختلفة من ردود الفعل

يشير ZDM إلى ردود فعل متجانسة. إذا كان التفاعل غير متجانس (الكواشف في حالات مختلفة من التجميع)، فإن معادلة ZDM تتضمن الكواشف السائلة فقط أو الكواشف الغازية فقط، ويتم استبعاد الكواشف الصلبة، مما يؤثر فقط على المعدل الثابت k.

جزيئية التفاعلهو الحد الأدنى لعدد الجزيئات المشاركة في عملية كيميائية أولية. بناءً على الجزيئية، تنقسم التفاعلات الكيميائية الأولية إلى جزيئية (A →) وثنائية الجزيئية (A + B →)؛ التفاعلات الثلاثية الجزيئية نادرة للغاية.

معدل التفاعلات غير المتجانسة

• يعتمد على مساحة سطح الاتصال بين المواد، أي. على درجة طحن المواد واكتمال خلط الكواشف.
• ومن الأمثلة على ذلك حرق الخشب. يحترق الجذع بأكمله ببطء نسبيًا في الهواء. إذا قمت بزيادة سطح التلامس بين الخشب والهواء، وتقسيم الجذع إلى رقائق، فسوف يزيد معدل الاحتراق.
• يُسكب الحديد القابل للاشتعال على ورقة من ورق الترشيح. أثناء السقوط، تسخن جزيئات الحديد وتشعل النار في الورق.

تأثير درجة الحرارة على معدل التفاعل

في القرن التاسع عشر، اكتشف العالم الهولندي فانت هوف بشكل تجريبي أنه مع زيادة درجة الحرارة بمقدار 10 درجات مئوية، تزيد معدلات العديد من التفاعلات بمقدار 2-4 مرات.

قاعدة فانت هوف

ولكل زيادة بمقدار 10 درجات مئوية في درجة الحرارة، يزداد معدل التفاعل بمقدار 2-4 مرات.

هنا γ (الحرف اليوناني "جاما") - ما يسمى بمعامل درجة الحرارة أو معامل فانت هوف، يأخذ القيم من 2 إلى 4.

لكل تفاعل محدد، يتم تحديد معامل درجة الحرارة تجريبيا. إنه يوضح بالضبط عدد المرات التي يزيد فيها معدل تفاعل كيميائي معين (وثابت معدله) مع كل زيادة بمقدار 10 درجات في درجة الحرارة.

تُستخدم قاعدة فانت هوف لتقريب التغير في ثابت معدل التفاعل مع زيادة أو انخفاض درجة الحرارة. تم إنشاء علاقة أكثر دقة بين ثابت المعدل ودرجة الحرارة من قبل الكيميائي السويدي سفانتي أرينيوس:

كيف أكثر E رد فعل محدد، لذلك أقل(عند درجة حرارة معينة) سيكون المعدل الثابت k (والمعدل) لهذا التفاعل. تؤدي الزيادة في T إلى زيادة ثابت المعدل، وهذا ما يفسره حقيقة أن الزيادة في درجة الحرارة تؤدي إلى زيادة سريعة في عدد الجزيئات "النشطة" القادرة على التغلب على حاجز التنشيط Ea.

تأثير المحفز على معدل التفاعل

يمكنك تغيير معدل التفاعل باستخدام مواد خاصة تعمل على تغيير آلية التفاعل وتوجيهها على طول مسار أكثر نشاطًا مع طاقة تنشيط أقل.

المحفزات- هي المواد التي تشارك في التفاعل الكيميائي وتزيد من سرعته ولكنها في نهاية التفاعل تبقى دون تغيير نوعيا وكميا.

مثبطات- المواد التي تبطئ التفاعلات الكيميائية.

يسمى تغيير معدل التفاعل الكيميائي أو اتجاهه باستخدام المحفز الحفز .

مثال 1

كم مرة سيزيد معدل التفاعل؟

أ) ج + 2 ح 2 = CH 4

ب) 2 NO + Cl 2 = 2 NOCl

عندما يزيد الضغط في النظام ثلاث مرات؟

حل:

زيادة الضغط في النظام ثلاث مرات يعادل زيادة تركيز كل مكون من المكونات الغازية ثلاث مرات.

ووفقاً لقانون فعل الكتلة، نكتب المعادلات الحركية لكل تفاعل.

