Sarcina 127.
Cum se va schimba viteza unei reacții care are loc în faza gazoasă odată cu creșterea temperaturii cu 60 ° C, dacă coeficientul de temperatură al vitezei acestei reacții este 2?
Decizie:

În consecință, viteza de reacție cu o creștere a temperaturii cu 600 C0 este de 64 de ori mai mare decât viteza de reacție inițială.

Sarcina 121.
Oxidarea sulfului și a dioxidului său are loc conform ecuațiilor:
a) S (c) + O 2 \u003d SO 2 (g); b) 2SO 2 (d) + O 2 = 2SO 3 (d).
Cum se va schimba viteza acestor reacții dacă volumele fiecăruia dintre sisteme sunt de patru ori?
Decizie:
a) S (c) + O 2 \u003d SO 2 (g)
Să notăm concentrațiile de reactanți gazoși: = A, = b. Conform legea acțiunii în masă, ratele reacțiilor directe și inverse înainte de modificarea volumului sunt, respectiv, egale:

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

După reducerea volumului unui sistem eterogen cu un factor de patru, concentrația de substanțe gazoase va crește cu un factor de patru: 4a, = 4b. La noi concentrații, vitezele reacțiilor directe și inverse vor fi egale

În consecință, după reducerea volumului în sistem, ratele reacțiilor directe și inverse au crescut de patru ori. Echilibrul sistemului nu s-a schimbat.

b) 2SO 2 (g) + O 2 = 2SO 3 (g)
Să notăm concentraţiile substanţelor care reacţionează: = A, = b, = cu. Conform legii acțiunii în masă, vitezele reacțiilor directe și inverse înainte de modificarea volumului sunt, respectiv, egale cu:

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

După reducerea volumului unui sistem omogen cu un factor de patru, concentrația de reactanți va crește cu un factor de patru: = 4 A, = 4b, = 4 s La noi concentrații, ratele reacțiilor directe și inverse vor fi egale:

În consecință, după reducerea volumului în sistem, viteza reacției directe a crescut de 64 de ori, iar invers - de 16. Echilibrul sistemului s-a deplasat spre dreapta, în direcția reducerii formării de substanțe gazoase.

Constantele de echilibru ale unui sistem omogen

Sarcina 122.
Scrieți o expresie pentru constanta de echilibru a unui sistem omogen:
N 2 + ZN 2 \u003d 2NH 3. Cum se va schimba viteza reacției directe de formare a amoniacului dacă concentrația de hidrogen este triplată?
Decizie:
Ecuația reacției:

N 2 + ZN 2 \u003d 2NH 3

Expresia constantei de echilibru a acestei reacții este:

Să notăm concentrațiile de reactanți gazoși: = A, = b. Conform legii acțiunii masei, viteza reacțiilor directe înainte de creșterea concentrației de hidrogen este: V pr = kab 3 . După mărirea concentraţiei de hidrogen cu un factor de trei, concentraţiile substanţelor iniţiale vor fi egale cu: = A, = 3b. La noi concentrații, viteza reacțiilor directe va fi egală cu:

În consecință, după creșterea concentrației de hidrogen cu un factor de trei, viteza de reacție a crescut cu un factor de 27. Echilibrul, conform principiului lui Le Chatelier, s-a deplasat în direcția scăderii concentrației de hidrogen, adică spre dreapta.

Z sarcina 123.
Reacția se desfășoară conform ecuației N 2 + O 2 = 2NO. Concentrațiile materiilor prime înainte de începerea reacției au fost = 0,049 mol/l, = 0,01 mol/l. Calculați concentrația acestor substanțe când = 0,005 mol/l. Raspuns: 0,0465 mol/l; = 0,0075 mol/l.
Decizie:
Ecuația reacției este:

Din ecuația reacției rezultă că formarea a 2 moli de NO consumă 1 mol de N 2 și O 2, adică, formarea de NO necesită de două ori mai puțin N 2 și O 2. Pe baza celor de mai sus, se poate presupune că formarea a 0,005 moli de NO necesită 0,0025 moli de N2 şi O2 fiecare. Atunci concentrațiile finale ale substanțelor inițiale vor fi egale cu:

Sfârşit = 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.

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

Sarcina 124.
Reacția se desfășoară conform ecuației N 2 + ZN 2 \u003d 2NH 3. Concentraţiile substanţelor implicate în acesta (mol/l): = 0,80; = 1,5; = 0,10. Calculați concentrația de hidrogen și amoniac = 0,5 mol/l. Răspuns: \u003d 0,70 mol / l; [H 2) \u003d \u003d 0,60 mol / l.
Decizie:
Ecuația reacției este:

N2 + 3H2 = 2NH3

Din ecuaţie rezultă că din 1 mol de N2 se formează 2 mol de NH3 şi se consumă 3 moli de H2. Astfel, cu participarea unei anumite cantități de azot în reacție, se formează de două ori mai mult amoniac și de trei ori mai mult hidrogen va reacționa. Să calculăm cantitatea de azot care a reacţionat: 0,80 - 0,50 = 0,30 mol. Calculați cantitatea de amoniac care s-a format: 0,3 . 2 = 0,6 mol. Calculați cantitatea de hidrogen reacționat: 0,3. 3 \u003d 0,9 mol. Acum calculăm concentrațiile finale ale reactanților:

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

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

Viteza, coeficientul de temperatură al vitezei de reacție

Sarcina 125.
Reacția se desfășoară conform ecuației H 2 + I 2 \u003d 2HI. Constanta de viteză a acestei reacții la o anumită temperatură este 0,16. Concentrațiile inițiale ale reactanților (mol / l): [H 2] \u003d 0,04:
= 0,05. Calculați viteza inițială a reacției și viteza acesteia la = 0,03 mol/l. Răspuns: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4
Decizie:
Ecuația reacției este:

H 2 + I 2 \u003d 2HI

La concentrațiile inițiale ale reactanților, conform legii acțiunii masei, viteza de reacție va fi egală cu desemnarea concentrațiilor substanțelor inițiale: [Н 2 ] = A, = b.

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

Calculăm cantitatea de hidrogen care a intrat în reacție, dacă concentrația sa s-a schimbat și a devenit 0,03 mol / l, obținem: 0,04 - 0,03 \u003d 0,01 mol. Din ecuația reacției rezultă că hidrogenul și iodul reacționează unul cu celălalt într-un raport de 1: 1, ceea ce înseamnă că în reacție au intrat și 0,01 mol de iod. Prin urmare, concentrația finală de iod este: 0,05 -0,01 \u003d 0,04 mol. La noi concentrații, viteza reacției directe va fi:

Răspuns: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4 .

Sarcina 126.
Calculați de câte ori viteza reacției care se desfășoară în faza gazoasă va scădea dacă temperatura scade de la 120 la 80 ° C. Coeficientul de temperatură al vitezei de reacție З.
Decizie:
Dependența vitezei unei reacții chimice de temperatură este determinată de regula empirică Van't Hoff conform formulei:

Prin urmare, viteza de reacție; la 800 C 0 viteza de reacţie la 1200 C 0 este de 81 de ori mai mică.

Exemplul 1

De câte ori va crește viteza de reacție?

A) C + 2 H 2 \u003d CH 4

b) 2 NO + CI2 = 2 NOCl

când presiunea din sistem este triplată?

Decizie:

O creștere de trei ori a presiunii sistemului este echivalentă cu o creștere de trei ori a concentrației fiecăruia dintre componentele gazoase.

În conformitate cu legea acțiunii masei, notăm ecuațiile cinetice pentru fiecare reacție.

a) Carbonul este o fază solidă, iar hidrogenul este o fază gazoasă. Viteza unei reacții eterogene nu depinde de concentrația fazei solide, deci nu este inclusă în ecuația cinetică. Viteza primei reacții este descrisă de ecuație

Fie concentrația inițială de hidrogen egală cu X, apoi v 1 \u003d kx 2. După creșterea presiunii de trei ori, concentrația de hidrogen a devenit 3 X, și viteza de reacție v 2 \u003d k (3x) 2 \u003d 9kx 2.În continuare, găsim raportul vitezelor:

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

Deci, viteza de reacție va crește de 9 ori.

b) Ecuația cinetică a celei de-a doua reacții, care este omogenă, se va scrie ca . Lăsați concentrația inițială NU este egal cu X, și concentrația inițială CI 2 este egal cu la, apoi v 1 = kx 2 y; v 2 = k(3x) 2 3y = 27kx 2 y;

v2:v1 = 27.

Viteza de reacție va crește de 27 de ori.

Exemplul 2

Reacția dintre substanțele A și B se desfășoară conform ecuației 2A + B = C. Concentrația substanței A este de 6 mol/l, iar substanța B este de 5 mol/l. Constanta vitezei de reacție este 0,5 (l 2 ∙mol -2 ∙s -1). Calculați viteza reacției chimice în momentul inițial și în momentul în care 45% din substanța B rămâne în amestecul de reacție.

Decizie:

Pe baza legii acțiunii masei, viteza unei reacții chimice în momentul inițial este:

= 0,5∙6 2∙5 = 90,0 mol∙s -1 ∙l -1

După ceva timp, 45% din substanța B va rămâne în amestecul de reacție, adică concentrația substanței B va deveni egală cu 5. 0,45= 2,25 mol/l. Aceasta înseamnă că concentrația substanței B a scăzut cu 5,0 - 2,25 \u003d 2,75 mol / l.

Deoarece substanțele A și B interacționează între ele într-un raport de 2:1, concentrația substanței A a scăzut cu 5,5 mol/l (2,75∙2=5,5) și a devenit egală cu 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.

Răspuns: 0,28 mol∙s -1 ∙l -1

Exemplul 3

Coeficientul de temperatură al vitezei de reacție g este egal cu 2,8. Cu câte grade a crescut temperatura dacă timpul de reacție a fost redus de 124 de ori?

Decizie:

Conform regulii Van't Hoff v 1 = v 2 ×. Timp de reactie t este o mărime care este invers proporțională cu viteza, atunci v 2 / v 1 = t 1 / t 2 = 124.

t 1 / t 2 \u003d = 124

Să luăm logaritmul ultimei expresii:

lg( )= jurnal 124;

DT/ 10×lgg=lg 124;

DT= 10×lg124 / lg2.8 » 47 0 .

Temperatura a fost crescută cu 47 0 .

