Задача 127.
Как ще се промени скоростта на протичаща в газовата фаза реакция при повишаване на температурата с 60°C, ако температурният коефициент на скоростта на тази реакция е 2?
Решение:

Следователно скоростта на реакцията с повишаване на температурата с 600 ° C 0 е 64 пъти по-голяма от първоначалната скорост на реакцията.

Задача 121.
Окислението на сярата и нейния диоксид протича по уравненията:
а) S (k) + O 2 = SO 2 (d); b) 2SO 2 (d) + O 2 = 2SO 3 (d).
Как ще се промени скоростта на тези реакции, ако обемите на всяка система се намалят четири пъти?
Решение:
а) S (k) + O 2 = SO 2 (d)
Нека означим концентрациите на газообразните реагенти: = а, = b. Според закон за масовото действие, скоростите на правата и обратната реакция преди промяната на обема са съответно равни:

V pr = k. а; V arr = k. b.

След намаляване на обема на хетерогенна система четири пъти, концентрацията на газообразни вещества ще се увеличи четири пъти: = 4а, = 4б.При нови концентрации скоростите на правата и обратната реакция ще бъдат равни

Следователно, след намаляване на обема в системата, скоростите на правата и обратната реакция се увеличават четири пъти. Равновесието на системата не се е променило.

б) 2SO 2 (g) + O 2 = 2SO 3 (g)
Нека обозначим концентрациите на реагиращите вещества: = а, = b, = с.Съгласно закона за действието на масите скоростите на правата и обратната реакция преди промяната на обема са съответно равни:

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

След намаляване на обема на хомогенна система четири пъти, концентрацията на реагентите ще се увеличи четири пъти: = 4 а, = 4b, = 4 секПри нови концентрации скоростите на правата и обратната реакция ще бъдат равни:

Следователно, след намаляване на обема в системата, скоростта на правата реакция се увеличава с 64 пъти, а обратната реакция с 16. Равновесието на системата се измества надясно, към намаляване на образуването на газообразни вещества.

Константи на равновесие на хомогенна система

Задача 122.
Напишете израз за равновесната константа на хомогенна система:
N 2 + ZN 2 = 2NH 3. Как ще се промени скоростта на директната реакция на образуване на амоняк, ако концентрацията на водород се увеличи три пъти?
Решение:
Уравнение на реакцията:

N 2 + ZN 2 = 2NH 3

Изразът за равновесната константа на тази реакция има формата:

Нека означим концентрациите на газообразните реагенти: = а, = b. Съгласно закона за масовото действие скоростта на директните реакции преди увеличаване на концентрацията на водород е равна на: V pr = kab 3. След увеличаване на концентрацията на водород три пъти, концентрациите на изходните вещества ще бъдат равни на: = а, = 3b. При нови концентрации скоростта на директните реакции ще бъде равна на:

Следователно, след увеличаване на концентрацията на водород три пъти, скоростта на реакцията се увеличава 27 пъти. Равновесието, според принципа на Le Chatelier, се измества към намаляване на концентрацията на водород, т.е. надясно.

З задача 123.
Реакцията следва уравнението N 2 + O 2 = 2NO. Концентрациите на изходните вещества преди началото на реакцията са = 0,049 mol/L, = 0,01 mol/L. Изчислете концентрацията на тези вещества, когато = 0,005 mol/l. Отговор: 0,0465 mol/l; = 0,0075 mol/l.
Решение:
Уравнението на реакцията е:

От уравнението на реакцията следва, че образуването на 2 мола NO изисква 1 мол N2 и O2, т.е. образуването на NO изисква наполовина по-малко N2 и O2. Въз основа на горното може да се приеме, че образуването на 0,005 mol NO изисква 0,0025 mol N 2 и O 2. Тогава крайните концентрации на изходните вещества ще бъдат равни на:

Финал = реф. – 0,0025 = 0,049 – 0,0025 = 0,0465 mol/l;
краен = реф. - 0,0025 = 0,01 – 0,0025 = 0,0075 mol/l.

Отговор:краен = 0,0465 mol/l; краен = 0,0075 mol/l.

Задача 124.
Реакцията протича съгласно уравнението N 2 + ZH 2 = 2NH 3. Концентрации на участващите вещества (mol/l): = 0,80; = 1,5; = 0,10. Изчислете концентрацията на водород и амоняк = 0,5 mol/l. Отговор: = 0,70 mol/l; [H 2) = 0,60 mol/l.
Решение:
Уравнението на реакцията е:

N2 + ZH2 = 2NH3

От уравнението следва, че от 1 mol N 2 се образуват 2 mol NH 3 и се изразходват 3 mol H 2 . Така при участието на известно количество азот в реакцията ще се образува двойно повече амоняк и ще реагира три пъти повече водород. Нека изчислим количеството азот, който е реагирал: 0,80 - 0,50 = 0,30 mol. Нека изчислим количеството на образувания амоняк: 0,3 . 2 = 0,6 mol. Нека изчислим количеството на реагиралия водород: 0,3. 3 = 0,9 mol. Сега нека изчислим крайните концентрации на реагентите:

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

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

Скорост, температурен коефициент на скорост на реакцията

Задача 125.
Реакцията протича съгласно уравнението H 2 + I 2 = 2HI. Скоростната константа на тази реакция при определена температура е 0,16. Начални концентрации на реагентите (mol/l): [H 2 ] = 0,04:
= 0,05. Изчислете началната скорост на реакцията и нейната скорост при = 0,03 mol/l. Отговор: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4
Решение:
Уравнението на реакцията е:

Н2 + I2 = 2HI

При първоначалните концентрации на реагиращите вещества, съгласно закона за масовото действие, скоростта на реакцията ще бъде равна, когато се означават концентрациите на изходните вещества: [H 2 ] = а, = b.

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

Нека изчислим количеството водород, което е реагирало, ако концентрацията му се промени и стане 0,03 mol/l, получаваме: 0,04 - 0,03 = 0,01 mol. От уравнението на реакцията следва, че водородът и йодът реагират един с друг в съотношение 1: 1, което означава, че 0,01 mol йод също влиза в реакцията. Следователно крайната концентрация на йод е: 0,05 -0,01 = 0,04 mol. При нови концентрации скоростта на директната реакция ще бъде равна на:

Отговор: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4 .

Задача 126.
Изчислете колко пъти скоростта на реакцията, протичаща в газовата фаза, ще намалее, ако температурата се понижи от 120 до 80 ° C. Температурен коефициент на скорост на реакция Z.
Решение:
Зависимостта на скоростта на химичната реакция от температурата се определя от емпиричното правило на Вант Хоф по формулата:

Следователно скоростта на реакцията; при 800 C 0 скоростта на реакцията при 1200 C 0 е 81 пъти по-малка.

реакцията е пропорционална на произведението на концентрациите на изходните вещества в степени, равни на техните стехеометрични коефициенти.

O = K-s[A]t. c [B]p, където c [A] и c [B] са моларните концентрации на веществата A и B, K е коефициентът на пропорционалност, наречен константа на скоростта на реакцията.

Ефект на температурата

Зависимостта на скоростта на реакцията от температурата се определя от правилото на Вант Хоф, според което при повишаване на температурата с всеки 10 С скоростта на повечето реакции се увеличава 2-4 пъти. Математически тази зависимост се изразява чрез отношението:

където и i)t, i>t са съответно скоростите на реакцията при началната (t:) и крайната (t2) температури, а y е температурният коефициент на скоростта на реакцията, който показва колко пъти се увеличава скоростта на реакцията с повишаване на температурата на реагентите с 10 °C.

Пример 1. Напишете израз за зависимостта на скоростта на химичната реакция от концентрацията на реагентите за процесите:

а) H2 4- J2 -» 2HJ (в газова фаза);

б) Ba2+ 4-S02-= BaS04 (в разтвор);

в) CaO 4-C02 -» CaC03 (с участието на твърдо вещество

вещества).

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

Пример 2. Как ще се промени скоростта на реакцията 2A + B2^± 2AB, протичаща директно между молекулите в затворен съд, ако налягането се увеличи 4 пъти?

Съгласно закона за действие на молекулите, скоростта на химичната реакция е право пропорционална на произведението на моларните концентрации на реагиращите вещества: v = K-c[A]m.c[B]n. Чрез увеличаване на налягането в съда, ние по този начин увеличаваме концентрацията на реагентите.

Нека началните концентрации на A и B са равни на c[A] = a, c[B] = b. Тогава = Ka2b. Поради увеличаване на налягането с 4 пъти, концентрацията на всеки от реагентите също се увеличава 4 пъти и стоманата c[A] = 4a, c[B] = 4b.

При тези концентрации:

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

Стойността на K е еднаква и в двата случая. Константата на скоростта за тази реакция е постоянна стойност, числено равна на скоростта на реакцията при моларни концентрации на реагентите, равни на 1. Сравнявайки v и vl9 виждаме, че скоростта на реакцията се е увеличила 64 пъти.

Пример 3. Колко пъти ще се увеличи скоростта на химична реакция, когато температурата се повиши от 0°C до 50°C, като температурният коефициент на скоростта е равен на три?

Скоростта на химичната реакция зависи от температурата, при която протича. Когато температурата се повиши с 10 °C, скоростта на реакцията ще се увеличи 2-4 пъти. Ако температурата се понижи, тя намалява със същото количество. Числото, показващо колко пъти се увеличава скоростта на реакцията, когато температурата се повиши с 10 °C, се нарича температурен коефициент на реакцията.

В математическа форма зависимостта на промяната в скоростта на реакцията от температурата се изразява с уравнението:

Температурата се повишава с 50 °C и y = 3. Заменете тези стойности

^5о°с = ^о°с "3у = "00оС? 3 = v0oC ? 243. Скоростта се увеличава 243 пъти.