أ) الكربون مرحلة صلبة، والهيدروجين مرحلة غازية. معدل التفاعل غير المتجانس لا يعتمد على تركيز الطور الصلب، لذلك لا يدخل في المعادلة الحركية. يتم وصف معدل التفاعل الأول بالمعادلة

دع التركيز الأولي للهيدروجين يساوي X، ثم v 1 = خ 2 .وبعد زيادة الضغط ثلاث مرات، أصبح تركيز الهيدروجين 3 X، ومعدل التفاعل الخامس 2 = ك(3س) 2 = 9ك×2.بعد ذلك نجد نسبة السرعة:

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

وبالتالي فإن معدل التفاعل سيزيد 9 مرات.

ب) تكتب المعادلة الحركية للتفاعل الثاني المتجانس على الصورة . دع التركيز الأولي لايساوي X، والتركيز الأولي الكلور 2يساوي في، ثم الخامس 1 = ك س 2 ص؛ ع 2 = ك(3س) 2 3ص = 27ك× 2 ص;

ضد 2:الخامس 1 = 27.

ستزيد سرعة التفاعل بمقدار 27 مرة.

مثال 2

يتم التفاعل بين المادتين A وB وفقًا للمعادلة 2A + B = C. تركيز المادة A هو 6 مول/لتر، والمادة B 5 مول/لتر. ثابت معدل التفاعل هو 0.5 (l 2 ∙mol -2 ∙s -1). احسب معدل التفاعل الكيميائي في اللحظة الأولية وفي اللحظة التي يبقى فيها 45% من المادة B في خليط التفاعل.

حل:

استنادا إلى قانون عمل الكتلة، فإن معدل التفاعل الكيميائي في اللحظة الأولية يساوي:

= 0.5∙6 2 ∙5 = 90.0 مول∙ث -1 ∙لتر -1

وبعد مرور بعض الوقت سيبقى 45% من المادة B في خليط التفاعل، أي أن تركيز المادة B سيصبح مساوياً 5. 0.45= 2.25 مول/لتر. وهذا يعني أن تركيز المادة B انخفض بمقدار 5.0 - 2.25 = 2.75 مول/لتر.

بما أن المادتين A وB تتفاعلان مع بعضهما البعض بنسبة 2:1، فقد انخفض تركيز المادة A بمقدار 5.5 مول/لتر (2.75∙2=5.5) وأصبح يساوي 0.5 مول/لتر (6.0 - 5.5= 0.5).

= 0.5(0.5) 2 ∙2.25 = 0.28 مول∙ث -1 ∙لتر -1 .

الإجابة: 0.28 مول ث -1 لتر -1

مثال 3

معامل درجة الحرارة لمعدل التفاعل زيساوي 2.8. بكم درجة زادت درجة الحرارة إذا انخفض زمن التفاعل بمقدار 124 مرة؟

حل:

حسب قاعدة فانت هوف ت 1 = ت 2 ×. وقت رد الفعل رهي كمية تتناسب عكسيا مع السرعة، إذن ت 2 /ت 1 = ر 1 /ر 2 = 124.

ر 1 / ر 2 = = 124

لنأخذ لوغاريتم التعبير الأخير:

إل جي( )= سجل 124;

د/ 10×lgg=lg 124;

دي تي = 10×إل جي124/إل جي2.8 » 47 0 .

ارتفعت درجة الحرارة بمقدار 47 درجة.

مثال 4

وعندما زادت درجة الحرارة من 10 درجة مئوية إلى 40 درجة مئوية، زاد معدل التفاعل 8 مرات. ما هي طاقة التنشيط للتفاعل؟

حل:

إن نسبة معدلات التفاعل عند درجات حرارة مختلفة تساوي نسبة ثوابت المعدلات عند نفس درجات الحرارة وتساوي 8. وفقا لمعادلة أرهينيوس

ك 2 / ك 1 = أ× /أ = 8

وبما أن العامل الأسي وطاقة التنشيط مستقلان عمليا عن درجة الحرارة، إذن

مثال 5

عند درجة حرارة 973 لثابت توازن التفاعل

NiO+H 2 = Ni+H 2 O (g)

حل:

نحن نفترض أن التركيز الأولي لبخار الماء كان صفراً. إن التعبير عن ثابت التوازن لهذا التفاعل غير المتجانس له الشكل التالي: .

دع تركيز بخار الماء يصبح مساوياً لحظة التوازن × مول/لتر.بعد ذلك، وفقًا لقياس العناصر الكيميائية للتفاعل، انخفض تركيز الهيدروجين بمقدار × مول/لتروأصبح متساويا (3 - س) مول/لتر.