Exemplul 4

Cu o creștere a temperaturii de la 10 0 C la 40 0 ​​C, viteza de reacție a crescut de 8 ori. Care este energia de activare pentru reacție?

Decizie:

Raportul vitezelor de reacție la diferite temperaturi este egal cu raportul constantelor vitezei la aceleași temperaturi și este egal cu 8. În conformitate cu ecuația Arrhenius

k 2 / k 1 = A× / A = 8

Întrucât factorul pre-exponențial și energia de activare sunt practic independente de temperatură, atunci

Exemplul 5

La o temperatură de 973 La constanta de echilibru a reactiei

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

Decizie:

Presupunem că concentrația inițială de vapori de apă a fost zero. Expresia constantei de echilibru a acestei reacții eterogene are următoarea formă: .

Fie ca, în momentul echilibrului, concentrația vaporilor de apă să devină egală cu x mol/l. Apoi, în conformitate cu stoichiometria reacției, concentrația de hidrogen a scăzut cu x mol/lși a devenit egal (3 - x) mol/l.

Să substituim concentrațiile de echilibru în expresia constantei de echilibru și să găsim X:

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

Deci, concentrația de echilibru a vaporilor de apă este 0,73 mol/l, concentrația de echilibru a hidrogenului este 3 - 0,73 = 2,27 mol/l.

Exemplul 6

Cum afectează echilibrul reacției 2SO 2 +O 2 ⇄2SO 3; DH= -172,38 kJ:

1) creșterea concentrației SO2, 2) creșterea presiunii în sistem,
3) răcirea sistemului, 4) introducerea unui catalizator în sistem?

Decizie:

În conformitate cu principiul lui Le Chatelier, cu concentrare crescândă SO2 echilibrul se va deplasa în direcția procesului care duce la cheltuieli SO2, adică în direcția reacției directe de formare SO 3.

Reacția vine cu o schimbare a numărului cârtiță substanțe gazoase, deci o modificare a presiunii va duce la o schimbare a echilibrului. Odată cu creșterea presiunii, echilibrul se va deplasa către un proces care contracarează această schimbare, adică mergând cu o scădere a numărului. cârtiță substanțe gazoase și, în consecință, cu scăderea presiunii. Conform ecuației reacției, numărul cârtiță materii prime gazoase este trei, iar numărul cârtiță produșii reacției directe este egal cu doi. Prin urmare, cu o creștere a presiunii, echilibrul se va deplasa către reacția directă de formare SO 3.

La fel de DH< 0, apoi reacția directă are loc cu eliberarea de căldură (reacție exotermă). Reacția inversă va continua cu absorbția de căldură (reacție endotermă). În conformitate cu principiul lui Le Chatelier, răcirea va determina o schimbare a echilibrului în direcția reacției care merge cu eliberarea de căldură, adică în direcția reacției directe.

Introducerea unui catalizator în sistem nu provoacă o schimbare a echilibrului chimic.

Exemplul 7

La 10 0 C, reacția se termină în 95 s, iar la 20 0 C în 60 s. Calculați energia de activare pentru această reacție.

Decizie:

Timpul de reacție este invers proporțional cu viteza sa. Apoi .

Relația dintre constanta vitezei de reacție și energia de activare este determinată de ecuația lui Arrhenius:

= 1,58.

ln1.58 = ;

Răspuns: 31,49 kJ/mol.

Exemplul 8

În sinteza amoniacului N 2 + 3H 2 2NH 3, echilibrul a fost stabilit la următoarele concentrații de reactanți (mol/l):

Calculați constanta de echilibru a acestei reacții și concentrațiile inițiale de azot și hidrogen.

Decizie:

Determinăm constanta de echilibru K C a acestei reacții:

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

Concentrațiile inițiale de azot și hidrogen se găsesc pe baza ecuației reacției. Formarea a 2 moli de NH 3 consumă 1 mol de azot, iar formarea a 3,6 moli de amoniac necesită 3,6 / 2 = 1,8 moli de azot. Având în vedere concentrația de echilibru a azotului, găsim concentrația sa inițială:

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

Este necesar să cheltuiți 3 moli de hidrogen pentru a forma 2 moli de NH 3 și pentru a obține 3,6 moli de amoniac, este necesar 3 ∙ 3,6: 2 \u003d 5,4 moli.

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

Astfel, reacția a început la concentrații (mol/l): C(N 2) = 4,3 mol/l; C (H 2) \u003d 7,2 mol / l

Lista sarcinilor subiectului 3

1. Reacția se desfășoară conform schemei 2A + 3B \u003d C. Concentrația de A a scăzut cu 0,1 mol/l. Cum s-au schimbat concentrațiile substanțelor B și C în acest caz?

2. Concentrațiile inițiale ale substanțelor implicate în reacția CO + H 2 O \u003d CO 2 + H 2 au fost egale (mol / l, de la stânga la dreapta): 0,3; 0,4; 0,4; 0,05. Care sunt concentrațiile tuturor substanțelor în momentul în care a reacționat jumătate din concentrația inițială de CO?

3. De câte ori se va modifica viteza de reacție 2A + B C, dacă concentrația substanței A crește de 2 ori, iar concentrația substanței B se reduce de 3?

