Chemische Reaktionen laufen mit unterschiedlichen Geschwindigkeiten ab: mit niedriger Geschwindigkeit – während der Bildung von Stalaktiten und Stalagmiten, mit mittlerer Geschwindigkeit – beim Kochen von Speisen, sofort – während einer Explosion. Reaktionen in wässrigen Lösungen laufen sehr schnell ab.
Die Bestimmung der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion sowie die Aufklärung ihrer Abhängigkeit von den Prozessbedingungen ist Aufgabe der chemischen Kinetik – der Wissenschaft von den Gesetzen, die den zeitlichen Ablauf chemischer Reaktionen regeln.
Finden chemische Reaktionen in einem homogenen Medium statt, beispielsweise in einer Lösung oder in einer Gasphase, so erfolgt die Wechselwirkung der reagierenden Stoffe im gesamten Volumen. Solche Reaktionen nennt man homogen.
(v homog) ist definiert als die Änderung der Stoffmenge pro Zeiteinheit pro Volumeneinheit:
wobei Δn die Änderung der Molzahl einer Substanz ist (meistens die anfängliche Substanz, es kann sich aber auch um das Reaktionsprodukt handeln); Δt - Zeitintervall (s, min); V ist das Volumen des Gases oder der Lösung (l).
Da das Verhältnis der Stoffmenge zum Volumen die molare Konzentration C ist, dann
Somit ist die Geschwindigkeit einer homogenen Reaktion definiert als eine Änderung der Konzentration eines der Stoffe pro Zeiteinheit:
wenn sich die Lautstärke des Systems nicht ändert.
Tritt eine Reaktion zwischen Stoffen in unterschiedlichen Aggregatzuständen auf (zum Beispiel zwischen einem Feststoff und einem Gas oder einer Flüssigkeit) oder zwischen Stoffen, die kein homogenes Medium bilden können (zum Beispiel zwischen nicht mischbaren Flüssigkeiten), dann findet sie nur statt auf der Kontaktfläche von Stoffen. Solche Reaktionen nennt man heterogen.
Sie ist definiert als die Änderung der Stoffmenge pro Zeiteinheit pro Flächeneinheit.
wobei S die Kontaktoberfläche von Stoffen ist (m 2, cm 2).
Eine Änderung der Menge eines Stoffes, durch die die Reaktionsgeschwindigkeit bestimmt wird, ist ein vom Forscher beobachteter externer Faktor. Tatsächlich werden alle Prozesse auf der Mikroebene ausgeführt. Damit einige Teilchen reagieren können, müssen sie natürlich zunächst kollidieren, und zwar effektiv: nicht, um wie Kugeln in verschiedene Richtungen zu zerstreuen, sondern so, dass die „alten Bindungen“ in den Teilchen zerstört oder geschwächt werden und „ „Es können sich neue bilden“, und dafür müssen die Teilchen über ausreichend Energie verfügen.
Die berechneten Daten zeigen, dass beispielsweise in Gasen Kollisionen von Molekülen bei Atmosphärendruck in Milliardenhöhe pro Sekunde stattfinden, das heißt, alle Reaktionen hätten sofort ablaufen müssen. Aber das ist nicht so. Es zeigt sich, dass nur ein sehr kleiner Teil der Moleküle über die nötige Energie verfügt, um einen effektiven Zusammenstoß zu erzeugen.
Die minimale Überschussenergie, die ein Teilchen (oder ein Teilchenpaar) haben muss, damit es zu einer effektiven Kollision kommt, nennt man Aktivierungsenergie Ea.
Somit liegt auf dem Weg aller an der Reaktion teilnehmenden Teilchen eine Energiebarriere gleich der Aktivierungsenergie E a . Wenn es klein ist, gibt es viele Partikel, die es überwinden können, und die Reaktionsgeschwindigkeit ist hoch. Andernfalls ist ein „Push“ erforderlich. Wenn Sie ein Streichholz zum Anzünden einer Spirituslampe mitbringen, übertragen Sie zusätzliche Energie, E a , die für die effektive Kollision von Alkoholmolekülen mit Sauerstoffmolekülen (Überwindung der Barriere) erforderlich ist.
Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt von vielen Faktoren ab. Die wichtigsten sind: Art und Konzentration der Reaktanten, Druck (bei Reaktionen mit Gasen), Temperatur, Wirkung von Katalysatoren und die Oberfläche der Reaktanten bei heterogenen Reaktionen.
Temperatur
Mit steigender Temperatur erhöht sich in den meisten Fällen die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion deutlich. Im 19. Jahrhundert Der niederländische Chemiker J. X. Van't Hoff formulierte die Regel:
Ein Temperaturanstieg pro 10 °C führt zu einem AnstiegReaktionsgeschwindigkeit um das 2- bis 4-fache(Dieser Wert wird als Temperaturkoeffizient der Reaktion bezeichnet).
Mit steigender Temperatur nehmen die durchschnittliche Geschwindigkeit der Moleküle, ihre Energie und die Anzahl der Kollisionen leicht zu, aber der Anteil der „aktiven“ Moleküle, die an effektiven Kollisionen teilnehmen, die die Energiebarriere der Reaktion überwinden, steigt stark an. Mathematisch wird diese Abhängigkeit durch die Beziehung ausgedrückt:
Dabei sind v t 1 und v t 2 die Reaktionsgeschwindigkeiten bei den Endtemperaturen t 2 bzw. t 1 und γ der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit, der angibt, wie oft die Reaktionsgeschwindigkeit mit jedem Anstieg um 10 ° C zunimmt in der Temperatur.
Um die Reaktionsgeschwindigkeit zu erhöhen, ist eine Erhöhung der Temperatur jedoch nicht immer sinnvoll, da die Ausgangsstoffe beginnen können, sich zu zersetzen, Lösungsmittel oder die Stoffe selbst verdampfen können usw.
Endotherme und exotherme Reaktionen
Es ist bekannt, dass die Reaktion von Methan mit Luftsauerstoff mit der Freisetzung großer Wärmemengen einhergeht. Daher wird es im Alltag zum Kochen, Erhitzen von Wasser und Heizen verwendet. Erdgas, das Haushalten über Rohre zugeführt wird, besteht zu 98 % aus Methan. Die Reaktion von Calciumoxid (CaO) mit Wasser geht auch mit der Freisetzung großer Wärmemengen einher.
Was können diese Fakten sagen? Wenn in den Reaktionsprodukten neue chemische Bindungen entstehen, mehr Energie als erforderlich ist, um die chemischen Bindungen in den Reaktanten aufzubrechen. Überschüssige Energie wird in Form von Wärme und manchmal auch Licht freigesetzt.
CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q (Energie (Licht, Wärme));
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (Energie (Wärme)).
Solche Reaktionen sollten leicht ablaufen (so wie ein Stein leicht bergab rollt).
Reaktionen, bei denen Energie freigesetzt wird, nennt man EXOTHERM(vom lateinischen „exo“ – raus).
Beispielsweise sind viele Redoxreaktionen exotherm. Eine dieser schönen Reaktionen ist eine intramolekulare Oxidations-Reduktion, die im selben Salz stattfindet – Ammoniumdichromat (NH 4) 2 Cr 2 O 7:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (Energie).
Eine andere Sache ist das Spiel. Sie ähneln dem Rollen eines Steins bergauf. Es ist immer noch nicht möglich, Methan aus CO 2 und Wasser zu gewinnen, und um Branntkalk CaO aus Calciumhydroxid Ca (OH) 2 zu gewinnen, ist starkes Erhitzen erforderlich. Eine solche Reaktion findet nur bei ständiger Energiezufuhr von außen statt:
Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (Energie (Wärme))
Dies deutet darauf hin, dass das Aufbrechen chemischer Bindungen in Ca(OH) 2 mehr Energie erfordert, als bei der Bildung neuer chemischer Bindungen in CaO- und H 2 O-Molekülen freigesetzt werden kann.