دعونا نعوض بتركيزات التوازن في التعبير عن ثابت التوازن ونجده X:

ك = س / (3 - س)؛ س / (3 - س) = 0.32؛ س=0.73 مول/لتر.

وبالتالي فإن التركيز التوازني لبخار الماء هو 0.73 مول / لتر،تركيز التوازن للهيدروجين هو 3 – 0.73 = 2.27 مول/لتر.

مثال 6

كيف سيتأثر توازن التفاعل؟ 2SO 2 +O 2 ⇄2SO 3 ; درهم = -172.38 كيلوجول:

1) زيادة التركيز SO 2، 2) زيادة الضغط في النظام،
3) تبريد النظام، 4) إدخال محفز في النظام؟

حل:

وفقا لمبدأ لوشاتيلييه مع زيادة التركيز SO 2سوف يتحول التوازن نحو العملية المؤدية إلى الاستهلاك SO 2أي نحو رد الفعل المباشر للتكوين SO 3.

رد الفعل يأتي مع تغيير في العدد خلدالمواد الغازية، وبالتالي فإن التغير في الضغط سوف يغير التوازن. ومع زيادة الضغط يتحول التوازن نحو عملية تعاكس هذا التغير أي السير في انخفاض في العدد خلدالمواد الغازية، وبالتالي، مع انخفاض الضغط. حسب معادلة التفاعل العدد خلدالمواد البادئة الغازية هي ثلاثة، وعددها خلدمنتجات التفاعل المباشر تساوي اثنين. ولذلك، مع زيادة الضغط، فإن التوازن سوف يتحول نحو رد الفعل المباشر للتكوين SO 3.

لأن درهم< 0، ثم يحدث التفاعل المباشر مع إطلاق الحرارة (تفاعل طارد للحرارة). سيحدث التفاعل العكسي مع امتصاص الحرارة (تفاعل ماص للحرارة). ووفقا لمبدأ لوشاتيليه، فإن التبريد سوف يسبب تحولا في التوازن نحو التفاعل الذي يطلق الحرارة، أي نحو التفاعل المباشر.

لا يؤدي إدخال المحفز إلى النظام إلى حدوث تغيير في التوازن الكيميائي.

مثال 7

عند درجة حرارة 10 درجة مئوية، ينتهي التفاعل خلال 95 ثانية، وعند درجة حرارة 20 درجة مئوية خلال 60 ثانية. احسب طاقة التنشيط لهذا التفاعل .

حل:

زمن رد الفعل يتناسب عكسيا مع سرعته. ثم .

يتم تحديد العلاقة بين ثابت معدل التفاعل وطاقة التنشيط بواسطة معادلة أرينيوس:

= 1,58.

ln1.58 = ;

الجواب: 31.49 كيلوجول/مول.

مثال 8

أثناء تصنيع الأمونيا N 2 + 3H 2 2NH 3، تم تحقيق التوازن عند التركيزات التالية من المواد المتفاعلة (مول/لتر):

احسب ثابت التوازن لهذا التفاعل والتركيزات الأولية للنيتروجين والهيدروجين.

حل:

نحدد ثابت التوازن K C لهذا التفاعل:

ك ج= = (3,6) 2 / 2,5 (1,8) 3 = 0,89

نجد التركيزات الأولية للنيتروجين والهيدروجين بناءً على معادلة التفاعل. يتطلب تكوين 2 مول من NH 3 1 مول من النيتروجين، ويتطلب تكوين 3.6 مول من الأمونيا 3.6/2 = 1.8 مول من النيتروجين. وبأخذ التركيز التوازني للنيتروجين في الاعتبار نجد تركيزه الأولي:

C الخارج (H 2) = 2.5 + 1.8 = 4.3 مول/لتر

لتكوين 2 مول من NH 3، من الضروري استهلاك 3 مولات من الهيدروجين، وللحصول على 3.6 مول من الأمونيا، يلزم 3 ∙ 3.6: 2 = 5.4 مول.

C الخارج (H 2) = 1.8 + 5.4 = 7.2 مول/لتر.