Пример 4. Реакцията при температура 50 °C протича за 3 минути 20 s. Температурният коефициент на скоростта на реакцията е 3. Колко време ще отнеме тази реакция да завърши при 30 и 100 °C?

Когато температурата се повиши от 50 до 100 °C, скоростта на реакцията се увеличава в съответствие с правилото на Van't Hoffe със следния брой пъти:

H _ 10 „O 10 - Q3

U yu = z yu = z* = 243 пъти.

Ако при 50°C реакцията завършва за 200 s (3 min 20 s), то при 100°C ще приключи за 200/

243 = 0,82 s. При 30 °C скоростта на реакцията намалява

шие 3 10 = 32 = 9 пъти и реакцията завършва за 200 * 9 = 1800 s, т.е. след 30 мин.

Пример 5. Началните концентрации на азот и водород са съответно 2 и 3 *mol/l. Какви ще бъдат концентрациите на тези вещества в момента, когато 0,5 mol/L азот е реагирал?

Нека напишем уравнението на реакцията:

N2 + ZH2 2NH3, коефициентите показват, че азотът реагира с водород в моларно съотношение 1:3. Въз основа на това създаваме съотношението:

1 мол азот реагира с 3 мола водород.

0,5 mol азот реагира с x mol водород.

От - = - ; х =-- = 1,5 mol.

1,5 mol/l (2 - 0,5) азот и 1,5 mol/l (3 - 1,5) водород не са реагирали.

Пример 6. Колко пъти ще се увеличи скоростта на химична реакция, когато една молекула от вещество А и две молекули от вещество В се сблъскат:

A(2) + 2B -» C(2) + D(2), с увеличаване на концентрацията на веществото B с 3 пъти?

Нека напишем израз за зависимостта на скоростта на тази реакция от концентрацията на веществата:

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

където K е константата на скоростта.

Да вземем началните концентрации на веществата c(A) = a mol/l, c(B) = b mol/l. При тези концентрации скоростта на реакцията е u1 = Kab2. Когато концентрацията на веществото B се увеличи 3 пъти, c(B) = 3b mol/l. Скоростта на реакцията ще бъде равна на v2 = Ka(3b)2 = 9Kab2.

Увеличаване на скоростта v2: ig = 9Kab2: Kab2 = 9.

Пример 7. Азотният оксид и хлорът реагират съгласно уравнението на реакцията: 2NO + C12 2NOC1.

Колко пъти трябва да се увеличи налягането на всеки източник?

Скорост на химична реакция- промяна в количеството на едно от реагиращите вещества за единица време в единица реакционно пространство.

Скоростта на химичната реакция се влияе от следните фактори:

• естеството на реагиращите вещества;
• концентрация на реагенти;
• контактна повърхност на реагиращи вещества (при хетерогенни реакции);
• температура;
• действието на катализаторите.

Теория на активния сблъсъкни позволява да обясним влиянието на определени фактори върху скоростта на химичната реакция. Основните положения на тази теория:

• Реакциите възникват, когато частици от реагенти, които имат определена енергия, се сблъскат.
• Колкото повече реактивни частици има, колкото по-близо са една до друга, толкова по-вероятно е да се сблъскат и да реагират.
• Само ефективните сблъсъци водят до реакция, т.е. такива, при които „старите връзки” са разрушени или отслабени и следователно могат да се формират „нови”. За целта частиците трябва да имат достатъчна енергия.
• Нарича се минималната излишна енергия, необходима за ефективен сблъсък на частиците на реагентите енергия на активиране Ea.
• Активността на химикалите се проявява в ниската енергия на активиране на реакциите, в които участват. Колкото по-ниска е енергията на активиране, толкова по-висока е скоростта на реакцията.Например при реакции между катиони и аниони енергията на активиране е много ниска, така че такива реакции се случват почти мигновено

Влиянието на концентрацията на реагентите върху скоростта на реакцията

С увеличаването на концентрацията на реагентите скоростта на реакцията се увеличава. За да се осъществи реакция, две химически частици трябва да се съберат, така че скоростта на реакцията зависи от броя на сблъсъците между тях. Увеличаването на броя на частиците в даден обем води до по-чести сблъсъци и увеличаване на скоростта на реакцията.

Увеличаването на скоростта на реакцията в газовата фаза ще бъде резултат от повишаване на налягането или намаляване на обема, зает от сместа.

Въз основа на експериментални данни през 1867 г. норвежките учени К. Гулдберг и П. Вааге и независимо от тях през 1865 г. руският учен Н.И. Бекетов формулира основния закон на химичната кинетика, установявайки зависимост на скоростта на реакцията от концентрациите на реагентите -

Закон за масовото действие (LMA):

Скоростта на химичната реакция е пропорционална на произведението на концентрациите на реагиращите вещества, взети в степени, равни на техните коефициенти в уравнението на реакцията. („ефективна маса” е синоним на съвременната концепция за „концентрация”)

aA +bB =cС +дД,Където к– константа на скоростта на реакцията

ZDM се извършва само за елементарни химични реакции, протичащи в един етап. Ако реакцията протича последователно през няколко етапа, тогава общата скорост на целия процес се определя от най-бавната му част.