Reaktionen, bei denen Energie absorbiert wird, nennt man ENDOTHERMISCH(von „endo“ – innen).
Reaktantenkonzentration
Eine Druckänderung unter Beteiligung gasförmiger Stoffe an der Reaktion führt auch zu einer Konzentrationsänderung dieser Stoffe.
Damit eine chemische Wechselwirkung zwischen Partikeln stattfinden kann, müssen diese effektiv kollidieren. Je höher die Konzentration der Reaktanten, desto mehr Kollisionen und desto höher ist dementsprechend die Reaktionsgeschwindigkeit. Beispielsweise verbrennt Acetylen in reinem Sauerstoff sehr schnell. Dadurch entsteht eine Temperatur, die ausreicht, um das Metall zu schmelzen. Auf der Grundlage einer großen Menge experimentellen Materials formulierten 1867 die Norweger K. Guldenberg und P. Waage und unabhängig davon 1865 der russische Wissenschaftler N. I. Beketov das Grundgesetz der chemischen Kinetik, das die Abhängigkeit der Reaktion festlegt Rate auf der Konzentration der reagierenden Substanzen.
Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist proportional zum Produkt der Konzentrationen der Reaktanten, gemessen in Potenzen, die ihren Koeffizienten in der Reaktionsgleichung entsprechen.
Dieses Gesetz wird auch genannt das Gesetz der Massenwirkung.
Für die Reaktion A + B \u003d D wird dieses Gesetz wie folgt ausgedrückt:
Für die Reaktion 2A + B = D wird dieses Gesetz wie folgt ausgedrückt:
Dabei sind C A, C B die Konzentrationen der Stoffe A und B (mol/l); k 1 und k 2 - Proportionalitätskoeffizienten, sogenannte Geschwindigkeitskonstanten der Reaktion.
Die physikalische Bedeutung der Reist leicht zu ermitteln – sie ist numerisch gleich der Reaktionsgeschwindigkeit, bei der die Konzentrationen der Reaktanten 1 mol/l betragen oder ihr Produkt gleich eins ist. In diesem Fall ist klar, dass die Geschwindigkeitskonstante der Reaktion nur von der Temperatur und nicht von der Stoffkonzentration abhängt.
Gesetz der wirkenden Massen berücksichtigt nicht die Konzentration der Reaktanten im festen Zustand, da sie auf Oberflächen reagieren und ihre Konzentrationen normalerweise konstant sind.
Für die Verbrennungsreaktion von Kohle sollte der Ausdruck für die Reaktionsgeschwindigkeit beispielsweise wie folgt geschrieben werden:
d. h. die Reaktionsgeschwindigkeit ist nur proportional zur Sauerstoffkonzentration.
Wenn die Reaktionsgleichung nur die gesamte chemische Reaktion beschreibt, die in mehreren Stufen abläuft, kann die Geschwindigkeit einer solchen Reaktion in komplexer Weise von den Konzentrationen der Ausgangsstoffe abhängen. Diese Abhängigkeit wird experimentell oder theoretisch anhand des vorgeschlagenen Reaktionsmechanismus ermittelt.
Die Wirkung von Katalysatoren
Durch den Einsatz spezieller Substanzen, die den Reaktionsmechanismus verändern und ihn auf einen energetisch günstigeren Weg mit geringerer Aktivierungsenergie lenken, ist es möglich, die Reaktionsgeschwindigkeit zu erhöhen. Sie werden Katalysatoren genannt (von lateinisch Katalyse – Zerstörung).
Der Katalysator fungiert als erfahrener Führer und führt eine Touristengruppe nicht über einen hohen Pass in den Bergen (die Überwindung erfordert viel Aufwand und Zeit und ist nicht für jedermann zugänglich), sondern auf den ihm bekannten Umwegen Sie können den Berg viel einfacher und schneller überwinden.
