Tarefa 127.
Como a taxa de uma reação que ocorre na fase gasosa mudará com um aumento na temperatura de 60 ° C, se o coeficiente de temperatura da taxa dessa reação for 2?
Solução:

Conseqüentemente, a velocidade da reação com um aumento de temperatura de 600°C é 64 vezes maior que a velocidade inicial da reação.

Tarefa 121.
A oxidação do enxofre e seu dióxido procede de acordo com as equações:
a) S (c) + O 2 \u003d SO 2 (g); b) 2SO 2 (d) + O 2 = 2SO 3 (d).
Como a velocidade dessas reações mudará se os volumes de cada um dos sistemas forem quadruplicados?
Solução:
a) S (c) + O 2 \u003d SO 2 (g)
Vamos denotar as concentrações de reagentes gasosos: = uma, = b. De acordo com lei da ação de massa, as velocidades das reações direta e inversa antes da mudança de volume são respectivamente iguais:

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

Depois de reduzir o volume de um sistema heterogêneo por um fator de quatro, a concentração de substâncias gasosas aumentará por um fator de quatro: 4a, = 4b. Em novas concentrações, as velocidades das reações direta e inversa serão iguais

Consequentemente, após a redução do volume no sistema, as velocidades das reações direta e inversa aumentaram quatro vezes. O equilíbrio do sistema não se deslocou.

b) 2SO 2 (g) + O 2 = 2SO 3 (g)
Vamos denotar as concentrações de substâncias reagentes: = uma, = b, = Com. De acordo com a lei da ação das massas, as velocidades das reações direta e inversa antes de uma mudança de volume são respectivamente iguais a:

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

Após reduzir o volume de um sistema homogêneo por um fator de quatro, a concentração de reagentes aumentará por um fator de quatro: = 4 uma, = 4b, = 4 segundos Em novas concentrações, as velocidades das reações direta e inversa serão iguais:

Consequentemente, após a redução do volume no sistema, a velocidade da reação direta aumentou 64 vezes e o inverso - 16. O equilíbrio do sistema se deslocou para a direita, na direção de reduzir a formação de substâncias gasosas.

Constantes de equilíbrio de um sistema homogêneo

Tarefa 122.
Escreva uma expressão para a constante de equilíbrio de um sistema homogêneo:
N 2 + ZN 2 \u003d 2NH 3. Como a velocidade da reação direta de formação de amônia mudará se a concentração de hidrogênio for triplicada?
Solução:
Equação de reação:

N 2 + ZN 2 \u003d 2NH 3

A expressão para a constante de equilíbrio desta reação é:

Vamos denotar as concentrações de reagentes gasosos: = uma, = b. De acordo com a lei da ação das massas, a velocidade das reações diretas antes de aumentar a concentração de hidrogênio é: Vpr = kab 3 . Depois de aumentar a concentração de hidrogênio por um fator de três, as concentrações das substâncias iniciais serão iguais a: = uma, = 3b. Em novas concentrações, a velocidade das reações diretas será igual a:

Consequentemente, após aumentar a concentração de hidrogênio por um fator de três, a velocidade da reação aumentou por um fator de 27. O equilíbrio, de acordo com o princípio de Le Chatelier, deslocou-se na direção da diminuição da concentração de hidrogênio, ou seja, para a direita.

C missão 123.
A reação prossegue de acordo com a equação N 2 + O 2 = 2NO. As concentrações dos materiais de partida antes do início da reação eram = 0,049 mol/l, = 0,01 mol/l. Calcule a concentração dessas substâncias quando = 0,005 mol/l. Resposta: 0,0465 mol/l; = 0,0075 mol/l.
Solução:
A equação da reação é:

Segue da equação da reação que a formação de 2 mol de NO consome 1 mol de N 2 e O 2, ou seja, a formação de NO requer duas vezes menos N 2 e O 2. Com base no exposto, pode-se supor que a formação de 0,005 mol de NO requer 0,0025 mol de N 2 e O 2 cada. Então as concentrações finais das substâncias de partida serão iguais a:

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

Responda: final = 0,0465 mol/l; final = 0,0075 mol/l.

Tarefa 124.
A reação prossegue de acordo com a equação N 2 + ZN 2 \u003d 2NH 3. As concentrações das substâncias nele envolvidas (mol/l): = 0,80; = 1,5; = 0,10. Calcule a concentração de hidrogênio e amônia = 0,5 mol/l. Resposta: \u003d 0,70 mol / l; [H 2) \u003d \u003d 0,60 mol / l.
Solução:
A equação da reação é:

N2 + 3H2 = 2NH3

Segue da equação que de 1 mol de N 2 2 mol de NH 3 são formados e 3 mol de H 2 são consumidos. Assim, com a participação de certa quantidade de nitrogênio na reação, forma-se duas vezes mais amônia e reagirá três vezes mais hidrogênio. Vamos calcular a quantidade de nitrogênio que reagiu: 0,80 - 0,50 = 0,30 mol. Calcule a quantidade de amônia que foi formada: 0,3 . 2 = 0,6 mol. Calcule a quantidade de hidrogênio reagido: 0,3. 3 \u003d 0,9 mol. Agora calculamos as concentrações finais dos reagentes:

final = 0,10 + 0,60 = 0,70 mol;
[H 2 ] final. \u003d 1,5 - 0,90 \u003d 0,60 mol;
final \u003d 0,80 - 0,50 \u003d 0,30 mol.