Изрази за скоростите на различни видове реакции

ZDM се отнася до хомогенни реакции. Ако реакцията е хетерогенна (реагентите са в различни състояния на агрегиране), тогава уравнението на ZDM включва само течни или само газообразни реагенти, а твърдите са изключени, засягайки само константата на скоростта k.

Молекулярност на реакциятае минималният брой молекули, участващи в елементарен химичен процес. Въз основа на молекулярността елементарните химични реакции се разделят на молекулярни (A →) и бимолекулни (A + B →); тримолекулярните реакции са изключително редки.

Скорост на хетерогенните реакции

• Зависи от повърхността на контакт между веществата, т.е. от степента на смилане на веществата и пълнотата на смесване на реагентите.
• Пример е изгарянето на дърва. Цял дънер гори относително бавно на въздух. Ако увеличите повърхността на контакт между дърво и въздух, разделяйки трупа на чипове, скоростта на горене ще се увеличи.
• Пирофорното желязо се изсипва върху лист филтърна хартия. По време на падането железните частици се нагорещяват и подпалват хартията.

Влияние на температурата върху скоростта на реакцията

През 19 век холандският учен Вант Хоф експериментално открива, че при повишаване на температурата с 10 o C скоростите на много реакции се увеличават 2-4 пъти.

Правилото на Вант Хоф

За всеки 10 ◦ C повишаване на температурата скоростта на реакцията се увеличава 2-4 пъти.

Тук γ (гръцката буква "гама") - така нареченият температурен коефициент или коефициент на Ван Хоф, приема стойности от 2 до 4.

За всяка конкретна реакция температурният коефициент се определя експериментално. Той показва точно колко пъти се увеличава скоростта на дадена химическа реакция (и нейната константа на скоростта) с всяко повишаване на температурата с 10 градуса.

Правилото на Вант Хоф се използва за приближаване на промяната в константата на скоростта на реакцията с повишаване или понижаване на температурата. По-точна връзка между константата на скоростта и температурата е установена от шведския химик Сванте Арениус:

как Повече ▼ E специфична реакция, т.н по-малко(при дадена температура) ще бъде константата на скоростта k (и скоростта) на тази реакция. Увеличаването на T води до увеличаване на константата на скоростта, което се обяснява с факта, че повишаването на температурата води до бързо увеличаване на броя на „енергийните“ молекули, способни да преодолеят активационната бариера Ea.

Влияние на катализатора върху скоростта на реакцията

Можете да промените скоростта на реакцията, като използвате специални вещества, които променят механизма на реакцията и я насочват по енергийно по-благоприятен път с по-ниска енергия на активиране.

Катализатори- това са вещества, които участват в химична реакция и увеличават нейната скорост, но в края на реакцията остават непроменени качествено и количествено.

инхибитори– вещества, които забавят химичните реакции.

Промяната на скоростта на химическа реакция или нейната посока с помощта на катализатор се нарича катализа .

Пример 1

Колко пъти ще се увеличи скоростта на реакцията?

а) C + 2 H 2 = CH 4

б) 2 NO + Cl 2 = 2 NOCl

когато налягането в системата се увеличи три пъти?

Решение:

Увеличаването на налягането в системата три пъти е еквивалентно на увеличаване на концентрацията на всеки от газообразните компоненти три пъти.

В съответствие със закона за действието на масите, ние записваме кинетичните уравнения за всяка реакция.

а) Въглеродът е твърда фаза, а водородът е газова фаза. Скоростта на хетерогенна реакция не зависи от концентрацията на твърдата фаза, така че не е включена в кинетичното уравнение. Скоростта на първата реакция се описва с уравнението

Нека първоначалната концентрация на водород е равна на х, Тогава v 1 = kh 2 .След увеличаване на налягането три пъти концентрацията на водород стана 3 хи скоростта на реакцията v 2 = k(3x) 2 = 9kx 2.След това намираме съотношението на скоростта:

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

Така скоростта на реакция ще се увеличи 9 пъти.

б) Кинетичното уравнение на втората реакция, която е хомогенна, ще бъде записано във формата . Нека първоначалната концентрация НЕравна на хи първоначалната концентрация Cl 2равна на при, Тогава v 1 = kx 2 y; v 2 = k(3x) 2 3y = 27kx 2 y;

v 2:v 1 = 27.

Скоростта на реакция ще се увеличи 27 пъти.

Пример 2

Реакцията между веществата A и B протича по уравнението 2A + B = C. Концентрацията на вещество A е 6 mol/l, а вещество B е 5 mol/l. Константата на скоростта на реакцията е 0,5 (l 2 ∙mol -2 ∙s –1). Изчислете скоростта на химичната реакция в началния момент и в момента, когато 45% от веществото B остава в реакционната смес.

