Tugas 127.
Bagaimana laju reaksi yang terjadi dalam fase gas berubah dengan kenaikan suhu sebesar 60 ° C, jika koefisien suhu laju reaksi ini adalah 2?
Keputusan:

Akibatnya, laju reaksi dengan peningkatan suhu sebesar 600 C 0 adalah 64 kali lebih besar dari laju reaksi awal.

Tugas 121.
Oksidasi belerang dan dioksidanya berlangsung menurut persamaan:
a) S (c) + O 2 \u003d SO 2 (g); b) 2SO 2 (d) + O 2 = 2SO 3 (d).
Bagaimana laju reaksi ini akan berubah jika volume masing-masing sistem menjadi empat kali lipat?
Keputusan:
a) S (c) + O 2 \u003d SO 2 (g)
Mari kita nyatakan konsentrasi reaktan gas: = sebuah, = b. Berdasarkan hukum aksi massa, laju reaksi maju dan reaksi balik sebelum perubahan volume masing-masing sama:

V pr \u003d k. sebuah; V arr \u003d k. b.

Setelah mengurangi volume sistem heterogen dengan faktor empat, konsentrasi zat gas akan meningkat dengan faktor empat: 4a, = 4b. Pada konsentrasi baru, laju reaksi maju dan reaksi balik akan sama

Akibatnya, setelah mengurangi volume dalam sistem, laju reaksi maju dan mundur meningkat empat kali lipat. Kesetimbangan sistem tidak bergeser.

b) 2SO 2 (g) + O 2 = 2SO 3 (g)
Mari kita tunjukkan konsentrasi zat yang bereaksi: = sebuah, = b, = dengan. Menurut hukum aksi massa, laju reaksi maju dan reaksi balik sebelum perubahan volume masing-masing sama dengan:

V pr \u003d ka 2 b; Vo b p = kc 2 .

Setelah mengurangi volume sistem homogen dengan faktor empat, konsentrasi reaktan akan meningkat dengan faktor empat: = 4 sebuah, = 4b, = 4 detik Pada konsentrasi baru, laju reaksi maju dan reaksi balik akan sama:

Akibatnya, setelah mengurangi volume dalam sistem, laju reaksi langsung meningkat 64 kali, dan sebaliknya - 16. Kesetimbangan sistem bergeser ke kanan, ke arah pengurangan pembentukan zat gas.

Konstanta kesetimbangan sistem homogen

Tugas 122.
Tulislah ekspresi untuk konstanta kesetimbangan sistem homogen:
N 2 + ZN 2 \u003d 2NH 3. Bagaimana laju reaksi langsung pembentukan amonia berubah jika konsentrasi hidrogen tiga kali lipat?
Keputusan:
persamaan reaksi:

N 2 + ZN 2 \u003d 2NH 3

Ekspresi untuk konstanta kesetimbangan reaksi ini adalah:

Mari kita nyatakan konsentrasi reaktan gas: = sebuah, = b. Menurut hukum aksi massa, laju reaksi langsung sebelum peningkatan konsentrasi hidrogen adalah: V pr = kab 3 . Setelah meningkatkan konsentrasi hidrogen dengan faktor tiga, konsentrasi zat awal akan sama dengan: = sebuah, = 3b. Pada konsentrasi baru, laju reaksi langsung akan sama dengan:

Akibatnya, setelah meningkatkan konsentrasi hidrogen dengan faktor tiga, laju reaksi meningkat dengan faktor 27. Kesetimbangan, menurut prinsip Le Chatelier, telah bergeser ke arah penurunan konsentrasi hidrogen, yaitu ke kanan.

Z tugas 123.
Reaksi berlangsung menurut persamaan N 2 + O 2 = 2NO. Konsentrasi bahan awal sebelum reaksi dimulai adalah = 0,049 mol/l, = 0,01 mol/l. Hitung konsentrasi zat-zat ini ketika = 0,005 mol/l. Jawaban: 0,0465 mol/l; = 0,0075 mol/l.
Keputusan:
Persamaan reaksinya adalah:

Dari persamaan reaksi berikut bahwa pembentukan 2 mol NO mengkonsumsi 1 mol N 2 dan O 2, yaitu, pembentukan NO membutuhkan dua kali lebih sedikit N 2 dan O 2. Berdasarkan hal di atas, dapat diasumsikan bahwa pembentukan 0,005 mol NO membutuhkan 0,0025 mol N 2 dan O 2 masing-masing. Maka konsentrasi akhir zat awal akan sama dengan:

Akhir = ref. - 0,0025 \u003d 0,049 - 0,0025 \u003d 0,0465 mol / l;
terakhir = ref. - 0,0025 \u003d 0,01 - 0,0025 \u003d 0,0075 mol / l.

Menjawab: terakhir = 0,0465 mol/l; terakhir = 0,0075 mol/l.

Tugas 124.
Reaksi berlangsung sesuai dengan persamaan N 2 + ZN 2 \u003d 2NH 3. Konsentrasi zat yang terlibat di dalamnya (mol/l): = 0,80; = 1,5; = 0,10. Hitung konsentrasi hidrogen dan amonia = 0,5 mol/l. Jawaban: \u003d 0,70 mol / l; [H 2) \u003d \u003d 0,60 mol / l.
Keputusan:
Persamaan reaksinya adalah:

N2 + 3H2 = 2NH3

Dari persamaan berikut bahwa dari 1 mol N 2 2 mol NH 3 terbentuk dan 3 mol H 2 dikonsumsi. Jadi, dengan partisipasi nitrogen dalam jumlah tertentu dalam reaksi, amonia akan terbentuk dua kali lebih banyak dan hidrogen akan bereaksi tiga kali lebih banyak. Mari kita hitung jumlah nitrogen yang bereaksi: 0,80 - 0,50 = 0,30 mol. Hitung jumlah amonia yang terbentuk: 0,3 . 2 = 0,6 mol. Hitung jumlah hidrogen yang bereaksi: 0,3. 3 \u003d 0,9 mol. Sekarang kita menghitung konsentrasi akhir reaktan:

terakhir = 0,10 + 0,60 = 0,70 mol;
[H2] berakhir. \u003d 1,5 - 0,90 \u003d 0,60 mol;
terakhir \u003d 0,80 - 0,50 \u003d 0,30 mol.