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

Velocidade, coeficiente de temperatura da taxa de reação

Tarefa 125.
A reação prossegue de acordo com a equação H 2 + I 2 \u003d 2HI. A constante de velocidade dessa reação a uma certa temperatura é 0,16. Concentrações iniciais de reagentes (mol / l): [H 2] \u003d 0,04:
= 0,05. Calcule a velocidade inicial da reação e sua velocidade em = 0,03 mol/l. Resposta: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4
Solução:
A equação da reação é:

H 2 + I 2 \u003d 2HI

Nas concentrações iniciais dos reagentes, de acordo com a lei da ação das massas, a velocidade da reação será igual à designação das concentrações das substâncias iniciais: [Н 2 ] = uma, = b.

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

Calculamos a quantidade de hidrogênio que entrou na reação, se sua concentração mudou e se tornou 0,03 mol / l, obtemos: 0,04 - 0,03 \u003d 0,01 mol. Segue-se da equação da reação que o hidrogênio e o iodo reagem entre si em uma proporção de 1: 1, o que significa que 0,01 mol de iodo também entrou na reação. Portanto, a concentração final de iodo é: 0,05 -0,01 \u003d 0,04 mol. Em novas concentrações, a velocidade da reação direta será:

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

Tarefa 126.
Calcule quantas vezes a taxa da reação que ocorre na fase gasosa diminuirá se a temperatura for reduzida de 120 para 80 ° C. Coeficiente de temperatura da taxa de reação З.
Solução:
A dependência da velocidade de uma reação química com a temperatura é determinada pela regra empírica de Van't Hoff de acordo com a fórmula:

Portanto, a taxa de reação ; a 800 C 0 a taxa de reação a 1200 C 0 é 81 vezes menor.

Exemplo 1

Quantas vezes a velocidade da reação aumentará?

a) C + 2 H 2 \u003d CH 4

b) 2 NO + Cl 2 = 2 NOCl

quando a pressão no sistema é triplicada?

Solução:

Um aumento de três vezes na pressão do sistema é equivalente a um aumento de três vezes na concentração de cada um dos componentes gasosos.

De acordo com a lei da ação das massas, escrevemos as equações cinéticas para cada reação.

a) O carbono é uma fase sólida e o hidrogênio é uma fase gasosa. A velocidade de uma reação heterogênea não depende da concentração da fase sólida, portanto não é incluída na equação cinética. A velocidade da primeira reação é descrita pela equação

Seja a concentração inicial de hidrogênio igual a X, então v 1 \u003d kx 2. Depois de aumentar a pressão três vezes, a concentração de hidrogênio tornou-se 3 X, e a taxa de reação v 2 \u003d k (3x) 2 \u003d 9kx 2. Em seguida, encontramos a razão de velocidades:

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

Assim, a taxa de reação aumentará em 9 vezes.

b) A equação cinética da segunda reação, que é homogênea, será escrita como . Deixe a concentração inicial NÃOé igual a X, e a concentração inicial Cl 2é igual a no, então v1 = kx2y; v 2 = k(3x) 2 3y = 27kx 2 y;

v2:v1 = 27.

A taxa de reação aumentará em 27 vezes.

Exemplo 2

A reação entre as substâncias A e B ocorre de acordo com a equação 2A + B = C. A concentração da substância A é 6 mol/le a substância B é 5 mol/l. A constante de velocidade da reação é 0,5 (l 2 ∙mol -2 ∙s -1). Calcule a velocidade da reação química no momento inicial e no momento em que 45% da substância B permanece na mistura de reação.

Solução:

Com base na lei da ação das massas, a velocidade de uma reação química no momento inicial é:

= 0,5∙6 2∙5 = 90,0 mol∙s -1 ∙l -1

Após algum tempo, 45% da substância B permanecerá na mistura de reação, ou seja, a concentração da substância B se tornará igual a 5. 0,45 = 2,25 mol/l. Isso significa que a concentração da substância B diminuiu 5,0 - 2,25 \u003d 2,75 mol / l.

Como as substâncias A e B interagem entre si na proporção de 2:1, a concentração da substância A diminuiu 5,5 mol/l (2,75∙2=5,5) e tornou-se igual a 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.

Resposta: 0,28 mol∙s -1 ∙l -1

Exemplo 3

Coeficiente de temperatura da taxa de reação g igual a 2,8. Em quantos graus a temperatura aumentou se o tempo de reação foi reduzido em 124 vezes?

Solução:

De acordo com a regra de van't Hoff v 1 = v 2 ×. Tempo de reação té uma quantidade que é inversamente proporcional à velocidade, então v 2 / v 1 = t 1 / t 2 = 124.

t 1 / t 2 \u003d = 124

Vamos pegar o logaritmo da última expressão:

lg( )= registro 124;

TD/ 10×lg=lg 124;

TD= 10×lg124 / lg2.8 » 47 0 .