وهكذا، بدأ التفاعل عند التركيزات (مول/لتر): C(N2) = 4.3 مول/لتر؛ C(H2) = 7.2 مول/لتر

قائمة المهام للموضوع 3

1. يستمر التفاعل وفقًا للمخطط 2A + 3B = C. انخفض تركيز A بمقدار 0.1 مول/لتر. كيف تغير تركيز المادتين B وC؟

2. كانت التركيزات الأولية للمواد المشاركة في التفاعل CO + H 2 O = CO 2 + H 2 متساوية (مول/لتر، من اليسار إلى اليمين): 0.3؛ 0.4؛ 0.4؛ 0.05. ما تركيزات جميع المواد في اللحظة التي يتفاعل فيها نصف التركيز الأولي لثاني أكسيد الكربون؟

3. كم مرة سيتغير معدل التفاعل 2A + B؟ ج، إذا زاد تركيز المادة أ بمقدار مرتين، وانخفض تركيز المادة ب بمقدار 3؟

4. بعد مرور بعض الوقت على بدء التفاعل 3A + B 2C + D كانت تركيزات المواد (مول/لتر، من اليسار إلى اليمين): 0.03؛ 0.01؛ 0.008. ما التركيزات الأولية للمادتين A وB؟

5. في النظام CO + Cl 2 تمت زيادة تركيز COCl 2 CO من 0.03 إلى 0.12 مول/لتر، والكلور من 0.02 إلى 0.06 مول/لتر. كم مرة زاد معدل التفاعل الأمامي؟

6. كم مرة يجب زيادة تركيز المادة B في النظام 2A + B أ 2 ب، بحيث عندما يقل تركيز المادة أ 4 مرات لا يتغير معدل التفاعل المباشر؟

7. كم مرة يجب زيادة تركيز أول أكسيد الكربون (II) في نظام 2CO؟ CO 2 + C بحيث يزيد معدل التفاعل 100 مرة؟ كيف يتغير معدل التفاعل عندما يزيد الضغط 5 مرات؟

8. كم من الوقت سيستغرق إكمال التفاعل عند 18 درجة مئوية، إذا اكتمل التفاعل عند 90 درجة مئوية في 20 ثانية، وكان معامل درجة الحرارة لمعدل التفاعل γ = 3.2؟

9. عند درجة حرارة 10 درجة مئوية ينتهي التفاعل خلال 95 ثانية، وعند درجة حرارة 20 درجة مئوية خلال 60 ثانية. احسب طاقة التنشيط .

10. كم مرة يزداد معدل التفاعل عندما تزيد درجة الحرارة من 30 درجة إلى 50 درجة مئوية إذا كانت طاقة التنشيط 125.5 كيلو جول / مول؟

11. ما طاقة التنشيط للتفاعل الذي يكون معدله عند 300 K أكبر بـ 10 مرات منه عند 280 K؟

12. ما طاقة تنشيط التفاعل إذا تضاعفت سرعته مع زيادة درجة الحرارة من 290 إلى 300 كلفن؟

13. طاقة التنشيط لتفاعل معين هي 100 كيلوجول/مول. كم مرة يتغير معدل التفاعل عندما تزيد درجة الحرارة من 27 إلى 37 درجة مئوية؟

14. التركيزات الأولية للمواد المشاركة في التفاعل N 2 +3H 2 =2NH 3 متساوية (مول/لتر، من اليسار إلى اليمين): 0.2؛ 0.3؛ 0. ما تركيز النيتروجين والهيدروجين في اللحظة التي يصبح فيها تركيز الأمونيا 0.1 مول/لتر.

15. كم مرة سيتغير معدل التفاعل 2A + B؟ ج، إذا زاد تركيز المادة أ بمقدار 3 مرات، وانخفض تركيز المادة ب مرتين؟

16. التركيزات الأولية للمواد A وB في التفاعل A+2B C كانت 0.03 و0.05 مول/لتر، على التوالي. ثابت معدل التفاعل هو 0.4. أوجد المعدل الأولي للتفاعل والمعدل بعد مرور بعض الوقت، عندما ينخفض ​​تركيز المادة (أ) بمقدار 0.01 مول/لتر.

17. كيف سيتغير معدل تفاعل 2NO+ O 2؟ 2NO 2 إذا: أ) زيادة الضغط في النظام بمقدار 3 مرات؛ ب) تقليل حجم النظام بمقدار 3 مرات؟

18. كم مرة سيزداد معدل التفاعل الذي يحدث عند 298 K إذا انخفضت طاقة التنشيط بمقدار 4 kJ/mol؟

19. عند أي درجة حرارة سيكتمل التفاعل خلال 45 دقيقة، إذا كان التفاعل يستغرق 3 ساعات عند درجة حرارة 293 كلفن؟ معامل درجة حرارة التفاعل هو 3.2.