Menjawab:= 0,70 mol/l; [H 2) \u003d \u003d 0,60 mol / l.

Kecepatan, koefisien suhu laju reaksi

Tugas 125.
Reaksi berlangsung sesuai dengan persamaan H 2 + I 2 \u003d 2HI. Konstanta laju reaksi ini pada suhu tertentu adalah 0,16. Konsentrasi awal reaktan (mol / l): [H 2] \u003d 0,04:
= 0,05. Hitung laju awal reaksi dan laju reaksi pada = 0,03 mol/l. Jawaban: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4
Keputusan:
Persamaan reaksinya adalah:

H 2 + I 2 \u003d 2HI

Pada konsentrasi awal reaktan, menurut hukum aksi massa, laju reaksi akan sama dengan penunjukan konsentrasi zat awal: [Н 2 ] = sebuah, = b.

V pr \u003d k ab = 0,16 . 0,04 . 0,05 = 3,2 . 10 -4 .

Kami menghitung jumlah hidrogen yang masuk ke dalam reaksi, jika konsentrasinya berubah dan menjadi 0,03 mol / l, kami mendapatkan: 0,04 - 0,03 \u003d 0,01 mol. Dari persamaan reaksi, hidrogen dan yodium bereaksi satu sama lain dengan perbandingan 1:1, yang berarti bahwa 0,01 mol yodium juga ikut bereaksi. Oleh karena itu, konsentrasi akhir yodium adalah: 0,05 -0,01 \u003d 0,04 mol. Pada konsentrasi baru, laju reaksi langsung adalah:

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

Tugas 126.
Hitung berapa kali laju reaksi yang berlangsung dalam fasa gas akan berkurang jika suhu diturunkan dari 120 menjadi 80 ° C. Koefisien suhu laju reaksi .
Keputusan:
Ketergantungan laju reaksi kimia pada suhu ditentukan oleh aturan empiris Van't Hoff menurut rumus:

Oleh karena itu, laju reaksi ; pada 800 C 0 laju reaksi pada 1200 C 0 adalah 81 kali lebih kecil.

Contoh 1

Berapa kali laju reaksi akan meningkat?

sebuah) C + 2 H 2 \u003d CH 4

b) 2 NO + Cl 2 = 2 NOCl

ketika tekanan dalam sistem menjadi tiga kali lipat?

Keputusan:

Peningkatan tiga kali lipat dalam tekanan sistem setara dengan peningkatan tiga kali lipat dalam konsentrasi masing-masing komponen gas.

Sesuai dengan hukum aksi massa, kami menuliskan persamaan kinetik untuk setiap reaksi.

a) Karbon adalah fase padat, dan hidrogen adalah fase gas. Laju reaksi heterogen tidak tergantung pada konsentrasi fase padat, sehingga tidak termasuk dalam persamaan kinetik. Laju reaksi pertama dijelaskan oleh persamaan

Biarkan konsentrasi awal hidrogen sama dengan X, kemudian v 1 \u003d kx 2. Setelah meningkatkan tekanan tiga kali, konsentrasi hidrogen menjadi 3 X, dan laju reaksi v 2 \u003d k (3x) 2 \u003d 9kx 2. Selanjutnya, kami menemukan rasio kecepatan:

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

Jadi, laju reaksi akan meningkat 9 kali lipat.

b) Persamaan kinetik dari reaksi kedua, yang homogen, akan ditulis sebagai: . Biarkan konsentrasi awal TIDAK adalah sama dengan X, dan konsentrasi awal Cl2 adalah sama dengan pada, kemudian v 1 = kx 2 y; v 2 = k(3x) 2 3y = 27kx 2 y;

v2:v1 = 27.

Laju reaksi akan meningkat 27 kali.

Contoh 2

Reaksi antara zat A dan B berlangsung menurut persamaan 2A + B = C. Konsentrasi zat A adalah 6 mol/l, dan zat B adalah 5 mol/l. Konstanta laju reaksi adalah 0,5 (l 2 mol -2 s -1). Hitung laju reaksi kimia pada saat awal dan pada saat 45% zat B tetap berada dalam campuran reaksi.

Keputusan:

Berdasarkan hukum aksi massa, laju reaksi kimia pada saat awal adalah:

= 0,5∙6 2∙5 = 90,0 mol∙s -1 l -1

Setelah beberapa waktu, 45% zat B akan tetap berada dalam campuran reaksi, yaitu konsentrasi zat B akan menjadi sama dengan 5. 0,45= 2,25 mol/l. Artinya konsentrasi zat B menurun sebesar 5,0 - 2,25 \u003d 2,75 mol / l.

Karena zat A dan B berinteraksi satu sama lain dalam perbandingan 2:1, konsentrasi zat A berkurang 5,5 mol/l (2,75∙2=5,5) dan menjadi sama dengan 0,5 mol/l (6, 0 - 5,5= 0,5).

\u003d 0,5 (0,5) 2 2,25 \u003d 0,28 mol s -1 l -1.

Jawaban: 0,28 mol∙s -1 l -1

Contoh 3

Koefisien suhu laju reaksi g sama dengan 2.8. Berapa derajat kenaikan suhu jika waktu reaksi berkurang 124 kali?