A temperatura foi aumentada em 47 0 .

Exemplo 4

Com um aumento na temperatura de 10 0 C para 40 0 ​​​​C, a taxa de reação aumentou 8 vezes. Qual é a energia de ativação para a reação?

Solução:

A razão das velocidades de reação em diferentes temperaturas é igual à razão das constantes de velocidade nas mesmas temperaturas e é igual a 8. De acordo com a equação de Arrhenius

k 2 / k 1 = A× / UMA = 8

Como o fator pré-exponencial e a energia de ativação são praticamente independentes da temperatura, então

Exemplo 5

A uma temperatura de 973 Para constante de equilíbrio de reação

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

Solução:

Assumimos que a concentração inicial de vapor de água era zero. A expressão para a constante de equilíbrio desta reação heterogênea tem a seguinte forma: .

Seja, no momento do equilíbrio, a concentração de vapor d'água igual a x mol/l. Então, de acordo com a estequiometria da reação, a concentração de hidrogênio diminuiu em x mol/l e ficou igual (3 - x) mol/l.

Vamos substituir as concentrações de equilíbrio na expressão para a constante de equilíbrio e encontrar X:

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

Então, a concentração de equilíbrio de vapor de água é 0,73 mol/l, a concentração de equilíbrio de hidrogênio é 3 - 0,73 = 2,27 mol/l.

Exemplo 6

Como isso afeta o equilíbrio da reação 2SO 2 +O 2 ⇄2SO 3; DH = -172,38 kJ:

1) aumento da concentração SO2, 2) aumentando a pressão no sistema,
3) resfriamento do sistema, 4) introdução de um catalisador no sistema?

Solução:

De acordo com o princípio de Le Chatelier, com concentração crescente SO2 o equilíbrio se deslocará na direção do processo que leva ao gasto SO2, ou seja, na direção da reação direta de formação SO 3.

A reação vem com uma mudança no número toupeira substâncias gasosas, de modo que uma mudança na pressão levará a uma mudança no equilíbrio. Com o aumento da pressão, o equilíbrio se deslocará para um processo que contraria essa mudança, ou seja, com a diminuição do número toupeira substâncias gasosas e, consequentemente, com uma diminuição da pressão. De acordo com a equação da reação, o número toupeira matérias-primas gasosas é três, e o número toupeira produtos da reação direta é igual a dois. Portanto, com um aumento na pressão, o equilíbrio se deslocará para a reação direta de formação SO 3.

Porque DH< 0, então a reação direta prossegue com a liberação de calor (reação exotérmica). A reação inversa prosseguirá com a absorção de calor (reação endotérmica). De acordo com o princípio de Le Chatelier, o resfriamento causará uma mudança no equilíbrio na direção da reação que acompanha a liberação de calor, ou seja, na direção da reação direta.

A introdução de um catalisador no sistema não causa uma mudança no equilíbrio químico.

Exemplo 7

A 10 0 C, a reação termina em 95 s e a 20 0 C em 60 s. Calcule a energia de ativação dessa reação.

Solução:

O tempo de reação é inversamente proporcional à sua velocidade. Então .

A relação entre a constante de velocidade de reação e a energia de ativação é determinada pela equação de Arrhenius:

= 1,58.

ln1,58 = ;

Resposta: 31,49 kJ/mol.

Exemplo 8

Na síntese de amônia N 2 + 3H 2 2NH 3, o equilíbrio foi estabelecido nas seguintes concentrações de reagentes (mol/l):

Calcule a constante de equilíbrio dessa reação e as concentrações iniciais de nitrogênio e hidrogênio.

Solução:

Determinamos a constante de equilíbrio K C desta reação:

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

As concentrações iniciais de nitrogênio e hidrogênio são encontradas com base na equação da reação. A formação de 2 mol de NH 3 consome 1 mol de nitrogênio, e a formação de 3,6 mol de amônia exigiu 3,6 / 2 = 1,8 mol de nitrogênio. Dada a concentração de equilíbrio de nitrogênio, encontramos sua concentração inicial:

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

É necessário gastar 3 mol de hidrogênio para a formação de 2 mol de NH 3 e, para obter 3,6 mol de amônia, são necessários 3 ∙ 3,6: 2 \u003d 5,4 mol.

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

Assim, a reação começou nas concentrações (mol/l): C(N 2) = 4,3 mol/l; C (H 2) \u003d 7,2 mol / l

Lista de tarefas do tópico 3

1. A reação prossegue de acordo com o esquema 2A + 3B \u003d C. A concentração de A diminuiu 0,1 mol/L. Como as concentrações das substâncias B e C mudaram neste caso?

2. As concentrações iniciais de substâncias envolvidas na reação CO + H 2 O \u003d CO 2 + H 2 foram iguais (mol / l, da esquerda para a direita): 0,3; 0,4; 0,4; 0,05. Quais são as concentrações de todas as substâncias no momento em que ½ da concentração inicial de CO reagiu?