4. La ceva timp după începerea reacției 3A + B Concentrațiile 2C + D ale substanțelor au fost (mol/l, de la stânga la dreapta): 0,03; 0,01; 0,008. Care sunt concentrațiile inițiale ale substanțelor A și B?

5. În sistemul CO + Cl 2 Concentrația COCl2CO a fost crescută de la 0,03 la 0,12 mol/l, iar clorul de la 0,02 la 0,06 mol/l. Cu cât a crescut rata reacției directe?

6. De câte ori trebuie crescută concentrația substanței B în sistemul 2A + B A 2 B, astfel încât atunci când concentrația substanței A scade de 4 ori, viteza reacției directe nu se modifică?

7. De câte ori trebuie crescută concentrația de monoxid de carbon (II) în sistemul 2CO CO 2 + C pentru a crește viteza de reacție de 100 de ori? Cum se va schimba viteza de reacție atunci când presiunea crește de 5 ori?

8. Cât timp va dura să se finalizeze reacția la 18 0 С, dacă la 90 0 С se finalizează în 20 de secunde, iar coeficientul de temperatură al vitezei de reacție γ = 3,2?

9. La 10 0 C, reacția se termină în 95 s, iar la 20 0 C în 60 s. Calculați energia de activare.

10. De câte ori va crește viteza de reacție cu creșterea temperaturii de la 30 0 la 50 0 C, dacă energia de activare este de 125,5 kJ/mol?

11. Care este valoarea energiei de activare a unei reacții a cărei viteză la 300 K este de 10 ori mai mare decât la 280 K?

12. Care este energia de activare a reacției dacă, pe măsură ce temperatura crește de la 290 la 300 K, viteza acesteia se dublează?

13. Energia de activare a unei anumite reacții este de 100 kJ/mol. De câte ori se va schimba viteza de reacție cu creșterea temperaturii de la 27 la 37 0 C?

14. Concentrațiile inițiale ale substanțelor implicate în reacția N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 sunt (mol / l, de la stânga la dreapta): 0,2; 0,3; 0. Care sunt concentraţiile de azot şi hidrogen în momentul în care concentraţia de amoniac devine egală cu 0,1 mol/l.

15. De câte ori se va modifica viteza de reacție 2A + B C, dacă concentrația substanței A crește de 3 ori, iar concentrația substanței B se reduce de 2 ori?

16. Concentrațiile inițiale ale substanțelor A și B în reacția A + 2B C au fost 0,03 și, respectiv, 0,05 mol/l. Constanta vitezei de reacție este 0,4. Aflați viteza inițială a reacției și viteza după un timp, când concentrația substanței A scade cu 0,01 mol/l.

17. Cum se va schimba viteza de reacție a 2NO + O 2 2NO 2 dacă: a) crește presiunea în sistem de 3 ori; b) reduceți volumul sistemului de 3 ori?

18. De câte ori va crește viteza unei reacții care are loc la 298 K dacă energia de activare a acesteia este redusă cu 4 kJ/mol?

19. La ce temperatură se va finaliza reacția în 45 de minute, dacă la 293 K durează 3 ore? Coeficientul de temperatură de reacție 3.2.

20. Energia de activare a reacţiei NO 2 = NO + 1/2O 2 este de 103,5 kJ/mol. Constanta de viteză a acestei reacții la 298K este 2,03∙10 4 s -1 . Calculați constanta de viteză a acestei reacții la 288 K.

21. Reacţia CO + Cl 2 COCl 2 se desfăşoară într-un volum de 10 litri. Compoziția amestecului de echilibru: 14 g CO; 35,6 g CI2 şi 49,5 g COCl2. Calculați constanta de echilibru a reacției.

22. Aflați constanta de echilibru a reacției N 2 O 4 2NO 2 dacă concentrația inițială de N 2 O 4 este de 0,08 mol/l, iar până la atingerea echilibrului, 50% N 2 O 4 s-a disociat.

23. Constanta de echilibru a reacției A + B C + D este egală cu unu. Concentrația inițială [A] o \u003d 0,02 mol / l. Câte procente din A este convertită dacă concentrațiile inițiale ale B, C și D sunt 0,02; 0,01 şi respectiv 0,02 mol/l?

24. Pentru reacţia H 2 + Br 2 2HBr la o anumită temperatură K=1. Determinați compoziția amestecului de echilibru dacă amestecul inițial a constat din 3 mol H 2 și 2 moli brom.

25. După amestecarea gazelor A și B în sistemul A + B C + D se stabilește echilibrul la următoarele concentrații (mol / l): [B] = 0,05; [C] = 0,02. Constanta de echilibru a reacției este 4∙10 3 . Aflați concentrațiile inițiale ale lui A și B.

26. Constanta de echilibru a reacției A + B C + D este egală cu unu. Concentrația inițială [A]=0,02 mol/l. Câte procente din A sunt convertite dacă concentrațiile inițiale [B] sunt 0,02; 0,1 şi 0,2 mol/l?

27. La momentul iniţial al reacţiei de sinteză a amoniacului, concentraţiile au fost (mol/l): = 1,5; = 2,5; \u003d 0. Care este concentrația de azot și hidrogen la o concentrație de amoniac de 0,15 mol / l?