Keputusan:

Menurut aturan van't Hoff v 1 = v 2 ×. Waktu reaksi t adalah besaran yang berbanding terbalik dengan kecepatan, maka v 2 / v 1 = t 1 / t 2 = 124.

t 1 / t 2 \u003d = 124

Mari kita ambil logaritma dari ekspresi terakhir:

lg( )= log 124;

T/ 10×lgg=lg 124;

DT = 10×lg124 / lg2.8 » 47 0 .

Suhu meningkat sebesar 47 0 .

Contoh 4

Dengan peningkatan suhu dari 10 0 C menjadi 40 0 ​​C, laju reaksi meningkat 8 kali lipat. Berapakah energi aktivasi untuk reaksi tersebut?

Keputusan:

Rasio laju reaksi pada temperatur yang berbeda sama dengan rasio konstanta laju pada temperatur yang sama dan sama dengan 8. Sesuai dengan persamaan Arrhenius

k 2 / k 1 = A× /A = 8

Karena faktor pra-eksponensial dan energi aktivasi praktis tidak bergantung pada suhu, maka

Contoh 5

Pada suhu 973 Ke konstanta kesetimbangan reaksi

NiO + H 2 \u003d Ni + H 2 O (g)

Keputusan:

Kami berasumsi bahwa konsentrasi awal uap air adalah nol. Ekspresi untuk konstanta kesetimbangan reaksi heterogen ini memiliki bentuk berikut: .

Biarkan, pada saat kesetimbangan, konsentrasi uap air menjadi sama dengan xmol/l. Kemudian, sesuai dengan stoikiometri reaksi, konsentrasi hidrogen menurun sebesar x mol/l dan menjadi setara (3 - x) mol / l.

Mari kita substitusikan konsentrasi kesetimbangan ke dalam persamaan konstanta kesetimbangan dan temukan X:

K \u003d x / (3 - x); x / (3 - x) \u003d 0,32; x=0,73 mol/l.

Jadi, konsentrasi kesetimbangan uap air adalah 0,73 perempuan jalang, konsentrasi kesetimbangan hidrogen adalah 3 - 0,73 = 2,27 perempuan jalang.

Contoh 6

Bagaimana pengaruhnya terhadap kesetimbangan reaksi? 2SO2 +O2 2SO3; DH= -172,38 kJ:

1) peningkatan konsentrasi SO2, 2) meningkatkan tekanan dalam sistem,
3) sistem pendinginan, 4) pengenalan katalis ke dalam sistem?

Keputusan:

Sesuai dengan prinsip Le Chatelier, dengan meningkatnya konsentrasi SO2 keseimbangan akan bergeser ke arah proses yang mengarah ke pengeluaran SO2, yaitu, dalam arah reaksi langsung pembentukan jadi 3.

Reaksi datang dengan perubahan jumlah tahi lalat zat gas, sehingga perubahan tekanan akan menyebabkan pergeseran kesetimbangan. Dengan peningkatan tekanan, kesetimbangan akan bergeser ke arah proses yang melawan perubahan ini, yaitu, dengan penurunan jumlah tahi lalat zat gas, dan, akibatnya, dengan penurunan tekanan. Menurut persamaan reaksi, bilangan tahi lalat bahan awal gas adalah tiga, dan jumlahnya tahi lalat produk reaksi langsung sama dengan dua. Oleh karena itu, dengan peningkatan tekanan, kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi langsung pembentukan jadi 3.

Sebagai DH< 0, maka reaksi langsung berlangsung dengan pelepasan kalor (reaksi eksoterm). Reaksi sebaliknya akan dilanjutkan dengan penyerapan panas (reaksi endoterm). Sesuai dengan prinsip Le Chatelier, pendinginan akan menyebabkan pergeseran kesetimbangan ke arah reaksi yang berjalan dengan pelepasan panas, yaitu ke arah reaksi langsung.

Masuknya katalis ke dalam sistem tidak menyebabkan pergeseran kesetimbangan kimia.

Contoh 7

Pada 10 0 C, reaksi berakhir dalam 95 detik, dan pada 20 0 C dalam 60 detik. Hitung energi aktivasi untuk reaksi ini.

Keputusan:

Waktu reaksi berbanding terbalik dengan kecepatannya. Kemudian .

Hubungan antara konstanta laju reaksi dan energi aktivasi ditentukan oleh persamaan Arrhenius:

= 1,58.

ln1,58 = ;

Jawab: 31,49 kJ/mol.

Contoh 8

Dalam sintesis amonia N 2 + 3H 2 2NH 3, kesetimbangan ditetapkan pada konsentrasi reaktan berikut (mol / l):

Hitung konstanta kesetimbangan reaksi ini dan konsentrasi awal nitrogen dan hidrogen.

Keputusan:

Kami menentukan konstanta kesetimbangan K C dari reaksi ini:

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

Konsentrasi awal nitrogen dan hidrogen ditemukan berdasarkan persamaan reaksi. Pembentukan 2 mol NH 3 membutuhkan 1 mol nitrogen, dan pembentukan 3,6 mol amonia membutuhkan 3,6 / 2 = 1,8 mol nitrogen. Mengingat konsentrasi kesetimbangan nitrogen, kami menemukan konsentrasi awalnya:

C ref (H 2) \u003d 2,5 + 1,8 \u003d 4,3 mol / l

Diperlukan untuk menghabiskan 3 mol hidrogen untuk membentuk 2 mol NH 3, dan untuk mendapatkan 3,6 mol amonia, diperlukan 3 3,6: 2 \u003d 5,4 mol.

C ref (H 2) \u003d 1,8 + 5,4 \u003d 7,2 mol / l.