3. Quantas vezes a taxa de reação 2A + B mudará C, se a concentração da substância A for aumentada em 2 vezes e a concentração da substância B for reduzida em 3?

4. Algum tempo após o início da reação 3A + B As concentrações das substâncias 2C + D foram (mol/l, da esquerda para a direita): 0,03; 0,01; 0,008. Quais são as concentrações iniciais das substâncias A e B?

5. No sistema CO + Cl 2 A concentração de COCl 2 CO foi aumentada de 0,03 para 0,12 mol/l, e de cloro de 0,02 para 0,06 mol/l. De quanto a velocidade da reação direta aumentou?

6. Quantas vezes a concentração da substância B deve ser aumentada no sistema 2A + B A 2 B, de modo que quando a concentração da substância A diminui 4 vezes, a velocidade da reação direta não muda?

7. Quantas vezes a concentração de monóxido de carbono (II) no sistema 2CO deve ser aumentada CO 2 + C para aumentar a velocidade da reação em 100 vezes? Como a taxa de reação mudará quando a pressão for aumentada em 5 vezes?

8. Quanto tempo levará para completar a reação em 18 0 С, se em 90 0 С ela é completada em 20 segundos, e o coeficiente de temperatura da taxa de reação γ = 3,2?

9. A 10 0 C, a reação termina em 95 s e a 20 0 C em 60 s. Calcule a energia de ativação.

10. Quantas vezes a velocidade da reação aumentará com o aumento da temperatura de 30 0 para 50 0 C, se a energia de ativação for 125,5 kJ/mol?

11. Qual é o valor da energia de ativação de uma reação cuja velocidade a 300 K é 10 vezes maior do que a 280 K?

12. Qual é a energia de ativação da reação se, à medida que a temperatura aumenta de 290 para 300 K, sua velocidade dobra?

13. A energia de ativação de uma certa reação é 100 kJ/mol. Quantas vezes a velocidade da reação mudará com o aumento da temperatura de 27 para 37 0 C?

14. As concentrações iniciais de substâncias envolvidas na reação N 2 +3H 2 \u003d 2NH 3 são (mol / l, da esquerda para a direita): 0,2; 0,3; 0. Quais são as concentrações de nitrogênio e hidrogênio no momento em que a concentração de amônia se torna igual a 0,1 mol/l.

15. Quantas vezes a taxa de reação 2A + B mudará C, se a concentração da substância A for aumentada em 3 vezes e a concentração da substância B for reduzida em 2 vezes?

16. Concentrações iniciais das substâncias A e B na reação A + 2B C foram 0,03 e 0,05 mol/l, respectivamente. A constante de velocidade da reação é 0,4. Encontre a velocidade inicial da reação e a velocidade após algum tempo, quando a concentração da substância A diminui em 0,01 mol/l.

17. Como a taxa de reação de 2NO + O 2 mudará 2NO 2 se: a) aumentar a pressão no sistema em 3 vezes; b) reduzir o volume do sistema em 3 vezes?

18. Quantas vezes a velocidade de uma reação que ocorre a 298 K aumentará se sua energia de ativação for reduzida em 4 kJ/mol?

19. A que temperatura a reação será completada em 45 minutos, se a 293 K demorar 3 horas? Coeficiente de temperatura de reação 3.2.

20. A energia de ativação da reação NO 2 = NO + 1/2O 2 é 103,5 kJ/mol. A constante de velocidade desta reação a 298 K é 2,03∙10 4 s -1 . Calcule a constante de velocidade dessa reação a 288 K.

21. A reação CO + Cl 2 COCl 2 ocorre em um volume de 10 litros. A composição da mistura de equilíbrio: 14 g CO; 35,6 g Cl 2 e 49,5 g COCl 2 . Calcule a constante de equilíbrio da reação.

22. Encontre a constante de equilíbrio da reação N 2 O 4 2NO 2 se a concentração inicial de N 2 O 4 for 0,08 mol/le quando o equilíbrio for atingido, 50% de N 2 O 4 se dissociou.

23. A constante de equilíbrio da reação A + B C + D é igual a um. Concentração inicial [A] o \u003d 0,02 mol / l. Quantos por cento de A são convertidos se as concentrações iniciais de B, C e D são 0,02; 0,01 e 0,02 mol/l, respectivamente?

24. Para a reação H 2 + Br 2 2HBr a uma certa temperatura K=1. Determine a composição da mistura de equilíbrio se a mistura inicial consistir em 3 mol de H 2 e 2 mol de bromo.

25. Após misturar os gases A e B no sistema A + B C + D, o equilíbrio é estabelecido nas seguintes concentrações (mol/l): [B] = 0,05; [C] = 0,02. A constante de equilíbrio da reação é 4∙10 3 . Encontre as concentrações iniciais de A e B.

26. A constante de equilíbrio da reação A + B C + D é igual a um. Concentração inicial [A]=0,02 mol/l. Quantos por cento de A são convertidos se as concentrações iniciais [B] são 0,02; 0,1 e 0,2 mol/l?

27. No momento inicial da reação de síntese de amônia, as concentrações eram (mol/l): = 1,5; = 2,5; \u003d 0. Qual é a concentração de nitrogênio e hidrogênio em uma concentração de amônia de 0,15 mol / l?