28. Echilibrul în sistemul H 2 +I 2 2HI a fost stabilit la următoarele concentraţii (mol/l): =0,025; =0,005; =0,09. Determinați concentrațiile inițiale de iod și hidrogen dacă nu a existat o reacție HI la momentul inițial.

29. Când un amestec de dioxid de carbon și hidrogen este încălzit într-un vas închis, se stabilește un echilibru de CO 2 + H 2 CO + H 2 O. Constanta de echilibru la o anumită temperatură este 1. Câte procente de CO 2 vor se transformă în CO dacă amesteci 2 mol de CO 2 și 1 mol H 2 la aceeași temperatură.

30. Constanta de echilibru a reacției FeO + CO Fe + CO 2 la o anumită temperatură este 0,5. Aflați concentrațiile de echilibru ale CO și CO 2 dacă concentrațiile inițiale ale acestor substanțe au fost 0,05 și, respectiv, 0,01 mol/l.

Soluții

Explicații teoretice

Concentrația unei soluții este conținutul relativ al unei soluții într-o soluție. Există două moduri de a exprima concentrația soluțiilor - fracționată și concentrație.

metoda share

Fracția de masă a unei substanțe ω - o valoare adimensională sau exprimată în procente, calculată prin formula

%, (4.1.1)

Unde m(in-va)- masa substanței, G;

m(r-ra)- masa soluției, G.

Fracția molară χ

%, (4.1.2)

Unde ν(in-va)- cantitate de substanță cârtiță;

v 1+v 2+ ... - suma cantităților tuturor substanțelor din soluție, inclusiv solventul, cârtiță.

Fracție de volum φ - valoarea este adimensională sau exprimată în procente, calculată prin formula

%, (4.1.3)

Unde V(in-va)- volumul substanței, l;

V (amestecuri)- volumul amestecului, l.

metoda de concentrare

Concentrația molară CM , mol/l, calculat prin formula

, (4.1.4)

Unde ν(in-va)- cantitate de substanță cârtiță;

V(r-ra)- volumul soluției, l.

Abrevierea 0,1 M înseamnă soluție 0,1 molară (concentrație 0,1 mol/l).

Concentrație normală C N , mol/l, calculat prin formula

sau , (4.1.5)

Unde ν(echivalent)- cantitatea de echivalent substanță, cârtiță;

V(r-ra)- volumul soluției, l;

Z este numărul echivalent.

Denumirea prescurtată 0.1n. înseamnă 0,1 soluție normală (concentrație 0,1 mol eq./l).

Concentrația molară C b , mol/kg, calculat prin formula

(4.1.6)

Unde ν(in-va)- cantitate de substanță cârtiță;

m (r-la) este masa solventului, kg.

Titrul T , g/ml, calculat prin formula

(4.1.7)

Unde m(in-va)- masa substanței, G;

V(r-ra)- volumul soluției, ml.

Să luăm în considerare proprietățile soluțiilor diluate, care depind de numărul de particule de dizolvat și de cantitatea de solvent, dar practic nu depind de natura particulelor dizolvate (proprietăți coligative ) .

Aceste proprietăți includ: o scădere a presiunii de vapori saturați a solventului peste soluție, o creștere a punctului de fierbere, o scădere a punctului de îngheț al soluției în comparație cu un solvent pur, osmoza.

Osmoză- aceasta este difuzia unidirecțională a substanțelor din soluții printr-o membrană semipermeabilă care separă soluția și un solvent pur sau două soluții de concentrații diferite.

Într-un sistem solvent-soluție, moleculele de solvent se pot deplasa prin partiție în ambele direcții. Dar numărul de molecule de solvent care trec în soluție pe unitatea de timp este mai mare decât numărul de molecule care trec de la soluție la solvent. Ca urmare, solventul intră într-o soluție mai concentrată printr-o membrană semi-permeabilă, diluând-o.

Se numește presiunea care trebuie aplicată unei soluții mai concentrate pentru a opri curgerea solventului în ea presiune osmotica .

Se numesc soluții cu aceeași presiune osmotică izotonic .

Presiunea osmotică este calculată folosind formula Van't Hoff

Unde ν - cantitate de substanță cârtiță;

R- constanta de gaz egala cu 8,314 J/(mol K);

T este temperatura absolută, La;

V- volumul soluției, m 3;

Cu- concentratia molara, mol/l.

Conform legii lui Raoult, scăderea relativă a presiunii vaporilor saturați peste soluție este egală cu fracția molară a substanței nevolatile dizolvate:

(4.1.9)

O creștere a punctului de fierbere și o scădere a punctului de îngheț al soluțiilor în comparație cu un solvent pur, ca o consecință a legii lui Raoult, sunt direct proporționale cu concentrația molară a solutului:

(4.1.10)

unde este schimbarea temperaturii;

concentrația molară, mol/kg;

La- coeficient de proporționalitate, în cazul creșterii punctului de fierbere, se numește constantă ebulioscopică, iar pentru a scădea punctul de îngheț, se numește constantă crioscopică.

Aceste constante, care sunt diferite numeric pentru același solvent, caracterizează o creștere a punctului de fierbere și o scădere a punctului de îngheț al unei soluții de un molar, adică. la dizolvarea a 1 mol de electrolit nevolatil în 1 kg de solvent. Prin urmare, ele sunt adesea denumite creșterea molară a punctului de fierbere și scăderea punctului de îngheț al unei soluții.