Jadi, reaksi dimulai pada konsentrasi (mol/l): C(N 2) = 4,3 mol/l; C (H 2) \u003d 7,2 mol / l

Daftar tugas topik 3

1. Reaksi berlangsung sesuai dengan skema 2A + 3B \u003d C. Konsentrasi A turun 0,1 mol/l. Bagaimana konsentrasi zat B dan C berubah dalam kasus ini?

2. Konsentrasi awal zat yang terlibat dalam reaksi CO + H 2 O \u003d CO 2 + H 2 adalah sama (mol / l, dari kiri ke kanan): 0,3; 0,4; 0,4; 0,05. Berapa konsentrasi semua zat pada saat dari konsentrasi awal CO bereaksi?

3. Berapa kali laju reaksi 2A + B berubah? C, jika konsentrasi zat A ditambah 2 kali, dan konsentrasi zat B dikurangi 3?

4. Beberapa saat setelah dimulainya reaksi 3A + B Konsentrasi zat 2C + D adalah (mol/l, dari kiri ke kanan): 0,03; 0,01; 0,008. Berapa konsentrasi awal zat A dan B?

5. Dalam sistem CO + Cl2 COCl 2 Konsentrasi CO meningkat dari 0,03 menjadi 0,12 mol/l, dan klorin dari 0,02 menjadi 0,06 mol/l. Berapakah peningkatan laju reaksi maju?

6. Berapa kali konsentrasi zat B harus ditingkatkan dalam sistem 2A + B A 2 B, sehingga ketika konsentrasi zat A berkurang 4 kali, laju reaksi langsung tidak berubah?

7. Berapa kali konsentrasi karbon monoksida (II) dalam sistem 2CO harus ditingkatkan? CO 2 + C untuk meningkatkan laju reaksi sebanyak 100 kali? Bagaimana laju reaksi berubah jika tekanan dinaikkan 5 kali?

8. Berapa lama waktu yang diperlukan untuk menyelesaikan reaksi pada 18 0 , jika pada 90 0 selesai dalam 20 detik, dan koefisien suhu laju reaksi = 3,2?

9. Pada 10 0 C, reaksi berakhir dalam 95 detik, dan pada 20 0 C dalam 60 detik. Hitung energi aktivasinya.

10. Berapa kali laju reaksi akan meningkat dengan kenaikan suhu dari 30 0 menjadi 50 0 C, jika energi aktivasinya 125,5 kJ / mol?

11. Berapakah nilai energi aktivasi suatu reaksi yang laju pada 300 K adalah 10 kali lebih besar dari pada 280 K?

12. Berapa energi aktivasi reaksi jika, ketika suhu naik dari 290 menjadi 300 K, laju reaksi menjadi dua kali lipat?

13. Energi aktivasi reaksi tertentu adalah 100 kJ/mol. Berapa kali laju reaksi akan berubah dengan kenaikan suhu dari 27 menjadi 37 0 C?

14. Konsentrasi awal zat yang terlibat dalam reaksi N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 adalah (mol / l, dari kiri ke kanan): 0,2; 0,3; 0. Berapa konsentrasi nitrogen dan hidrogen pada saat konsentrasi amonia menjadi sama dengan 0,1 mol/l.

15. Berapa kali laju reaksi 2A + B berubah? C, jika konsentrasi zat A ditambah 3 kali, dan konsentrasi zat B berkurang 2 kali?

16. Konsentrasi awal zat A dan B pada reaksi A + 2B C masing-masing adalah 0,03 dan 0,05 mol/l. Konstanta laju reaksi adalah 0,4. Tentukan laju awal reaksi dan laju reaksi setelah beberapa waktu, ketika konsentrasi zat A berkurang 0,01 mol/l.

17. Bagaimana laju reaksi 2NO + O2 berubah 2NO 2 jika: a) meningkatkan tekanan dalam sistem sebanyak 3 kali; b) perkecil volume sistem sebanyak 3 kali?

18. Berapa kali laju reaksi yang berlangsung pada 298 K meningkat jika energi aktivasinya dikurangi 4 kJ / mol?

19. Pada suhu berapa reaksi akan selesai dalam 45 menit, jika pada 293 K dibutuhkan waktu 3 jam? Koefisien suhu reaksi 3.2.

20. Energi aktivasi reaksi NO 2 = NO + 1/2O 2 adalah 103,5 kJ/mol. Konstanta laju reaksi ini pada 298K adalah 2,03∙10 4 s -1 . Hitung konstanta laju reaksi ini pada 288 K.

21. Reaksi CO + Cl 2 COCl 2 berlangsung dalam volume 10 liter. Komposisi campuran kesetimbangan: 14 g CO; 35,6 g Cl 2 dan 49,5 g COCl 2 . Hitung tetapan kesetimbangan reaksi tersebut.

22. Tentukan konstanta kesetimbangan reaksi N 2 O 4 2NO 2 jika konsentrasi awal N 2 O 4 adalah 0,08 mol / l, dan pada saat kesetimbangan tercapai, 50% N 2 O 4 telah terdisosiasi.

23. Tetapan kesetimbangan reaksi A + B C + D sama dengan satu. Konsentrasi awal [A] o \u003d 0,02 mol / l. Berapa persen dari A yang diubah jika konsentrasi awal B, C dan D adalah 0,02; 0,01 dan 0,02 mol/l berturut-turut?

24. Untuk reaksi H 2 + Br 2 2HBr pada suhu tertentu K=1. Tentukan komposisi campuran kesetimbangan jika campuran awal terdiri dari 3 mol H2 dan 2 mol brom.

25. Setelah pencampuran gas A dan B dalam sistem A + B C + D, kesetimbangan terbentuk pada konsentrasi berikut (mol / l): [B] = 0,05; [C] = 0,02. Konstanta kesetimbangan reaksi adalah 4∙10 3 . Tentukan konsentrasi awal A dan B.