28. O equilíbrio no sistema H 2 +I 2 2HI foi estabelecido nas seguintes concentrações (mol/l): =0,025; =0,005; =0,09. Determine as concentrações iniciais de iodo e hidrogênio se não houve reação HI no momento inicial.

29. Quando uma mistura de dióxido de carbono e hidrogênio é aquecida em um recipiente fechado, um equilíbrio de CO 2 + H 2 CO + H 2 O é estabelecido. A constante de equilíbrio a uma certa temperatura é 1. Quantos por cento de CO 2 transformar em CO se você misturar 2 mol de CO 2 e 1 mol de H 2 na mesma temperatura.

30. A constante de equilíbrio da reação FeO + CO Fe + CO 2 a uma certa temperatura é 0,5. Encontre as concentrações de equilíbrio de CO e CO 2 se as concentrações iniciais dessas substâncias fossem 0,05 e 0,01 mol/l, respectivamente.

Soluções

Explicações teóricas

A concentração de uma solução é o conteúdo relativo de um soluto em uma solução. Existem duas maneiras de expressar a concentração de soluções - fracionária e concentração.

método de compartilhamento

Fração de massa de uma substância ω - um valor adimensional ou expresso em porcentagem, calculado pela fórmula

%, (4.1.1)

Onde m(in-va)- a massa da substância, G;

m(r-ra)- a massa da solução, G.

Fração molar χ

%, (4.1.2)

Onde ν(in-va)- quantidade de substância toupeira;

v 1+v 2+ ... - a soma das quantidades de todas as substâncias na solução, incluindo o solvente, toupeira.

Fração de volume φ - o valor é adimensional ou expresso em porcentagem, calculado pela fórmula

%, (4.1.3)

Onde V(in-va)- o volume da substância, eu;

V (misturas)- o volume da mistura, eu.

método de concentração

Concentração molar CM , mol/l, calculado pela fórmula

, (4.1.4)

Onde ν(in-va)- quantidade de substância toupeira;

V(r-ra)- o volume da solução, eu.

A abreviatura 0,1 M significa solução 0,1 molar (concentração 0,1 mol/l).

Concentração normal C N , mol/l, calculado pela fórmula

ou , (4.1.5)

Onde ν(eq)- a quantidade de substância equivalente, toupeira;

V(r-ra)- o volume da solução, eu;

Zé o número equivalente.

Designação abreviada 0.1n. significa 0,1 solução normal (concentração 0,1 mol eq./l).

Concentração molar C b , mol/kg, calculado pela fórmula

(4.1.6)

Onde ν(in-va)- quantidade de substância toupeira;

m (r-la)é a massa do solvente, kg.

Título T , g/ml, calculado pela fórmula

(4.1.7)

Onde m(in-va)- a massa da substância, G;

V(r-ra)- o volume da solução, ml.

Consideremos as propriedades das soluções diluídas, que dependem do número de partículas do soluto e da quantidade de solvente, mas praticamente não dependem da natureza das partículas dissolvidas (propriedades coligativas ) .

Essas propriedades incluem: uma diminuição na pressão de vapor saturado do solvente sobre a solução, um aumento no ponto de ebulição, uma diminuição no ponto de congelamento da solução em comparação com um solvente puro, osmose.

Osmose- é a difusão unidirecional de substâncias de soluções através de uma membrana semipermeável que separa a solução e um solvente puro ou duas soluções de diferentes concentrações.

Em um sistema solvente-solução, as moléculas do solvente podem se mover através da partição em ambas as direções. Mas o número de moléculas de solvente que passam para a solução por unidade de tempo é maior do que o número de moléculas que se movem da solução para o solvente. Como resultado, o solvente entra em uma solução mais concentrada através de uma membrana semipermeável, diluindo-a.

A pressão que deve ser aplicada a uma solução mais concentrada para interromper o fluxo de solvente para ela é chamada de pressão osmótica .

Soluções com a mesma pressão osmótica são chamadas de isotônico .

A pressão osmótica é calculada usando a fórmula de Van't Hoff

Onde ν - quantidade de substância toupeira;

R- constante de gás igual a 8,314 J/(mol K);

Té a temperatura absoluta, Para;

V- o volume da solução, m 3;

A PARTIR DE- concentração molar, mol/l.

Pela lei de Raoult, a diminuição relativa da pressão de vapor saturado sobre a solução é igual à fração molar da substância não volátil dissolvida:

(4.1.9)

Um aumento no ponto de ebulição e uma diminuição no ponto de congelamento de soluções em comparação com um solvente puro, como consequência da lei de Raoult, são diretamente proporcionais à concentração molar do soluto:

(4.1.10)

onde é a mudança de temperatura;

concentração molar, mol/kg;

Para- coeficiente de proporcionalidade, no caso de aumento do ponto de ebulição, é chamado de constante ebulioscópica, e para diminuir o ponto de congelamento, é chamado de constante crioscópica.