Constantele crioscopice și ebulioscopice nu depind de natura solutului, ci depind de natura solventului și sunt caracterizate de dimensiune .

Tabel 4.1.1 - Constante K K crioscopice și K E ebulioscopice pentru unii solvenți

Crioscopie și ebulioscopia- metode de determinare a anumitor caracteristici ale substanțelor, de exemplu, greutățile moleculare ale substanțelor dizolvate. Aceste metode fac posibilă determinarea greutății moleculare a substanțelor care nu se disociază la dizolvare prin scăderea punctului de îngheț și prin creșterea punctului de fierbere al soluțiilor cu o concentrație cunoscută:

(4.1.11)

unde este masa substanței dizolvate în grame;

Masa solventului în grame;

Masa molară a solutului în g/mol;

1000 este factorul de conversie din grame de solvent în kilograme.

Apoi masa molară a non-electrolitului este determinată de formula

(4.1.12)

Solubilitate S arată câte grame de substanță pot fi dizolvate în 100 g de apă la o anumită temperatură. De regulă, solubilitatea substanțelor solide crește odată cu creșterea temperaturii, în timp ce pentru substanțele gazoase scade.

Solidele se caracterizează printr-o solubilitate foarte diferită. Alături de substanțele solubile, există puțin solubile și practic insolubile în apă. Cu toate acestea, nu există substanțe absolut insolubile în natură.

Într-o soluție saturată de electrolit puțin solubil, se stabilește un echilibru eterogen între precipitat și ionii din soluție:

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

sediment soluție saturată

Într-o soluție saturată, vitezele proceselor de dizolvare și cristalizare sunt aceleași , iar concentrațiile ionilor deasupra fazei solide sunt echilibrate la o temperatură dată.

Constanta de echilibru a acestui proces eterogen este determinată numai de produsul activităților ionilor din soluție și nu depinde de activitatea componentei solide. Ea a primit numele produs de solubilitate PR .

(4.1.13)

Astfel, produsul activităților ionice într-o soluție saturată a unui electrolit puțin solubil la o temperatură dată este o valoare constantă.

Dacă electrolitul are o solubilitate foarte scăzută, atunci concentrația de ioni din soluția sa este neglijabilă. În acest caz, interacțiunea interionică poate fi neglijată și concentrațiile ionilor pot fi considerate egale cu activitățile lor. Apoi produsul de solubilitate poate fi exprimat în termeni de concentrații molare de echilibru ale ionilor electroliți:

. (4.1.14)

Produsul de solubilitate, ca orice constantă de echilibru, depinde de natura electrolitului și de temperatură, dar nu depinde de concentrația ionilor din soluție.

Cu o creștere a concentrației unuia dintre ioni într-o soluție saturată a unui electrolit puțin solubil, de exemplu, ca urmare a introducerii unui alt electrolit care conține același ion, produsul concentrațiilor ionilor devine mai mare decât valoarea lui produsul de solubilitate. În acest caz, echilibrul dintre faza solidă și soluție este deplasat către formarea unui precipitat. Se va forma un precipitat până când se stabilește un nou echilibru, la care condiția (4.1.14) este din nou satisfăcută, dar la rapoarte diferite ale concentrațiilor ionilor. Odată cu creșterea concentrației unuia dintre ioni într-o soluție saturată peste faza solidă, concentrația celuilalt ion scade astfel încât produsul de solubilitate să rămână constant în condiții nemodificate.

Deci, condiția pentru precipitații este:

. (4.1.15)

Dacă concentrația oricăruia dintre ionii săi este redusă într-o soluție saturată de electrolit puțin solubil, atunci ETC produsul concentrațiilor ionilor devine mai mare. Echilibrul se va deplasa spre dizolvarea precipitatului. Dizolvarea va continua până când condiția (4.1.14) este îndeplinită din nou.

reacția este proporțională cu produsul concentrațiilor substanțelor inițiale în puteri egale cu coeficienții lor stoichiometrici.

O \u003d K-s [A] t. c [B] p, unde c [A] și c [B] sunt concentrațiile molare ale substanțelor A și B, K este coeficientul de proporționalitate, numit constantă a vitezei de reacție.

Efectul temperaturii

Dependența vitezei de reacție de temperatură este determinată de regula van't Hoff, conform căreia, cu o creștere a temperaturii la fiecare 10 ° C, viteza majorității reacțiilor crește de 2-4 ori. Matematic, această dependență este exprimată prin relația:

unde și i)t, i>t sunt vitezele de reacție la temperatura inițială (t:) și, respectiv, finală (t2), și y este coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, care arată de câte ori crește viteza de reacție cu o creștere a temperaturii reactanților cu 10 °C.

Exemplul 1. Scrieți o expresie pentru dependența vitezei unei reacții chimice de concentrația de reactanți pentru procese:

a) H2 4-J2 -» 2HJ (în fază gazoasă);

b) Ba2+ 4-SO2-= BaSO4 (în soluţie);

c) CaO 4 - CO2 -» CaCO3 (cu participarea solidului

substanțe).

Decizie. v = K-c(H2)c(J2); v = K-c(Ba2+)-c(SO2); v = Kc(C02).