26. Tetapan kesetimbangan reaksi A + B C + D sama dengan satu. Konsentrasi awal [A]=0,02 mol/l. Berapa persen dari A yang diubah jika konsentrasi awal [B] adalah 0,02; 0,1 dan 0,2 mol/l?

27. Pada saat awal reaksi sintesis amonia, konsentrasinya adalah (mol/l): = 1,5; = 2,5; \u003d 0. Berapa konsentrasi nitrogen dan hidrogen pada konsentrasi amonia 0,15 mol / l?

28. Kesetimbangan dalam sistem H 2 + I 2 2 HI ditetapkan pada konsentrasi berikut (mol/l): = 0,025; =0,005; = 0,09. Tentukan konsentrasi awal iod dan hidrogen jika tidak ada reaksi HI pada saat awal.

29. Ketika campuran karbon dioksida dan hidrogen dipanaskan dalam bejana tertutup, terjadi kesetimbangan CO 2 + H 2 CO + H 2 O. Tetapan kesetimbangan pada suhu tertentu adalah 1. Berapa persen CO 2 yang akan berubah menjadi CO jika Anda mencampur 2 mol CO 2 dan 1 mol H 2 pada suhu yang sama.

30. Konstanta kesetimbangan reaksi FeO + CO Fe + CO 2 pada suhu tertentu adalah 0,5. Temukan konsentrasi kesetimbangan CO dan CO2 jika konsentrasi awal zat ini berturut-turut adalah 0,05 dan 0,01 mol/l.

Solusi

Penjelasan teoretis

Konsentrasi suatu larutan adalah kandungan relatif zat terlarut dalam suatu larutan. Ada dua cara untuk menyatakan konsentrasi larutan - fraksional dan konsentrasi.

metode berbagi

Fraksi massa suatu zat ω - nilai tanpa dimensi atau dinyatakan sebagai persentase, dihitung dengan rumus

%, (4.1.1)

di mana m (dalam-va)- massa zat, G;

m(r-ra)- massa larutan, G.

Fraksi mol

%, (4.1.2)

di mana (dalam-va)- jumlah zat tahi lalat;

v 1+v 2+ ... - jumlah jumlah semua zat dalam larutan, termasuk pelarut, tahi lalat.

Fraksi volume φ - nilainya tidak berdimensi atau dinyatakan sebagai persentase, dihitung dengan rumus

%, (4.1.3)

di mana V (dalam-va)- volume zat, aku;

V (campuran)- volume campuran, aku.

metode konsentrasi

Konsentrasi molar C M , perempuan jalang, dihitung dengan rumus

, (4.1.4)

di mana (dalam-va)- jumlah zat tahi lalat;

V(r-ra)- volume larutan l.

Singkatan 0,1 M berarti larutan 0,1 molar (konsentrasi 0,1 mol/l).

Konsentrasi normal C N , perempuan jalang, dihitung dengan rumus

atau , (4.1.5)

di mana (persamaan)- jumlah zat yang setara, tahi lalat;

V(r-ra)- volume larutan aku;

Z adalah angka yang setara.

Disingkat penunjukan 0.1n. berarti 0,1 larutan normal (konsentrasi 0,1 mol eq./l).

Konsentrasi molar C b , mol/kg, dihitung dengan rumus

(4.1.6)

di mana (dalam-va)- jumlah zat tahi lalat;

m (r-la) adalah massa pelarut, kg

Titer T , g/ml, dihitung dengan rumus

(4.1.7)

di mana m (dalam-va)- massa zat, G;

V(r-ra)- volume larutan ml.

Mari kita perhatikan sifat-sifat larutan encer, yang bergantung pada jumlah partikel zat terlarut dan jumlah pelarut, tetapi secara praktis tidak bergantung pada sifat partikel terlarut (sifat koligatif ) .

Sifat-sifat ini meliputi: penurunan tekanan uap jenuh pelarut di atas larutan, peningkatan titik didih, penurunan titik beku larutan dibandingkan dengan pelarut murni, osmosis.

Osmosa- ini adalah difusi satu arah zat dari larutan melalui membran semipermeabel yang memisahkan larutan dan pelarut murni atau dua larutan dengan konsentrasi berbeda.

Dalam sistem pelarut-larutan, molekul pelarut dapat bergerak melalui partisi di kedua arah. Tetapi jumlah molekul pelarut yang masuk ke dalam larutan per satuan waktu lebih besar daripada jumlah molekul yang berpindah dari larutan ke pelarut. Akibatnya, pelarut memasuki larutan yang lebih pekat melalui membran semi-permeabel, mengencerkannya.

Tekanan yang harus diberikan pada larutan yang lebih pekat untuk menghentikan aliran pelarut ke dalamnya disebut tekanan osmotik .

Larutan yang memiliki tekanan osmotik yang sama disebut isotonik .

Tekanan osmotik dihitung menggunakan rumus Van't Hoff

di mana ν - jumlah zat tahi lalat;

R- konstanta gas sama dengan 8,314 J/(mol K);

T adalah suhu mutlak, Ke;

V- volume larutan m 3;

Dengan- konsentrasi molar, mol/l.

Menurut hukum Raoult, penurunan relatif tekanan uap jenuh di atas larutan sama dengan fraksi mol zat terlarut yang tidak mudah menguap:

(4.1.9)

Kenaikan titik didih dan penurunan titik beku larutan dibandingkan dengan pelarut murni, sebagai konsekuensi dari hukum Raoult, berbanding lurus dengan konsentrasi molar zat terlarut:

(4.1.10)

di mana perubahan suhu;

konsentrasi molar, mol/kg;

Ke- koefisien proporsionalitas, dalam hal kenaikan titik didih, itu disebut konstanta ebullioskopik, dan untuk menurunkan titik beku, itu disebut konstanta krioskopik.