Essas constantes, que são numericamente diferentes para o mesmo solvente, caracterizam um aumento no ponto de ebulição e uma diminuição no ponto de congelamento de uma solução um molar, ou seja, ao dissolver 1 mol de eletrólito não volátil em 1 kg de solvente. Portanto, eles são frequentemente referidos como o aumento molar no ponto de ebulição e a diminuição no ponto de congelamento de uma solução.

As constantes crioscópicas e ebulioscópicas não dependem da natureza do soluto, mas dependem da natureza do solvente e são caracterizadas pela dimensão .

Tabela 4.1.1 - Constantes K K crioscópica e K E ebulioscópica para alguns solventes

Crioscopia e ebulioscopia- métodos para determinar certas características de substâncias, por exemplo, os pesos moleculares de substâncias dissolvidas. Esses métodos permitem determinar o peso molecular de substâncias que não se dissociam na dissolução, diminuindo o ponto de congelamento e aumentando o ponto de ebulição de soluções de concentração conhecida:

(4.1.11)

onde é a massa do soluto em gramas;

Massa do solvente em gramas;

Massa molar do soluto em g/mol;

1000 é o fator de conversão de gramas de solvente para quilogramas.

Então a massa molar do não eletrólito é determinada pela fórmula

(4.1.12)

Solubilidade S mostra quantos gramas de uma substância podem ser dissolvidos em 100 g de água a uma dada temperatura. Como regra, a solubilidade de substâncias sólidas aumenta com o aumento da temperatura, enquanto para substâncias gasosas diminui.

Os sólidos são caracterizados por uma solubilidade muito diferente. Juntamente com as substâncias solúveis, existem ligeiramente solúveis e praticamente insolúveis em água. No entanto, não existem substâncias absolutamente insolúveis na natureza.

Em uma solução saturada de um eletrólito pouco solúvel, um equilíbrio heterogêneo é estabelecido entre o precipitado e os íons na solução:

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

sedimento solução saturada

Em uma solução saturada, as taxas de dissolução e cristalização são as mesmas , e as concentrações de íons acima da fase sólida estão em equilíbrio a uma dada temperatura.

A constante de equilíbrio desse processo heterogêneo é determinada apenas pelo produto das atividades dos íons na solução e não depende da atividade do componente sólido. Ela tem o nome produto de solubilidade PR .

(4.1.13)

Assim, o produto das atividades iônicas em uma solução saturada de um eletrólito pouco solúvel a uma dada temperatura é um valor constante.

Se o eletrólito tem uma solubilidade muito baixa, então a concentração de íons em sua solução é desprezível. Neste caso, a interação interiônica pode ser desprezada e as concentrações de íons podem ser consideradas iguais às suas atividades. Então o produto de solubilidade pode ser expresso em termos das concentrações molares de equilíbrio de íons eletrólitos:

. (4.1.14)

O produto de solubilidade, como qualquer constante de equilíbrio, depende da natureza do eletrólito e da temperatura, mas não depende da concentração de íons na solução.

Com um aumento na concentração de um dos íons em uma solução saturada de um eletrólito pouco solúvel, por exemplo, como resultado da introdução de outro eletrólito contendo o mesmo íon, o produto das concentrações de íons torna-se maior que o valor de o produto de solubilidade. Neste caso, o equilíbrio entre a fase sólida e a solução é deslocado para a formação de um precipitado. Um precipitado se formará até que um novo equilíbrio seja estabelecido, no qual a condição (4.1.14) é novamente satisfeita, mas em diferentes proporções de concentrações de íons. Com o aumento da concentração de um dos íons em uma solução saturada acima da fase sólida, a concentração do outro íon diminui, de modo que o produto de solubilidade permanece constante sob condições inalteradas.

Assim, a condição para a precipitação é:

. (4.1.15)

Se a concentração de qualquer um de seus íons for reduzida em uma solução saturada de um eletrólito pouco solúvel, então ETC o produto das concentrações de íons torna-se maior. O equilíbrio se deslocará para a dissolução do precipitado. A dissolução continuará até que a condição (4.1.14) seja satisfeita novamente.

reação é proporcional ao produto das concentrações das substâncias de partida em potências iguais aos seus coeficientes estequiométricos.

O \u003d K-s [A] t. c [B] p, onde c [A] ec [B] são as concentrações molares das substâncias A e B, K é o coeficiente de proporcionalidade, chamado constante de velocidade de reação.

Efeito da temperatura

A dependência da taxa de reação com a temperatura é determinada pela regra de van't Hoff, segundo a qual, com um aumento da temperatura a cada 10 ° C, a taxa da maioria das reações aumenta de 2 a 4 vezes. Matematicamente, essa dependência é expressa pela relação:

onde e i)t, i>t são as taxas de reação nas temperaturas inicial (t:) e final (t2), respectivamente, e y é o coeficiente de temperatura da taxa de reação, que mostra quantas vezes a taxa de reação aumenta com um aumento na temperatura dos reagentes em 10°C.

Exemplo 1. Escreva uma expressão para a dependência da velocidade de uma reação química da concentração de reagentes para processos:

a) H2 4-J2 -» 2HJ (na fase gasosa);

b) Ba2+ 4-SO2-= BaSO4 (em solução);

c) CaO 4 - CO2 -» CaCO3 (com a participação de sólidos

substâncias).