Exemplul 2. Cum se va schimba viteza reacției 2A + B2 ^ ± 2AB, care se desfășoară direct între molecule dintr-un vas închis, dacă presiunea crește de 4 ori?

Conform legii de acțiune a moleculelor, viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor molare ale reactanților: v = K-c[A]m.c[B]n. Prin creșterea presiunii în vas, creștem astfel concentrația reactanților.

Fie concentrațiile inițiale ale lui A și B c[A] = a, c[B] = b. Atunci = Ka2b. Datorită creșterii presiunii de 4 ori, concentrația fiecăruia dintre reactivi a crescut și ea de 4 ori și oțelul c[A] = 4a, c[B] = 4b.

La aceste concentrații:

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

Valoarea lui K este aceeași în ambele cazuri. Constanta de viteză pentru o reacție dată este o valoare constantă, numeric egală cu viteza de reacție la concentrații molare de reactanți egale cu 1. Comparând v și vl9, vedem că viteza de reacție a crescut de 64 de ori.

Exemplul 3. De câte ori va crește viteza unei reacții chimice atunci când temperatura crește de la 0 ° C la 50 ° C, presupunând coeficientul de temperatură al vitezei egal cu trei?

Viteza unei reacții chimice depinde de temperatura la care are loc. Cu o creștere a temperaturii cu 10 ° C, viteza de reacție va crește de 2-4 ori. In cazul scaderii temperaturii, aceasta scade cu aceeasi cantitate. Numărul care arată de câte ori crește viteza de reacție cu o creștere a temperaturii cu 10 ° C se numește coeficient de temperatură al reacției.

În formă matematică, dependența modificării vitezei de reacție de temperatură este exprimată prin ecuația:

Temperatura crește cu 50 °C, iar y=3. Înlocuiți aceste valori

^5o°c = ^o°c "3u = "00oC? 3=v0oC? 243 . Viteza crește de 243 de ori.

Exemplul 4. Reacția la o temperatură de 50 ° C durează 3 min 20 s. Coeficientul de temperatură al vitezei de reacție este 3. Cât timp va dura ca această reacție să se termine la 30 și 100 °C?

Cu o creștere a temperaturii de la 50 la 100 ° C, viteza de reacție crește în conformitate cu regula van't Hoffe în următorul număr de ori:

H _ 10 "O 10 - Q3

Y yu \u003d 3 yu \u003d s * \u003d de 243 de ori.

Dacă la 50°C reacția se termină în 200 s (3 min 20 s), atunci la 100°C se va termina în 200/

243 = 0,82 s. La 30 ° C, viteza de reacție scade

se coase de 3 10 = Z2 = de 9 ori si reactia se va incheia in 200 * 9 = 1800 s, i.e. dupa 30 min.

Exemplul 5. Concentrațiile inițiale de azot și hidrogen sunt egale cu 2 și respectiv 3 * mol/l. Care vor fi concentraţiile acestor substanţe în momentul în care 0,5 mol/l de azot au reacţionat?

Să scriem ecuația reacției:

N2 + 3H2 2NH3, coeficienții arată că azotul reacționează cu hidrogenul într-un raport molar de 1:3. Pe baza acestui fapt, facem raportul:

1 mol de azot reacţionează cu 3 moli de hidrogen.

0,5 moli de azot reacţionează cu x mol de hidrogen.

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

1,5 mol/l (2 - 0,5) azot și 1,5 mol/l (3 - 1,5) hidrogen nu au reacţionat.

Exemplul 6. De câte ori va crește viteza unei reacții chimice atunci când o moleculă de substanță A și două molecule de substanță B se ciocnesc:

A (2) + 2B - „C (2) + D (2), cu o creștere a concentrației substanței B de 3 ori?

Să scriem expresia pentru dependența vitezei acestei reacții de concentrația de substanțe:

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

unde K este constanta vitezei.

Să luăm concentrațiile inițiale ale substanțelor c(A) = a mol/l, c(B) = b mol/l. La aceste concentrații, viteza de reacție este u1 = Kab2. Cu o creștere a concentrației substanței B cu un factor de 3, c(B) = 3b mol/l. Viteza de reacție va fi egală cu v2 = Ka(3b)2 = 9Kab2.

Creșterea vitezei v2: ur = 9Kab2: Kab2 = 9.

Exemplul 7. Oxidul nitric și clorul interacționează conform ecuației reacției: 2NO + C12 2NOC1.

De câte ori trebuie să creșteți presiunea fiecăruia dintre cei care ies

Viteza unei reacții chimice- modificarea cantităţii uneia dintre substanţele care reacţionează pe unitatea de timp într-o unitate de spaţiu de reacţie.

Următorii factori influențează viteza unei reacții chimice:

• natura reactanților;
• concentrația reactanților;
• suprafața de contact a reactanților (în reacții eterogene);
• temperatura;
• acţiunea catalizatorilor.