20. طاقة التنشيط للتفاعل NO 2 = NO + 1/2O 2 هي 103.5 كيلوجول/مول. المعدل الثابت لهذا التفاعل عند 298K هو 2.03∙10 4 s -1. احسب ثابت معدل هذا التفاعل عند 288 K.

21. يحدث التفاعل CO + Cl 2 COCl 2 في حجم 10 لتر. تكوين خليط التوازن: 14 جم CO؛ 35.6 جم Cl2 و 49.5 جم COCl2. احسب ثابت التوازن للتفاعل.

22. أوجد ثابت التوازن للتفاعل N 2 O 4 2NO 2 إذا كان التركيز الأولي لـ N 2 O 4 هو 0.08 مول/لتر، وبحلول وقت حدوث التوازن، يكون 50% من N 2 O 4 قد تفكك.

23. ثابت توازن التفاعل A + B C + D يساوي الوحدة. التركيز الأولي [A] o = 0.02 مول/لتر. ما هي النسبة المئوية لـ A التي يتم تحويلها إذا كانت التركيزات الأولية لـ B وC وD هي 0.02؛ 0.01 و 0.02 مول/لتر على التوالي؟

24. للتفاعل H 2 + Br 2 2HBr عند درجة حرارة معينة K = 1. حدد تركيبة خليط التوازن إذا كان الخليط الأولي يتكون من 3 مول H 2 و2 مول بروم.

25. بعد خلط الغازات A و B في النظام A + B C + D، يتم تحقيق التوازن عند التركيزات التالية (مول/لتر): [B] = 0.05؛ [ج] = 0.02. ثابت توازن التفاعل هو 4∙103. أوجد التركيزات الأولية لـ A وB.

26. ثابت توازن التفاعل A + B C + D يساوي الوحدة. التركيز الأولي [A] = 0.02 مول/لتر. ما هي النسبة المئوية لـ A التي يتم تحويلها إذا كانت التركيزات الأولية [B] هي 0.02؛ 0.1 و 0.2 مول/لتر؟

27. في اللحظة الأولية للتفاعل، كانت تركيزات تخليق الأمونيا (مول/لتر): = 1.5؛ = 2.5؛ = 0. ما تركيز النيتروجين والهيدروجين عندما يكون تركيز الأمونيا 0.15 مول/لتر؟

28. تم تحقيق التوازن في نظام H 2 + I 2 2 HI عند التركيزات التالية (مول/لتر): =0.025؛ =0.005؛ =0.09. تحديد التركيزات الأولية لليود والهيدروجين إذا لم يكن هناك HI في اللحظة الأولى للتفاعل.

29. عندما يتم تسخين خليط من ثاني أكسيد الكربون والهيدروجين في وعاء مغلق، يتم إنشاء التوازن CO 2 + H 2 CO + H 2 O. ثابت التوازن عند درجة حرارة معينة هو 1. ما هي النسبة المئوية لثاني أكسيد الكربون التي ستتحول إلى CO إذا قمت بخلط 2 مول من CO 2 و 1 مول H 2 عند نفس درجة الحرارة.

30. ثابت التوازن للتفاعل FeO + CO Fe + CO 2 عند درجة حرارة معينة هو 0.5. أوجد التركيزات المتوازنة لـ CO وCO 2 إذا كانت التركيزات الأولية لهاتين المادتين 0.05 و0.01 مول/لتر على التوالي.

حلول

التفسيرات النظرية

تركيز المحلول هو الكمية النسبية للمذاب في المحلول. هناك طريقتان للتعبير عن تركيز المحاليل - الكسرية والتركيز.

طريقة المشاركة

جزء الكتلة من المادة ω – كمية بلا أبعاد أو يتم التعبير عنها كنسبة مئوية، ويتم حسابها باستخدام الصيغة

%, (4.1.1)

أين م (في فا)- كتلة المادة، ز;

م (الحجم)- كتلة الحل، ز.

الكسر المولي χ

%, (4.1.2)

أين ν(إن-فا)- كمية المادة، خلد;

ن 1+2+… - مجموع كميات جميع المواد الموجودة في المحلول بما في ذلك المذيب، خلد.