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

Exemplo 2. Como a velocidade da reação 2A + B2 ^ ± 2AB, ocorrendo diretamente entre as moléculas em um recipiente fechado, mudará se a pressão for aumentada em 4 vezes?

De acordo com a lei de ação das moléculas, a velocidade de uma reação química é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes: v = K-c[A]m.c[B]n. Ao aumentar a pressão no recipiente, aumentamos assim a concentração dos reagentes.

Sejam as concentrações iniciais de A e B c[A] = a, c[B] = b. Então = Ka2b. Devido ao aumento da pressão em 4 vezes, a concentração de cada um dos reagentes também aumentou em 4 vezes e aço c[A] = 4a, c[B] = 4b.

Nessas concentrações:

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

O valor de K é o mesmo em ambos os casos. A constante de velocidade para uma dada reação é um valor constante, numericamente igual à velocidade da reação em concentrações molares de reagentes iguais a 1. Comparando v e vl9, vemos que a velocidade da reação aumentou 64 vezes.

Exemplo 3. Quantas vezes a velocidade de uma reação química aumentará quando a temperatura subir de 0 ° C para 50 ° C, assumindo o coeficiente de temperatura da velocidade igual a três?

A velocidade de uma reação química depende da temperatura na qual ela ocorre. Com um aumento de temperatura em 10 ° C, a taxa de reação aumentará em 2-4 vezes. No caso de uma diminuição da temperatura, ela diminui na mesma quantidade. O número que mostra quantas vezes a taxa de reação aumenta com um aumento na temperatura de 10 ° C é chamado de coeficiente de temperatura da reação.

Em forma matemática, a dependência da mudança na taxa de reação com a temperatura é expressa pela equação:

A temperatura aumenta em 50 °C, e y=3. Substituir esses valores

^5o°c = ^o°c "3u = "00oC? 3=v0oC? 243. A velocidade aumenta em 243 vezes.

Exemplo 4. A reação a uma temperatura de 50 ° C leva 3 min 20 s. O coeficiente de temperatura da taxa de reação é 3. Quanto tempo levará para esta reação terminar a 30 e 100 °C?

Com um aumento na temperatura de 50 a 100 ° C, a taxa de reação aumenta de acordo com a regra de van't Hoffe no seguinte número de vezes:

H _ 10 "O 10 - Q3

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

Se a 50°C a reação termina em 200 s (3 min 20 s), então a 100°C ela terminará em 200/

243 = 0,82 s. A 30 ° C, a velocidade da reação diminui

é costurado 3 10 = Z2 = 9 vezes e a reação terminará em 200 * 9 = 1800 s, ou seja. após 30 min.

Exemplo 5. As concentrações iniciais de nitrogênio e hidrogênio, respectivamente, são 2 e 3 * mol/l. Quais serão as concentrações dessas substâncias no momento em que 0,5 mol/l de nitrogênio reagiram?

Vamos escrever a equação da reação:

N2 + 3H2 2NH3, os coeficientes mostram que o nitrogênio reage com o hidrogênio na proporção molar de 1:3. Com base nisso, fazemos a proporção:

1 mol de nitrogênio reage com 3 mols de hidrogênio.

0,5 mol de nitrogênio reage com x mol de hidrogênio.

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

1,5 mol/l (2 - 0,5) de nitrogênio e 1,5 mol/l (3 - 1,5) de hidrogênio não reagiram.

Exemplo 6. Quantas vezes a velocidade de uma reação química aumentará quando uma molécula da substância A e duas moléculas da substância B colidirem:

A (2) + 2B - "C (2) + D (2), com um aumento na concentração da substância B em 3 vezes?

Vamos escrever a expressão para a dependência da velocidade dessa reação da concentração de substâncias:

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

onde K é a constante de velocidade.

Tomemos as concentrações iniciais das substâncias c(A) = a mol/l, c(B) = b mol/l. Nessas concentrações, a taxa de reação é u1 = Kab2. Com um aumento na concentração da substância B por um fator de 3, c(B) = 3b mol/l. A taxa de reação será igual a v2 = Ka(3b)2 = 9Kab2.

Aumento de velocidade v2: ur = 9Kab2: Kab2 = 9.

Exemplo 7. O óxido nítrico e o cloro interagem de acordo com a equação da reação: 2NO + C12 2NOC1.

Quantas vezes você precisa aumentar a pressão de cada um dos

A velocidade de uma reação química- mudança na quantidade de uma das substâncias reagentes por unidade de tempo em uma unidade de espaço de reação.

Os seguintes fatores influenciam a velocidade de uma reação química:

• a natureza dos reagentes;
• concentração de reagentes;
• superfície de contato dos reagentes (em reações heterogêneas);
• temperatura;
• a ação dos catalisadores.