Allerdings kommt man auf einem Umweg nicht ganz dorthin, wo der Hauptpass hinführt. Aber manchmal ist es genau das, was Sie brauchen! So funktionieren Katalysatoren, die man selektiv nennt. Es ist klar, dass Ammoniak und Stickstoff nicht verbrannt werden müssen, Stickoxid (II) wird jedoch bei der Herstellung von Salpetersäure verwendet.
Katalysatoren- Dies sind Stoffe, die an einer chemischen Reaktion teilnehmen und deren Geschwindigkeit oder Richtung ändern, am Ende der Reaktion jedoch quantitativ und qualitativ unverändert bleiben.
Die Änderung der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion oder ihrer Richtung mit Hilfe eines Katalysators wird als Katalyse bezeichnet. Katalysatoren werden häufig in verschiedenen Industrien und im Transportwesen eingesetzt (Katalysatoren, die Stickoxide in Autoabgasen in harmlosen Stickstoff umwandeln).
Es gibt zwei Arten der Katalyse.
Homogene Katalyse, bei dem sich sowohl der Katalysator als auch die Reaktanten im gleichen Aggregatzustand (Phase) befinden.
heterogene Katalyse wobei sich der Katalysator und die Reaktanten in unterschiedlichen Phasen befinden. Zum Beispiel die Zersetzung von Wasserstoffperoxid in Gegenwart eines festen Mangan(IV)-Oxid-Katalysators:
Der Katalysator selbst wird durch die Reaktion nicht verbraucht, wenn jedoch andere Substanzen auf seiner Oberfläche adsorbiert werden (sogenannte katalytische Gifte), wird die Oberfläche funktionsunfähig und eine Katalysatorregeneration ist erforderlich. Daher werden die Ausgangsmaterialien vor der Durchführung der katalytischen Reaktion gründlich gereinigt.
Beispielsweise wird bei der Herstellung von Schwefelsäure im Kontaktverfahren ein fester Katalysator verwendet – Vanadium (V)-oxid V 2 O 5:
Bei der Herstellung von Methanol wird ein fester „Zink-Chrom“-Katalysator verwendet (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):
Biologische Katalysatoren – Enzyme – arbeiten sehr effektiv. Aufgrund ihrer chemischen Natur handelt es sich dabei um Proteine. Dank ihnen laufen komplexe chemische Reaktionen in lebenden Organismen bei niedrigen Temperaturen mit hoher Geschwindigkeit ab.
Weitere interessante Substanzen sind bekannt – Inhibitoren (von lat. inhibere – verzögern). Sie reagieren mit hoher Geschwindigkeit mit aktiven Partikeln und bilden inaktive Verbindungen. Dadurch verlangsamt sich die Reaktion stark und kommt dann zum Stillstand. Oftmals werden verschiedenen Stoffen gezielt Hemmstoffe zugesetzt, um unerwünschte Prozesse zu verhindern.
Beispielsweise werden Wasserstoffperoxidlösungen mit Inhibitoren stabilisiert.
Die Art der Reaktanten (ihre Zusammensetzung, Struktur)
Bedeutung Aktivierungsenergie ist der Faktor, durch den der Einfluss der Art der reagierenden Stoffe auf die Reaktionsgeschwindigkeit beeinflusst wird.
Wenn die Aktivierungsenergie niedrig ist (< 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих реакциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в данных случаях ничтожно мала.
Wenn die Aktivierungsenergie hoch ist(> 120 kJ/mol), das bedeutet, dass nur ein vernachlässigbarer Teil der Stöße zwischen wechselwirkenden Teilchen zu einer Reaktion führt. Die Geschwindigkeit einer solchen Reaktion ist daher sehr langsam. Beispielsweise ist der Fortschritt der Ammoniaksynthesereaktion bei normaler Temperatur kaum zu bemerken.