Konstanta ini, yang secara numerik berbeda untuk pelarut yang sama, mencirikan peningkatan titik didih dan penurunan titik beku larutan satu molar, mis. ketika melarutkan 1 mol elektrolit non-volatil dalam 1 kg pelarut. Oleh karena itu, mereka sering disebut sebagai kenaikan molar pada titik didih dan penurunan titik beku larutan.

Konstanta krioskopik dan ebullioskopik tidak bergantung pada sifat zat terlarut, tetapi bergantung pada sifat pelarut dan dicirikan oleh dimensi. .

Tabel 4.1.1 - Konstanta K K krioskopik dan K E ebullioskopik untuk beberapa pelarut

Krioskopi dan ebullioskopi- metode untuk menentukan karakteristik zat tertentu, misalnya, berat molekul zat terlarut. Metode-metode ini memungkinkan untuk menentukan berat molekul zat yang tidak terdisosiasi saat dilarutkan dengan menurunkan titik beku dan dengan menaikkan titik didih larutan dengan konsentrasi yang diketahui:

(4.1.11)

di mana massa zat terlarut dalam gram;

Massa pelarut dalam gram;

Massa molar zat terlarut dalam g/mol;

1000 adalah faktor konversi dari gram pelarut ke kilogram.

Kemudian massa molar non-elektrolit ditentukan oleh rumus

(4.1.12)

Kelarutan S menunjukkan berapa gram suatu zat dapat dilarutkan dalam 100 g air pada suhu tertentu. Sebagai aturan, kelarutan zat padat meningkat dengan meningkatnya suhu, sedangkan untuk zat gas berkurang.

Padatan dicirikan oleh kelarutan yang sangat berbeda. Seiring dengan zat terlarut, ada yang sedikit larut dan praktis tidak larut dalam air. Namun, tidak ada zat yang benar-benar tidak larut di alam.

Dalam larutan jenuh dari elektrolit yang sedikit larut, kesetimbangan heterogen terbentuk antara endapan dan ion-ion dalam larutan:

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

endapan larutan jenuh

Dalam larutan jenuh, laju disolusi dan proses kristalisasi adalah sama , dan konsentrasi ion di atas fase padat adalah kesetimbangan pada suhu tertentu.

Konstanta kesetimbangan dari proses heterogen ini hanya ditentukan oleh produk aktivitas ion-ion dalam larutan dan tidak bergantung pada aktivitas komponen padat. Dia mendapat nama produk kelarutan PR .

(4.1.13)

Dengan demikian, produk aktivitas ion dalam larutan jenuh dari elektrolit yang sedikit larut pada suhu tertentu adalah nilai konstan.

Jika elektrolit memiliki kelarutan yang sangat rendah, maka konsentrasi ion dalam larutannya dapat diabaikan. Dalam hal ini, interaksi interionik dapat diabaikan dan konsentrasi ion dapat dianggap sama dengan aktivitasnya. Kemudian produk kelarutan dapat dinyatakan dalam konsentrasi molar kesetimbangan ion elektrolit:

. (4.1.14)

Produk kelarutan, seperti konstanta kesetimbangan lainnya, bergantung pada sifat elektrolit dan suhu, tetapi tidak bergantung pada konsentrasi ion dalam larutan.

Dengan peningkatan konsentrasi salah satu ion dalam larutan jenuh dari elektrolit yang sedikit larut, misalnya, sebagai akibat dari pengenalan elektrolit lain yang mengandung ion yang sama, produk konsentrasi ion menjadi lebih besar dari nilai produk kelarutan. Dalam hal ini, kesetimbangan antara fase padat dan larutan bergeser ke arah pembentukan endapan. Endapan akan terbentuk sampai kesetimbangan baru tercapai, di mana kondisi (4.1.14) kembali terpenuhi, tetapi pada rasio konsentrasi ion yang berbeda. Dengan peningkatan konsentrasi salah satu ion dalam larutan jenuh di atas fase padat, konsentrasi ion lainnya berkurang sehingga produk kelarutan tetap konstan dalam kondisi tidak berubah.

Jadi, syarat terjadinya presipitasi adalah:

. (4.1.15)

Jika konsentrasi salah satu ionnya berkurang dalam larutan jenuh dari elektrolit yang sedikit larut, maka: DLL produk dari konsentrasi ion menjadi lebih besar. Kesetimbangan akan bergeser ke arah pelarutan endapan. Pembubaran akan berlanjut sampai kondisi (4.1.14) terpenuhi lagi.

reaksi sebanding dengan produk konsentrasi zat awal dalam pangkat yang sama dengan koefisien stoikiometrinya.

O \u003d K-s [A] t. c [B] p, di mana c [A] dan c [B] adalah konsentrasi molar zat A dan B, K adalah koefisien proporsionalitas, yang disebut konstanta laju reaksi.

Efek suhu

Ketergantungan laju reaksi pada suhu ditentukan oleh aturan van't Hoff, yang menurutnya, dengan peningkatan suhu untuk setiap 10 ° C, laju sebagian besar reaksi meningkat 2-4 kali. Secara matematis, ketergantungan ini dinyatakan dengan hubungan:

di mana dan i)t, i>t adalah laju reaksi masing-masing pada suhu awal (t:) dan akhir (t2), dan y adalah koefisien suhu laju reaksi, yang menunjukkan berapa kali laju reaksi meningkat dengan kenaikan suhu reaktan sebesar 10 °C.

Contoh 1. Tulislah ekspresi ketergantungan laju reaksi kimia pada konsentrasi reaktan untuk proses:

a) H2 4-J2 -» 2HJ (dalam fase gas);

b) Ba2+ 4-SO2-= BaSO4 (dalam larutan);

c) CaO 4 - CO2 -» CaCO3 (dengan partisipasi padatan

zat).