Решение:

Въз основа на закона за масовото действие скоростта на химичната реакция в началния момент е равна на:

= 0,5∙6 2 ∙5 = 90,0 mol∙s -1 ∙l -1

След известно време 45% от веществото B ще остане в реакционната смес, т.е. концентрацията на вещество B ще стане равна на 5. 0,45= 2,25 mol/l. Това означава, че концентрацията на вещество В е намаляла с 5,0 - 2,25 = 2,75 mol/l.

Тъй като веществата А и В взаимодействат помежду си в съотношение 2:1, концентрацията на вещество А намалява с 5,5 mol/l (2,75∙2=5,5) и става равна на 0,5 mol/l (6,0 - 5,5= 0,5).

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

Отговор: 0,28 mol∙s -1 ∙l -1

Пример 3

Температурен коефициент на скорост на реакцията же равно на 2,8. С колко градуса се повиши температурата, ако времето за реакция се намали 124 пъти?

Решение:

Според правилото на Вант Хоф v 1 = v 2 ×. Време за реакция Tтогава е количество, обратно пропорционално на скоростта v 2 /v 1 = t 1 /t 2 = 124.

t 1 /t 2 = = 124

Нека вземем логаритъм на последния израз:

lg( )= дневник 124;

DT/ 10×lgg=lg 124;

DT = 10×lg124/ lg2.8 » 47 0 .

Температурата се повишава с 47 0.

Пример 4

Когато температурата се повиши от 10 0 C до 40 ° C, скоростта на реакцията се увеличи 8 пъти. Каква е енергията на активиране на реакцията?

Решение:

Съотношението на скоростта на реакцията при различни температури е равно на отношението на константите на скоростта при същите температури и е равно на 8. В съответствие с уравнението на Арениус

k 2 / k 1 = A× /А = 8

Тъй като предекспоненциалният фактор и енергията на активиране са практически независими от температурата, тогава

Пример 5

При температура 973 ДА СЕравновесна константа на реакцията

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

Решение:

Приемаме, че първоначалната концентрация на водна пара е била нула. Изразът за равновесната константа на тази хетерогенна реакция има следната форма: .

Нека концентрацията на водните пари стане равна на момента на равновесие x mol/l.След това, в съответствие със стехиометрията на реакцията, концентрацията на водород намалява с x mol/lи станаха равни (3 – x) mol/l.

Нека заместим равновесните концентрации в израза за равновесната константа и намерим х:

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

И така, равновесната концентрация на водна пара е 0,73 мол/л,равновесната концентрация на водород е 3 – 0,73 = 2,27 мол/л.

Пример 6

Как ще се повлияе реакционният баланс? 2SO 2 +O 2 ⇄2SO 3 ; DH= -172,38 kJ:

1) повишаване на концентрацията SO 2, 2) повишаване на налягането в системата,
3) охлаждане на системата, 4) въвеждане на катализатор в системата?

Решение:

Според принципа на Льо Шателие, с нарастваща концентрация SO 2равновесието ще се измести към процеса, водещ до потребление SO 2, тоест към пряката реакция на образуване SO 3.

Реакцията идва с промяна в броя къртицагазообразни вещества, така че промяната в налягането ще измести равновесието. С увеличаване на налягането равновесието ще се измести към процес, който противодейства на тази промяна, т.е. продължава с намаляване на броя къртицагазообразни вещества и, следователно, с намаляване на налягането. Според уравнението на реакцията числото къртицагазообразни изходни вещества е три, а броят къртицапродукти от директната реакция е равно на две. Следователно, с увеличаване на налягането, равновесието ще се измести към директната реакция на образуване SO 3.

защото DH< 0, тогава директната реакция протича с отделяне на топлина (екзотермична реакция). Обратната реакция ще се случи с абсорбцията на топлина (ендотермична реакция). В съответствие с принципа на Le Chatelier, охлаждането ще доведе до изместване на равновесието към реакцията, която отделя топлина, тоест към директната реакция.

Въвеждането на катализатор в системата не предизвиква промяна в химичното равновесие.

Пример 7

При 10 0 С реакцията завършва за 95 s, а при 20 0 С за 60 s. Изчислете енергията на активиране на тази реакция.

Решение:

Времето за реакция е обратно пропорционално на скоростта му. Тогава .

Връзката между константата на скоростта на реакцията и енергията на активиране се определя от уравнението на Арениус:

= 1,58.

ln1.58 = ;

Отговор: 31,49 kJ/mol.

Пример 8

По време на синтеза на амоняк N 2 + 3H 2 2NH 3 се установява равновесие при следните концентрации на реагенти (mol/l):

Изчислете константата на равновесие за тази реакция и началните концентрации на азот и водород.