Wenn die Aktivierungsenergien chemischer Reaktionen Zwischenwerte haben (40120 kJ/mol), dann sind die Geschwindigkeiten solcher Reaktionen durchschnittlich. Zu diesen Reaktionen gehören die Wechselwirkung von Natrium mit Wasser oder Ethylalkohol, die Entfärbung von Bromwasser mit Ethylen, die Wechselwirkung von Zink mit Salzsäure usw.
Kontaktfläche der Reaktanten
Die Geschwindigkeit der Reaktionen, die auf der Oberfläche von Stoffen, also heterogenen Stoffen, ablaufen, hängt unter sonst gleichen Bedingungen von den Eigenschaften dieser Oberfläche ab. Es ist bekannt, dass sich Kreidepulver in Salzsäure viel schneller auflöst als ein Stück Kreide gleicher Masse.
Der Anstieg der Reaktionsgeschwindigkeit ist hauptsächlich darauf zurückzuführen Vergrößerung der Kontaktfläche der Ausgangsstoffe, sowie eine Reihe anderer Gründe, zum Beispiel eine Verletzung der Struktur des „richtigen“ Kristallgitters. Dies führt dazu, dass die Partikel auf der Oberfläche der gebildeten Mikrokristalle viel reaktiver sind als die gleichen Partikel auf einer „glatten“ Oberfläche.
In der Industrie wird zur Durchführung heterogener Reaktionen ein „Wirbelbett“ eingesetzt, um die Kontaktfläche der Reaktanten, die Zufuhr von Ausgangsstoffen und den Abtransport von Produkten zu vergrößern. Beispielsweise wird bei der Herstellung von Schwefelsäure mit Hilfe einer „Wirbelschicht“ Pyrit geröstet.
Referenzmaterial zum Bestehen der Prüfung:
Mendelejew-Tisch
Löslichkeitstabelle
Der Einfluss des Drucks auf die Reaktionsgeschwindigkeit hängt davon ab Befehl Reaktionen. Wenn die Temperatur unverändert bleibt und die Zusammensetzung des Ausgangsgasgemisches gegeben ist, können wir gemäß der Zustandsgleichung für jede der Konzentrationen schreiben: p a=aR M T, pb=bR M T. Hier A, B,…, sind molare Konzentrationen und p a, pb, ..., - Partialdrücke der entsprechenden Gase. Wenn die Gesamtzahl der Mol pro Volumeneinheit beträgt z, dann kann man genauso schreiben P=zR M T, Wo R- Gesamtdruck. Daher , , …usw. Werte ... usw. sind relative volumetrische Konzentrationen. Bezeichnet sie mit A, IN... usw., wir erhalten: p a=Ap,
Wo ; pb =Bp, . In Betracht ziehen monomolekular der durch die Gleichung beschriebene Prozess:
In diesem Fall ist die Umwandlungsgeschwindigkeit des Stoffes direkt proportional zum Druck: ~ P.
Für bimolekular Reaktionen:
d.h. ~ P 2. Dementsprechend z trimolekular Reaktionen, die wir bekommen:
Wo k ist die Reaktionsgeschwindigkeitskonstante.
2.2. Aktivierungsenergie. Arrhenius-Gesetz
Die Anzahl der gegenseitigen Kollisionen der reagierenden Moleküle nimmt zu ~ , was zum Wachstum der Reaktionsgeschwindigkeit beiträgt. Beispielsweise führt bei vielen Reaktionen eine Temperaturerhöhung um nur 10 °C zu einer Erhöhung der Geschwindigkeitskonstante um den Faktor 2–4.
Beispiel. Die Halbwertszeit von Jodwasserstoff gemäß der Gleichung 2HJ→H 2 +J 2 . Bei T = Die Halbwertszeit von 373K beträgt 314.000 Jahre T\u003d 666K, es sinkt auf 1,3 Stunden und bei T=973K T 1/2 = 0,12 Sek.