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

Contoh 2. Bagaimana laju reaksi 2A + B2 ^ ± 2AB, yang berlangsung langsung antara molekul-molekul dalam wadah tertutup, berubah jika tekanannya dinaikkan 4 kali?

Menurut hukum aksi molekul, laju reaksi kimia berbanding lurus dengan produk konsentrasi molar reaktan: v = K-c[A]m.c[B]n. Dengan meningkatkan tekanan dalam bejana, dengan demikian kita meningkatkan konsentrasi reaktan.

Misalkan konsentrasi awal A dan B adalah c[A] = a, c[B] = b. Maka = Ka2b. Karena peningkatan tekanan sebesar 4 kali, konsentrasi masing-masing reagen juga meningkat 4 kali dan baja c[A] = 4a, c[B] = 4b.

Pada konsentrasi ini:

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

Nilai K adalah sama dalam kedua kasus. Konstanta laju untuk reaksi yang diberikan adalah nilai konstan, secara numerik sama dengan laju reaksi pada konsentrasi molar reaktan sama dengan 1. Dengan membandingkan v dan vl9, kita melihat bahwa laju reaksi meningkat 64 kali.

Contoh 3. Berapa kali laju reaksi kimia akan meningkat ketika suhu naik dari 0 ° C menjadi 50 ° C, dengan asumsi koefisien suhu laju sama dengan tiga?

Laju reaksi kimia tergantung pada suhu di mana ia terjadi. Dengan peningkatan suhu sebesar 10 ° C, laju reaksi akan meningkat 2-4 kali lipat. Dalam kasus penurunan suhu, itu berkurang dengan jumlah yang sama. Angka yang menunjukkan berapa kali laju reaksi meningkat dengan peningkatan suhu sebesar 10 ° C disebut koefisien suhu reaksi.

Dalam bentuk matematika, ketergantungan perubahan laju reaksi pada suhu dinyatakan oleh persamaan:

Suhu meningkat sebesar 50 °C, dan y=3. Substitusikan nilai-nilai ini

^5o°c = ^o°c "3u = "00oC? 3=v0oC? 243 . Kecepatannya meningkat 243 kali lipat.

Contoh 4. Reaksi pada suhu 50°C membutuhkan waktu 3 menit 20 s. Koefisien suhu dari laju reaksi adalah 3. Berapa lama waktu yang dibutuhkan untuk reaksi ini berakhir pada 30 dan 100 °C?

Dengan kenaikan suhu dari 50 menjadi 100 ° C, laju reaksi meningkat sesuai dengan aturan van't Hoffe dalam beberapa kali berikut:

H _ 10 "O 10 - Q3

Y yu \u003d 3 yu \u003d s * \u003d 243 kali.

Jika pada 50 °C reaksi berakhir dalam 200 s (3 menit 20 detik), maka pada 100 °C akan berakhir dalam 200/

243 = 0,82 s. Pada 30 ° C, laju reaksi menurun

dijahit 3 10 = Z2 = 9 kali dan reaksi akan berakhir dalam 200 * 9 = 1800 s, mis. setelah 30 menit.

Contoh 5. Konsentrasi awal nitrogen dan hidrogen berturut-turut adalah 2 dan 3 * mol/l. Berapa konsentrasi zat-zat ini pada saat 0,5 mol/l nitrogen bereaksi?

Mari kita tulis persamaan reaksinya:

N2 + 3H2 2NH3, koefisien menunjukkan bahwa nitrogen bereaksi dengan hidrogen dalam rasio molar 1:3. Berdasarkan ini, kami membuat rasio:

1 mol nitrogen bereaksi dengan 3 mol hidrogen.

0,5 mol nitrogen bereaksi dengan x mol hidrogen.

Dimana - = - ; x \u003d - - \u003d 1,5 mol.

1,5 mol/l (2 - 0,5) nitrogen dan 1,5 mol/l (3 - 1,5) hidrogen tidak bereaksi.

Contoh 6. Berapa kali laju reaksi kimia akan meningkat ketika satu molekul zat A dan dua molekul zat B bertabrakan:

A (2) + 2B - "C (2) + D (2), dengan peningkatan konsentrasi zat B sebanyak 3 kali?

Mari kita tulis ekspresi ketergantungan laju reaksi ini pada konsentrasi zat:

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

dimana K adalah konstanta laju.

Mari kita ambil konsentrasi awal zat c(A) = a mol/l, c(B) = b mol/l. Pada konsentrasi ini, laju reaksi adalah u1 = Kab2. Dengan peningkatan konsentrasi zat B dengan faktor 3, c(B) = 3b mol/l. Laju reaksi akan sama dengan v2 = Ka(3b)2 = 9Kab2.

Peningkatan kecepatan v2: ur = 9Kab2: Kab2 = 9.

Contoh 7. Oksida nitrat dan klor berinteraksi menurut persamaan reaksi: 2NO + C12 2NOC1.

Berapa kali Anda perlu meningkatkan tekanan masing-masing keluar?

Laju reaksi kimia- perubahan jumlah salah satu zat yang bereaksi per satuan waktu dalam satuan ruang reaksi.

Faktor-faktor berikut mempengaruhi laju reaksi kimia:

• sifat reaktan;
• konsentrasi reaktan;
• permukaan kontak reaktan (dalam reaksi heterogen);
• suhu;
• aksi katalis.