Teoria das colisões ativas permite explicar a influência de alguns fatores na velocidade de uma reação química. As principais disposições desta teoria:

• As reações ocorrem quando partículas de reagentes que têm uma certa energia colidem.
• Quanto mais partículas reagentes, mais próximas elas estão umas das outras, maior a probabilidade de colidirem e reagirem.
• Apenas colisões efetivas levam à reação, ou seja, aqueles em que "antigos laços" são destruídos ou enfraquecidos e, portanto, "novos" podem se formar. Para fazer isso, as partículas devem ter energia suficiente.
• O excesso de energia mínimo necessário para a colisão eficiente de partículas reagentes é chamado de energia de ativação Ea.
• A atividade dos produtos químicos se manifesta na baixa energia de ativação das reações que os envolvem. Quanto menor a energia de ativação, maior a taxa de reação. Por exemplo, em reações entre cátions e ânions, a energia de ativação é muito baixa, então tais reações ocorrem quase instantaneamente.

Influência da concentração de reagentes na velocidade da reação

À medida que a concentração dos reagentes aumenta, a velocidade da reação aumenta. Para entrar em uma reação, duas partículas químicas devem se aproximar, de modo que a velocidade da reação depende do número de colisões entre elas. Um aumento no número de partículas em um determinado volume leva a colisões mais frequentes e a um aumento na velocidade da reação.

Um aumento na pressão ou uma diminuição no volume ocupado pela mistura aumentará a velocidade da reação que ocorre na fase gasosa.

Com base em dados experimentais em 1867, os cientistas noruegueses K. Guldberg e P Vaage, e independentemente deles em 1865, o cientista russo N.I. Beketov formulou a lei básica da cinética química, que estabelece dependência da velocidade da reação nas concentrações das substâncias reagentes -

Lei da ação de massa (LMA):

A velocidade de uma reação química é proporcional ao produto das concentrações dos reagentes, tomadas em potências iguais aos seus coeficientes na equação da reação. (“massa atuante” é sinônimo do conceito moderno de “concentração”)

aA +bB =cc +dd, Onde ké a constante de velocidade da reação

ZDM é realizado apenas para reações químicas elementares que ocorrem em um estágio. Se a reação prossegue sequencialmente através de vários estágios, então a taxa total de todo o processo é determinada pela sua parte mais lenta.

Expressões para taxas de vários tipos de reações

ZDM refere-se a reações homogêneas. Se a reação for heterogênea (os reagentes estão em diferentes estados de agregação), então apenas reagentes líquidos ou gasosos entram na equação MDM, e os sólidos são excluídos, afetando apenas a constante de velocidade k.

Molecularidade da reaçãoé o número mínimo de moléculas envolvidas em um processo químico elementar. Pela molecularidade, as reações químicas elementares são divididas em moleculares (A →) e bimoleculares (A + B →); reações trimoleculares são extremamente raras.

Taxa de reações heterogêneas

• Depende de área de superfície de contato de substâncias, ou seja no grau de moagem de substâncias, a integridade da mistura de reagentes.
• Um exemplo é a queima de madeira. Uma tora inteira queima de forma relativamente lenta no ar. Se você aumentar a superfície de contato da árvore com o ar, dividindo a tora em lascas, a taxa de queima aumentará.
• O ferro pirofórico é derramado em uma folha de papel de filtro. Durante a queda, as partículas de ferro aquecem e incendeiam o papel.

Efeito da temperatura na velocidade da reação

No século 19, o cientista holandês Van't Hoff descobriu experimentalmente que quando a temperatura aumenta em 10 ° C, as taxas de muitas reações aumentam de 2 a 4 vezes.

Regra de Van't Hoff

Para cada aumento de 10 ◦ C na temperatura, a taxa de reação aumenta por um fator de 2–4.

Aqui γ (letra grega "gama") - o chamado coeficiente de temperatura ou coeficiente de van't Hoff, assume valores de 2 a 4.

Para cada reação específica, o coeficiente de temperatura é determinado empiricamente. Ele mostra exatamente quantas vezes a velocidade de uma determinada reação química (e sua constante de velocidade) aumenta a cada 10 graus de aumento na temperatura.

A regra de van't Hoff é usada para aproximar a mudança na constante de velocidade de uma reação com um aumento ou diminuição da temperatura. Uma relação mais precisa entre a constante de taxa e a temperatura foi estabelecida pelo químico sueco Svante Arrhenius:

Quão mais E uma reação específica, o menos(a uma dada temperatura) será a constante de velocidade k (e a velocidade) desta reação. Um aumento em T leva a um aumento na constante de velocidade, isso é explicado pelo fato de que um aumento na temperatura leva a um rápido aumento no número de moléculas "energéticas" capazes de superar a barreira de ativação E a .

Influência de um catalisador na velocidade da reação

É possível alterar a taxa de reação usando substâncias especiais que alteram o mecanismo de reação e o direcionam para um caminho energeticamente mais favorável com uma energia de ativação menor.

Catalisadores- São substâncias que participam de uma reação química e aumentam sua velocidade, mas ao final da reação permanecem inalteradas qualitativa e quantitativamente.

Inibidores- Substâncias que retardam as reações químicas.

Alterar a velocidade de uma reação química ou sua direção com a ajuda de um catalisador é chamado de catálise .