Решение:

Ние определяме равновесната константа K C на тази реакция:

К С= = (3,6) 2 / 2,5 (1,8) 3 = 0,89

Намираме началните концентрации на азот и водород въз основа на уравнението на реакцията. Образуването на 2 мола NH3 изисква 1 мол азот, а образуването на 3,6 мола амоняк изисква 3,6/2 = 1,8 мола азот. Като вземем предвид равновесната концентрация на азот, намираме първоначалната му концентрация:

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

За да се образуват 2 мола NH3, е необходимо да се консумират 3 мола водород, а за да се получат 3,6 мола амоняк, са необходими 3 ∙ 3,6: 2 = 5,4 мола.

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

Така реакцията започва при концентрации (mol/l): C(N 2) = 4,3 mol/l; C(H2) = 7,2 mol/l

Списък със задачи за тема 3

1. Реакцията протича по схемата 2A + 3B = C. Концентрацията на А намалява с 0,1 mol/l. Как се променят концентрациите на веществата B и C?

2. Началните концентрации на веществата, участващи в реакцията CO + H 2 O = CO 2 + H 2 са равни (mol/l, отляво надясно): 0,3; 0,4; 0,4; 0,05. Какви са концентрациите на всички вещества в момента, когато е реагирала ½ от първоначалната концентрация на CO?

3. Колко пъти ще се промени скоростта на реакция 2A + B? C, ако концентрацията на вещество A се увеличи 2 пъти, а концентрацията на вещество B се намали с 3?

4. Известно време след началото на реакцията 3A + B 2C + D концентрациите на веществата бяха (mol/l, отляво надясно): 0,03; 0,01; 0,008. Какви са началните концентрации на вещества А и В?

5. В системата CO + Cl 2 Концентрацията на COCl 2 CO е повишена от 0,03 на 0,12 mol/l, а на хлор от 0,02 на 0,06 mol/l. Колко пъти се увеличи скоростта на предната реакция?

6. Колко пъти трябва да се увеличи концентрацията на вещество B в системата 2A + B A 2 B, така че когато концентрацията на веществото A намалее 4 пъти, скоростта на директната реакция не се променя?

7. Колко пъти трябва да се увеличи концентрацията на въглероден окис (II) в системата 2CO? CO 2 + C, така че скоростта на реакцията да се увеличи 100 пъти? Как ще се промени скоростта на реакцията, когато налягането се увеличи 5 пъти?

8. Колко време ще отнеме да завърши реакцията при 18 0 C, ако при 90 0 C тя завърши за 20 секунди, а температурният коефициент на скоростта на реакцията е γ = 3,2?

9. При 10 0 C реакцията завършва за 95 s, а при 20 0 C за 60 s. Изчислете енергията на активиране.

10. Колко пъти ще се увеличи скоростта на реакцията, когато температурата се повиши от 30 0 до 50 0 C, ако енергията на активиране е 125,5 kJ/mol?

11. Каква е енергията на активиране на реакция, чиято скорост при 300 K е 10 пъти по-голяма от тази при 280 K?

12. Каква е енергията на активиране на реакцията, ако с повишаване на температурата от 290 до 300 К скоростта й се удвоява?

13. Енергията на активиране на дадена реакция е 100 kJ/mol. Колко пъти ще се промени скоростта на реакцията, когато температурата се повиши от 27 до 37 0 C?

14. Началните концентрации на веществата, участващи в реакцията N 2 +3H 2 =2NH 3 са равни (mol/l, отляво надясно): 0,2; 0,3; 0. Какви са концентрациите на азот и водород в момента, когато концентрацията на амоняк стане 0,1 mol/l.

15. Колко пъти ще се промени скоростта на реакция 2A + B? В, ако концентрацията на вещество А се увеличи 3 пъти, а концентрацията на вещество В се намали 2 пъти?

16. Начални концентрации на вещества А и В в реакцията А+2В C са съответно 0,03 и 0,05 mol/L. Константата на скоростта на реакцията е 0,4. Намерете началната скорост на реакцията и скоростта след известно време, когато концентрацията на вещество А намалее с 0,01 mol/l.

17. Как ще се промени скоростта на реакцията на 2NO+ O 2? 2NO 2, ако: а) се увеличи налягането в системата 3 пъти; б) намали обема на системата 3 пъти?

18. Колко пъти ще се увеличи скоростта на реакция, протичаща при 298 К, ​​ако нейната енергия на активиране се намали с 4 kJ/mol?

19. При каква температура реакцията ще завърши за 45 минути, ако при 293 К са необходими 3 часа? Температурният коефициент на реакция е 3,2.

20. Енергията на активиране на реакцията NO 2 = NO + 1/2O 2 е 103,5 kJ/mol. Скоростната константа на тази реакция при 298K е 2,03∙10 4 s -1. Изчислете константата на скоростта на тази реакция при 288 K.

21. Реакцията CO + Cl 2 COCl 2 протича в обем от 10 литра. Състав на равновесната смес: 14 g CO; 35,6 g Cl2 и 49,5 g COCl2. Изчислете равновесната константа на реакцията.