Teori tumbukan aktif memungkinkan menjelaskan pengaruh beberapa faktor pada laju reaksi kimia. Ketentuan utama dari teori ini:

• Reaksi terjadi ketika partikel reaktan yang memiliki energi tertentu bertabrakan.
• Semakin banyak partikel reagen, semakin dekat mereka satu sama lain, semakin besar kemungkinan mereka untuk bertabrakan dan bereaksi.
• Hanya tumbukan efektif yang menghasilkan reaksi, mis. mereka di mana "ikatan lama" dihancurkan atau dilemahkan dan oleh karena itu ikatan "baru" dapat terbentuk. Untuk melakukan ini, partikel harus memiliki energi yang cukup.
• Kelebihan energi minimum yang diperlukan untuk tumbukan efisien partikel reaktan disebut energi aktivasi Ea.
• Aktivitas bahan kimia dimanifestasikan dalam energi aktivasi yang rendah dari reaksi yang melibatkan mereka. Semakin rendah energi aktivasi, semakin tinggi laju reaksi. Misalnya, dalam reaksi antara kation dan anion, energi aktivasinya sangat rendah, sehingga reaksi semacam itu berlangsung hampir seketika.

Pengaruh konsentrasi reaktan terhadap laju reaksi

Semakin besar konsentrasi reaktan maka laju reaksi semakin meningkat. Untuk masuk ke dalam reaksi, dua partikel kimia harus mendekati satu sama lain, sehingga laju reaksi tergantung pada jumlah tumbukan di antara mereka. Peningkatan jumlah partikel dalam volume tertentu menyebabkan lebih seringnya tumbukan dan peningkatan laju reaksi.

Peningkatan tekanan atau penurunan volume yang ditempati oleh campuran akan menyebabkan peningkatan laju reaksi yang terjadi dalam fase gas.

Berdasarkan data eksperimental pada tahun 1867, ilmuwan Norwegia K. Guldberg dan P Vaage, dan terlepas dari mereka pada tahun 1865, ilmuwan Rusia N.I. Beketov merumuskan hukum dasar kinetika kimia, yang menetapkan ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi zat yang bereaksi -

Hukum aksi massa (LMA):

Laju reaksi kimia sebanding dengan produk dari konsentrasi reaktan, diambil dengan pangkat yang sama dengan koefisiennya dalam persamaan reaksi. ("massa bertindak" adalah sinonim untuk konsep modern "konsentrasi")

aA +bB =cC +DD, di mana k adalah konstanta laju reaksi

ZDM dilakukan hanya untuk reaksi kimia dasar yang terjadi dalam satu tahap. Jika reaksi berlangsung secara berurutan melalui beberapa tahap, maka laju total seluruh proses ditentukan oleh bagian yang paling lambat.

Ekspresi untuk laju berbagai jenis reaksi

ZDM mengacu pada reaksi homogen. Jika reaksinya heterogen (reagen berada dalam keadaan agregasi yang berbeda), maka hanya reagen cair atau gas saja yang masuk ke persamaan MDM, dan reagen padat dikecualikan, hanya mempengaruhi konstanta laju k.

Molekularitas reaksi adalah jumlah minimum molekul yang terlibat dalam proses kimia dasar. Berdasarkan molekularitas, reaksi kimia dasar dibagi menjadi molekuler (A →) dan bimolekuler (A + B →); reaksi trimolekuler sangat jarang terjadi.

Laju reaksi heterogen

• Tergantung pada luas permukaan kontak zat, yaitu pada tingkat penggilingan zat, kelengkapan pencampuran reagen.
• Contohnya adalah pembakaran kayu. Seluruh batang kayu terbakar relatif lambat di udara. Jika Anda meningkatkan permukaan kontak kayu dengan udara, membelah kayu menjadi serpihan, laju pembakaran akan meningkat.
• Besi piroforik dituangkan ke selembar kertas saring. Selama musim gugur, partikel besi menjadi panas dan membakar kertas.

Pengaruh suhu terhadap laju reaksi

Pada abad ke-19, ilmuwan Belanda Van't Hoff secara eksperimental menemukan bahwa ketika suhu naik 10 ° C, laju banyak reaksi meningkat 2-4 kali lipat.

Aturan Van't Hoff

Untuk setiap kenaikan suhu 10 C, laju reaksi meningkat dengan faktor 2-4.

Di sini (huruf Yunani "gamma") - yang disebut koefisien suhu atau koefisien van't Hoff, mengambil nilai dari 2 hingga 4.

Untuk setiap reaksi spesifik, koefisien suhu ditentukan secara empiris. Ini menunjukkan dengan tepat berapa kali laju reaksi kimia tertentu (dan konstanta lajunya) meningkat dengan setiap kenaikan suhu 10 derajat.

Aturan van't Hoff digunakan untuk memperkirakan perubahan konstanta laju reaksi dengan kenaikan atau penurunan suhu. Hubungan yang lebih akurat antara konstanta laju dan suhu ditetapkan oleh ahli kimia Swedia Svante Arrhenius:

Bagaimana lagi E reaksi spesifik, lebih kecil(pada suhu tertentu) akan menjadi konstanta laju k (dan laju) reaksi ini. Peningkatan T menyebabkan peningkatan konstanta laju; ini dijelaskan oleh fakta bahwa peningkatan suhu menyebabkan peningkatan cepat dalam jumlah molekul "energik" yang mampu mengatasi penghalang aktivasi E a .

Pengaruh katalis pada laju reaksi

Dimungkinkan untuk mengubah laju reaksi dengan menggunakan zat khusus yang mengubah mekanisme reaksi dan mengarahkannya ke jalur yang secara energetik lebih menguntungkan dengan energi aktivasi yang lebih rendah.

Katalis- Ini adalah zat yang berpartisipasi dalam reaksi kimia dan meningkatkan kecepatannya, tetapi pada akhir reaksi tetap tidak berubah secara kualitatif dan kuantitatif.

Inhibitor- Zat yang memperlambat reaksi kimia.

Perubahan laju reaksi kimia atau arahnya dengan bantuan katalis disebut katalisis .