جزء الحجم φ - قيمة بلا أبعاد أو يتم التعبير عنها كنسبة مئوية، ويتم حسابها باستخدام الصيغة

%, (4.1.3)

أين الخامس (الخامس فا)- حجم المادة، ل;

الخامس (مخاليط)- حجم الخليط، ل.

طريقة التركيز

التركيز المولي سم , مول/لتر، تحسب بواسطة الصيغة

, (4.1.4)

أين ν(إن-فا)- كمية المادة، خلد;

الخامس (ص-را)- حجم الحل، ل.

الاختصار 0.1 M يعني محلول مولاري 0.1 (تركيز 0.1 مول/لتر).

التركيز الطبيعي س ن , مول/لتر، تحسب بواسطة الصيغة

أو , (4.1.5)

أين ν (مكافئ)- كمية المادة المعادلة، خلد;

الخامس (ص-را)- حجم الحل، ل;

ز- العدد المعادل.

التسمية المختصرة 0.1ن. يعني 0.1 محلول عادي (التركيز 0.1 مول مكافئ/لتر).

التركيز المولي ج ب , مول/كجم، تحسب بواسطة الصيغة

(4.1.6)

أين ν(إن-فا)- كمية المادة، خلد;

م (ص لا)- كتلة المذيب، كلغ.

عيار ت , جم/مل، تحسب بواسطة الصيغة

(4.1.7)

أين م (في فا)- كتلة المادة، ز;

الخامس (ص-را)- حجم الحل، مل.

دعونا نتأمل في خواص المحاليل المخففة، والتي تعتمد على عدد جزيئات المذاب وعلى كمية المذيب، ولكنها عمليا لا تعتمد على طبيعة الجزيئات المذابة (الخصائص التجميعية ) .

وتشمل هذه الخصائص: انخفاض في ضغط البخار المشبع للمذيب فوق المحلول، وزيادة في درجة الغليان، وانخفاض في نقطة تجمد المحلول مقارنة بالمذيب النقي، والتناضح.

التنافذ- هذا هو انتشار المواد من المحاليل في اتجاه واحد عبر غشاء شبه منفذ يفصل المحلول عن المذيب النقي أو محلولين بتركيزات مختلفة.

في نظام محلول المذيب، يمكن لجزيئات المذيب أن تتحرك عبر القسم في كلا الاتجاهين. لكن عدد جزيئات المذيب التي تنتقل إلى المحلول في وحدة الزمن أكبر من عدد الجزيئات التي تنتقل من محلول إلى مذيب. ونتيجة لذلك، يمر المذيب عبر الغشاء شبه المنفذ إلى محلول أكثر تركيزًا، مما يؤدي إلى تخفيفه.

يسمى الضغط الذي يجب تطبيقه على محلول أكثر تركيزًا لوقف تدفق المذيب إليه الضغط الاسموزي .

تسمى المحاليل التي لها نفس الضغط الأسموزي مساوي التوتر .

يتم حساب الضغط الأسموزي باستخدام صيغة فانت هوف

أين ν - كمية المادة، خلد;

ر- ثابت الغاز يساوي 8.314 J / (مول ك)؛

ت- درجة الحرارة المطلقة، ل;

الخامس- حجم الحل، م 3;

مع- التركيز المولي، مول/لتر.

وفقا لقانون راؤول، الانخفاض النسبي في ضغط البخار المشبع فوق المحلول يساوي الكسر المولي للمادة غير المتطايرة الذائبة:

(4.1.9)

إن الزيادة في درجة الغليان والانخفاض في درجة تجمد المحاليل مقارنة بالمذيب النقي، نتيجة لقانون راولت، تتناسب طرديا مع التركيز المولي للمادة المذابة:

(4.1.10)

أين هو تغير درجة الحرارة؟

التركيز المولي, مول/كجم;

ل- معامل التناسب، في حالة زيادة درجة الغليان يسمى ثابت التبخر، وفي حالة انخفاض درجة التجمد - يسمى ثابت التبريد.

هذه الثوابت، المختلفة عدديًا لنفس المذيب، تميز زيادة في درجة الغليان وانخفاضًا في نقطة التجمد لمحلول ذي مولال واحد، أي. عند إذابة 1 مول من الإلكتروليت غير المتطاير في 1 كجم من المذيب. ولذلك، فإنها غالبا ما تسمى الزيادة المولية في درجة الغليان والانخفاض في درجة تجمد المحلول.

الثوابت البردية والتنظيرية لا تعتمد على طبيعة المذاب بل تعتمد على طبيعة المذيب وتتميز بالبعد .