22. Намерете равновесната константа на реакцията N 2 O 4 2NO 2, ако първоначалната концентрация на N 2 O 4 е 0,08 mol/l и докато настъпи равновесие, 50% от N 2 O 4 се е дисоциирал.

23. Равновесната константа на реакцията A + B C + D е равна на единица. Начална концентрация [A] o =0,02 mol/l. Какъв процент от А се превръща, ако първоначалните концентрации на B, C и D са 0,02; 0,01 и 0,02 mol/l съответно?

24. За реакцията H 2 + Br 2 2HBr при определена температура K = 1. Определете състава на равновесната смес, ако първоначалната смес се състои от 3 mol H 2 и 2 mol бром.

25. След смесване на газовете A и B в системата A + B C + D се установява равновесие при следните концентрации (mol/l): [B] = 0,05; [C] = 0,02. Равновесната константа на реакцията е 4∙10 3. Намерете началните концентрации на А и В.

26. Равновесната константа на реакцията A + B C + D е равна на единица. Начална концентрация [A] = 0,02 mol/l. Какъв процент от А се превръща, ако началните концентрации [B] са 0,02; 0,1 и 0,2 mol/l?

27. В началния момент на реакцията концентрациите на синтез на амоняк са (mol/l): = 1,5; = 2,5; = 0. Каква е концентрацията на азот и водород, когато концентрацията на амоняк е 0,15 mol/l?

28. Равновесието в системата H 2 +I 2 2HI се установява при следните концентрации (mol/l): =0,025; =0,005; =0,09. Определете началните концентрации на йод и водород, ако в началния момент на реакцията не е имало HI.

29. При нагряване на смес от въглероден диоксид и водород в затворен съд се установява равновесие CO 2 + H 2 CO + H 2 O. Равновесната константа при определена температура е 1. В какъв процент CO 2 ще се превърне CO, ако смесите 2 мола CO 2 и 1 мол H 2 при същата температура.

30. Равновесната константа на реакцията FeO + CO Fe + CO 2 при определена температура е 0,5. Намерете равновесните концентрации на CO и CO 2, ако началните концентрации на тези вещества са съответно 0,05 и 0,01 mol/l.

Решения

Теоретични обяснения

Концентрацията на разтвор е относителното количество разтворено вещество в разтвора. Има два начина за изразяване на концентрацията на разтворите - фракционна и концентрация.

Метод на споделяне

Масова част от веществото ω – безразмерна величина или изразена като процент, изчислена по формулата

%, (4.1.1)

Където m(in-va)- маса на веществото, Ж;

м (размер)- маса на разтвора, Ж.

Молна фракция χ

%, (4.1.2)

Където ν(in-va)– количество вещество, къртица;

ν 1+ν 2+… - сумата от количествата на всички вещества в разтвора, включително разтворителя, къртица.

Обемна фракция φ – безразмерна стойност или изразена като процент, изчислена по формулата

%, (4.1.3)

Където V(v-va)- обем на веществото, л;

V (смеси)- обем на сместа, л.

Метод на концентрация

Моларна концентрация СМ , мол/л, изчислено по формулата

, (4.1.4)

Където ν(in-va)- количество вещество, къртица;

V(r-ra)- обем на разтвора, л.

Съкращението 0,1 М означава 0,1 моларен разтвор (концентрация 0,1 mol/L).

Нормална концентрация C N , мол/л, изчислено по формулата

или , (4.1.5)

Където ν(eq)- количество еквивалентно вещество, къртица;

V(r-ra)- обем на разтвора, л;

З– еквивалентен номер.

Съкратено обозначение 0.1n. означава 0,1 нормален разтвор (концентрация 0,1 mol eq/l).

Моларна концентрация C b , mol/kg, изчислено по формулата

(4.1.6)

Където ν(in-va)- количество вещество, къртица;

м(р-ла)- маса на разтворителя, килограма.

Титър T , g/ml, изчислено по формулата

(4.1.7)

Където m(in-va)- маса на веществото, Ж;

V(r-ra)- обем на разтвора, мл.

Нека разгледаме свойствата на разредените разтвори, които зависят от броя на частиците на разтвореното вещество и от количеството разтворител, но практически не зависят от природата на разтворените частици (колигативни свойства ) .

Тези свойства включват: намаляване на налягането на наситените пари на разтворителя над разтвора, повишаване на точката на кипене, намаляване на точката на замръзване на разтвора в сравнение с чистия разтворител, осмоза.

Осмоза- това е еднопосочната дифузия на вещества от разтвори през полупропусклива мембрана, която разделя разтвора и чист разтворител или два разтвора с различни концентрации.

В система разтворител-разтвор, молекулите на разтворителя могат да се движат през преградата и в двете посоки. Но броят на молекулите на разтворителя, които се движат в разтвор за единица време, е по-голям от броя на молекулите, които се движат от разтвор към разтворител. В резултат на това разтворителят преминава през полупропускливата мембрана в по-концентриран разтвор, разреждайки го.