Teoria coliziunilor active permite explicarea influenţei unor factori asupra vitezei unei reacţii chimice. Principalele prevederi ale acestei teorii:

• Reacțiile apar atunci când particulele de reactanți care au o anumită energie se ciocnesc.
• Cu cât sunt mai multe particule de reactiv, cu atât sunt mai aproape una de cealaltă, cu atât este mai probabil să se ciocnească și să reacționeze.
• Numai coliziunile eficiente duc la reacție, adică. cele în care „legăturile vechi” sunt distruse sau slăbite și de aceea se pot forma „legături noi”. Pentru a face acest lucru, particulele trebuie să aibă suficientă energie.
• Se numește excesul minim de energie necesar pentru ciocnirea eficientă a particulelor reactante energia de activare Ea.
• Activitatea substanțelor chimice se manifestă prin energia scăzută de activare a reacțiilor care le implică. Cu cât energia de activare este mai mică, cu atât este mai mare viteza de reacție. De exemplu, în reacțiile dintre cationi și anioni, energia de activare este foarte scăzută, astfel încât astfel de reacții au loc aproape instantaneu.

Influența concentrației de reactanți asupra vitezei de reacție

Pe măsură ce concentrația reactanților crește, viteza reacției crește. Pentru a intra într-o reacție, două particule chimice trebuie să se apropie una de cealaltă, astfel încât viteza de reacție depinde de numărul de ciocniri dintre ele. O creștere a numărului de particule într-un anumit volum duce la ciocniri mai frecvente și la o creștere a vitezei de reacție.

O creștere a presiunii sau o scădere a volumului ocupat de amestec va duce la o creștere a vitezei de reacție care are loc în faza gazoasă.

Pe baza datelor experimentale din 1867, oamenii de știință norvegieni K. Guldberg și P Vaage, și independent de ei în 1865, savantul rus N.I. Beketov a formulat legea de bază a cineticii chimice, care stabilește dependența vitezei de reacție de concentrațiile substanțelor care reacţionează -

Legea acțiunii în masă (LMA):

Viteza unei reacții chimice este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților, luate la puteri egale cu coeficienții acestora din ecuația de reacție. („masa care acționează” este un sinonim pentru conceptul modern de „concentrare”)

aA +bB =cC +dd, Unde k este constanta vitezei de reacție

ZDM se efectuează numai pentru reacții chimice elementare care au loc într-o singură etapă. Dacă reacția decurge secvenţial prin mai multe etape, atunci viteza totală a întregului proces este determinată de partea sa cea mai lentă.

Expresii pentru viteze ale diferitelor tipuri de reacții

ZDM se referă la reacții omogene. Dacă reacția este eterogenă (reactivii sunt în diferite stări de agregare), atunci în ecuația MDM intră doar reactivii lichizi sau doar gazoși, iar cei solizi sunt excluși, afectând doar constanta de viteză k.

Molecularitatea reacției este numărul minim de molecule implicate într-un proces chimic elementar. După molecularitate, reacțiile chimice elementare se împart în moleculare (A →) și bimoleculare (A + B →); reacțiile trimoleculare sunt extrem de rare.

Rata reacțiilor eterogene

• Depinde de suprafața de contact a substanțelor, adică asupra gradului de măcinare a substanțelor, completitudinea amestecării reactivilor.
• Un exemplu este arderea lemnului. Un buștean întreg arde relativ încet în aer. Dacă creșteți suprafața de contact a copacului cu aerul, împărțind bușteanul în așchii, viteza de ardere va crește.
• Fierul piroforic se toarnă pe o foaie de hârtie de filtru. În timpul căderii, particulele de fier devin fierbinți și dau foc hârtiei.

Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție

În secolul al XIX-lea, omul de știință olandez Van't Hoff a descoperit experimental că atunci când temperatura crește cu 10 ° C, viteza multor reacții crește de 2-4 ori.

regula lui Van't Hoff

Pentru fiecare creștere cu 10 ◦ C a temperaturii, viteza de reacție crește cu un factor de 2–4.

Aici γ (litera greacă „gamma”) - așa-numitul coeficient de temperatură sau coeficientul van't Hoff, ia valori de la 2 la 4.

Pentru fiecare reacție specifică, coeficientul de temperatură este determinat empiric. Arată exact de câte ori viteza unei anumite reacții chimice (și constanta acesteia) crește cu fiecare creștere de 10 grade a temperaturii.

Regula van't Hoff este folosită pentru a aproxima modificarea constantei de viteză a unei reacții cu creșterea sau scăderea temperaturii. O relație mai precisă între constanta de viteză și temperatură a fost stabilită de chimistul suedez Svante Arrhenius:

Cum Mai mult E o reacție specifică, cea mai mici(la o temperatură dată) va fi constanta de viteză k (și viteza) acestei reacții. O creștere a T duce la o creștere a constantei de viteză, aceasta se explică prin faptul că o creștere a temperaturii duce la o creștere rapidă a numărului de molecule „energetice” capabile să depășească bariera de activare E a .

Influența unui catalizator asupra vitezei de reacție

Este posibilă modificarea vitezei de reacție prin utilizarea unor substanțe speciale care modifică mecanismul de reacție și îl direcționează pe o cale energetic mai favorabilă, cu o energie de activare mai mică.

Catalizatori- Sunt substanțe care participă la o reacție chimică și cresc viteza acesteia, dar la sfârșitul reacției rămân neschimbate calitativ și cantitativ.

Inhibitori- Substante care incetinesc reactiile chimice.

Se numește schimbarea vitezei unei reacții chimice sau a direcției acesteia cu ajutorul unui catalizator cataliză .