الجدول 4.1.1 - ثوابت K K بالتبريد وثبات K E لبعض المذيبات

التنظير البردي والتنظير الإبولي– طرق تحديد خصائص معينة للمواد، على سبيل المثال، الأوزان الجزيئية للمواد المذابة. تتيح هذه الطرق تحديد الوزن الجزيئي للمواد التي لا تتفكك أثناء الذوبان عن طريق تقليل درجة التجمد وزيادة درجة غليان المحاليل ذات التركيز المعروف:

(4.1.11)

أين هي كتلة المادة المذابة بالجرام؟

كتلة المذيب بالجرام؛

الكتلة المولية للمذاب في جم / مول;

1000 هو عامل التحويل من جرام المذيب إلى كجم.

ثم يتم تحديد الكتلة المولية للمحلول غير المنحل بالكهرباء بواسطة الصيغة

(4.1.12)

الذوبان س يوضح عدد جرامات المادة التي يمكن أن تذوب في 100 جرام من الماء عند درجة حرارة معينة. تميل قابلية ذوبان المواد الصلبة إلى الزيادة مع زيادة درجة الحرارة، أما المواد الغازية فتقل.

المواد الصلبة لها ذوبان مختلفة جدا. جنبا إلى جنب مع المواد القابلة للذوبان، هناك قابل للذوبان قليلا وغير قابلة للذوبان عمليا في الماء. ومع ذلك، لا توجد مواد غير قابلة للذوبان تماما في الطبيعة.

في محلول مشبع من إلكتروليت قليل الذوبان، ينشأ توازن غير متجانس بين الراسب والأيونات الموجودة في المحلول:

أ م ب ن أماه ن + +نب م - .

الرواسب محلول مشبع

في المحلول المشبع، تكون معدلات عمليات الذوبان والتبلور هي نفسها , وتكون تركيزات الأيونات فوق الطور الصلب متوازنة عند درجة حرارة معينة.

يتم تحديد ثابت التوازن لهذه العملية غير المتجانسة فقط من خلال ناتج أنشطة الأيونات في المحلول ولا يعتمد على نشاط المكون الصلب. حصلت على الاسم منتج الذوبان PR .

(4.1.13)

وبالتالي، فإن ناتج الأنشطة الأيونية في محلول مشبع من إلكتروليت قليل الذوبان عند درجة حرارة معينة يكون له قيمة ثابتة.

إذا كان المنحل بالكهرباء ذو ​​ذوبان منخفض جدًا، فإن تركيزات الأيونات في محلوله تكون ضئيلة. وفي هذه الحالة يمكن إهمال التفاعل الأيوني ويمكن اعتبار تراكيز الأيونات مساوية لنشاطها. ثم يمكن التعبير عن منتج الذوبان بدلالة التركيزات المولية المتوازنة لأيونات الإلكتروليت:

. (4.1.14)

يعتمد منتج الذوبان، مثل أي ثابت توازن، على طبيعة المنحل بالكهرباء ودرجة الحرارة، لكنه لا يعتمد على تركيز الأيونات في المحلول.

عندما يزداد تركيز أحد الأيونات في محلول مشبع من إلكتروليت قليل الذوبان، على سبيل المثال، نتيجة إدخال إلكتروليت آخر يحتوي على نفس الأيون، يصبح حاصل ضرب تراكيز الأيونات أكبر من قيمة منتج الذوبان . في هذه الحالة، يتحول التوازن بين الطور الصلب والمحلول نحو تكوين راسب. سوف يتكون الراسب حتى يتم إنشاء توازن جديد، حيث يتم استيفاء الشرط (4.1.14) مرة أخرى، ولكن بنسب مختلفة من تركيزات الأيونات. مع زيادة تركيز أحد الأيونات في محلول مشبع فوق الطور الصلب، يتناقص تركيز الأيون الآخر بحيث يظل منتج الذوبان ثابتًا تحت ظروف ثابتة.

وبالتالي فإن شرط هطول الأمطار هو:

. (4.1.15)

إذا قمنا في محلول مشبع من إلكتروليت قليل الذوبان بتقليل تركيز أي من أيوناته، إذن إلخسوف تصبح أكبر من منتج تركيزات الأيونات. سوف يتحول التوازن نحو ذوبان الراسب. سيستمر الحل حتى يتم استيفاء الشرط (4.1.14) مرة أخرى.