Налягането, което трябва да се приложи към по-концентриран разтвор, за да се спре потокът от разтворител в него, се нарича осмотичното налягане .

Наричат ​​се разтвори, характеризиращи се с еднакво осмотично налягане изотоничен .

Осмотичното налягане се изчислява по формулата на Вант Хоф

Където ν - количество вещество, къртица;

Р- газова константа, равна на 8,314 J/(mol K);

T- абсолютна температура, ДА СЕ;

V- обем на разтвора, м 3;

СЪС- моларна концентрация, mol/l.

Според закона на Раул, относителното намаление на налягането на наситените пари над разтвора е равно на моларната част на разтвореното нелетливо вещество:

(4.1.9)

Повишаването на точката на кипене и намаляването на точката на замръзване на разтворите в сравнение с чист разтворител, като следствие от закона на Раулт, са право пропорционални на молалната концентрация на разтвореното вещество:

(4.1.10)

къде е промяната на температурата;

молална концентрация, mol/kg;

ДА СЕ- коефициентът на пропорционалност, при повишаване на точката на кипене се нарича ебулиоскопична константа, а при намаляване на точката на замръзване - криоскопична.

Тези константи, числено различни за един и същ разтворител, характеризират повишаване на точката на кипене и понижаване на точката на замръзване на едномоларен разтвор, т.е. при разтваряне на 1 мол нелетлив електролит в 1 kg разтворител. Поради това те често се наричат ​​молално повишаване на точката на кипене и понижаване на точката на замръзване на разтвора.

Криоскопичните и ебулиоскопичните константи не зависят от природата на разтвореното вещество, но зависят от природата на разтворителя и се характеризират с размерност .

Таблица 4.1.1 - Криоскопични K K и ебулиоскопични K E константи за някои разтворители

Криоскопия и ебулиоскопия– методи за определяне на определени характеристики на веществата, например молекулни тегла на разтворени вещества. Тези методи позволяват да се определи молекулното тегло на вещества, които не се дисоциират по време на разтваряне, чрез намаляване на точката на замръзване и повишаване на точката на кипене на разтвори с известна концентрация:

(4.1.11)

където е масата на разтвореното вещество в грамове;

Маса на разтворителя в грамове;

Моларна маса на разтвореното вещество в g/mol;

1000 е коефициентът на преобразуване от грамове разтворител в килограми.

Тогава моларната маса на неелектролита се определя по формулата

(4.1.12)

Разтворимост С показва колко грама вещество може да се разтвори в 100 g вода при дадена температура. Разтворимостта на твърдите вещества като правило се увеличава с повишаване на температурата, а за газообразните вещества намалява.

Твърдите вещества имат много различна разтворимост. Наред с разтворимите вещества има слабо разтворими и практически неразтворими във вода. В природата обаче няма абсолютно неразтворими вещества.

В наситен разтвор на слабо разтворим електролит се установява хетерогенно равновесие между утайката и йоните в разтвора:

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

утайка наситен разтвор

В наситен разтвор скоростите на разтваряне и процесите на кристализация са еднакви , и концентрациите на йони над твърдата фаза са равновесни при дадена температура.

Равновесната константа на този хетерогенен процес се определя само от продукта на активностите на йоните в разтвора и не зависи от активността на твърдия компонент. Тя получи името продукт на разтворимост PR .

(4.1.13)

По този начин продуктът на йонните активности в наситен разтвор на слабо разтворим електролит при дадена температура е постоянна стойност.

Ако даден електролит има много ниска разтворимост, тогава концентрациите на йони в неговия разтвор са незначителни. В този случай междуйонното взаимодействие може да се пренебрегне и концентрациите на йони могат да се считат за равни на техните активности. Тогава продуктът на разтворимостта може да бъде изразен по отношение на равновесните моларни концентрации на електролитни йони:

. (4.1.14)

Продуктът на разтворимост, както всяка константа на равновесие, зависи от естеството на електролита и температурата, но не зависи от концентрацията на йони в разтвора.

Когато концентрацията на един от йоните в наситен разтвор на слабо разтворим електролит се увеличи, например в резултат на въвеждането на друг електролит, съдържащ същия йон, произведението на концентрациите на йони става по-голямо от стойността на произведението на разтворимост . В този случай равновесието между твърдата фаза и разтвора се измества към образуването на утайка. Ще се образува утайка, докато се установи ново равновесие, при което условието (4.1.14) отново е изпълнено, но при различни съотношения на концентрациите на йони. Тъй като концентрацията на един от йоните в наситен разтвор над твърдата фаза се увеличава, концентрацията на другия йон намалява, така че продуктът на разтворимост остава постоянен при постоянни условия.

И така, условието за валеж е:

. (4.1.15)

Ако в наситен разтвор на слабо разтворим електролит намалим концентрацията на някой от неговите йони, тогава ДРще стане по-голямо от произведението на концентрациите на йони. Равновесието ще се измести към разтварянето на утайката. Разтварянето ще продължи, докато условието (4.1.14) бъде изпълнено отново.