Arrhenius: Damit eine chemische Reaktion stattfinden kann, ist eine vorherige Schwächung oder ein Aufbrechen der inneren Bindungen eines stabilen Moleküls erforderlich, wofür eine bestimmte Menge Energie aufgewendet werden muss E . Je größer die thermische Energie der kollidierenden Moleküle ist, desto größer ist die Wahrscheinlichkeit einer Neuordnung innerer Bindungen und der Entstehung neuer Moleküle. Bei E= const wird die Häufigkeit von Kollisionen, die in einer Reaktion enden, viel schneller ansteigen als .
Als Energie wird die Energie bezeichnet, die zur Überwindung der Energiebarriere erforderlich ist, die die Annäherung reagierender Moleküle und die Bildung von Reaktionsprodukten verhindert Aktivierungsenergie E a. Somit findet der elementare Akt einer chemischen Reaktion nur beim Zusammenstoß derjenigen Moleküle statt, deren kinetische Energie größer ist als E a.
Aktivierungsenergie E a normalerweise höher als die durchschnittliche Energie der thermischen Bewegung von Molekülen. Je niedriger die Aktivierungsenergie, desto häufiger kommt es zu Kollisionen von Molekülen, die zur Bildung von Reaktionsprodukten führen, und desto höher ist die Geschwindigkeit der chemischen Reaktion. Zunahme T führt zu einer Zunahme der Anzahl von Molekülen mit überschüssiger Energie E a. Dies erklärt die Zunahme der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion mit steigender Temperatur (Abb. 2.1).
Reis. 2.1. Verbrennungswärme Q und Aktivierungsenergie E=u max- u 1
Im einfachsten Fall können die Geschwindigkeitskonstanten chemischer Reaktionen anhand der allgemeinen Beziehungen der molekularkinetischen Theorie bestimmt werden (siehe z. B. ).
Bezeichnen Sie mit p A Und p c die Anzahl der Moleküle A und B in 1 cm 3 . Die Reaktionsgeschwindigkeit entspricht der Zahl Z solche Kollisionen der Moleküle A und B pro Zeiteinheit, deren Energie größer ist als die Aktivierungsenergie E . Für ein ideales Gas Z wird auf Basis des Maxwell-Boltzmann-Energieverteilungsgesetzes bestimmt:
Hier ist der durchschnittliche effektive Durchmesser der kollidierenden Moleküle, das reduzierte Molekulargewicht, R M = 8,315∙10 7 erg/deg – universelle Gaskonstante, m A, m B - Molekulargewichte.
In den meisten Fällen sind die experimentellen Werte viel kleiner als die theoretischen. Daher wird der sogenannte probabilistische oder sterische Koeffizient in die Berechnungsformel eingeführt R. Als Ergebnis heißt die Formel zur Berechnung der Geschwindigkeit einer bimolekularen Reaktion Arrhenius-Formel hat die folgende Form:
Wenn wir die resultierende Formel mit Gleichung (2.8) für Reaktionen zweiter Ordnung vergleichen, können wir einen Ausdruck für die Geschwindigkeitskonstante dieser Reaktion erhalten:
Der starke Einfluss der Temperatur auf die Reaktionsgeschwindigkeit wird hauptsächlich durch den Arrhenius-Faktor erklärt. Daher wird in Näherungsberechnungen häufig davon ausgegangen, dass der präexponentielle Faktor unabhängig von T ist.
Eine Analyse der Formel (2.12) zeigt, dass mit zunehmender T die Wachstumsrate W zunächst zunimmt, einen bestimmten Maximalwert erreicht und dann abnimmt, mit anderen Worten, die Kurve W in Bezug auf T hat einen Wendepunkt. Indem wir die zweite Ableitung von W nach T auf Null setzen, ermitteln wir die Temperatur, die dem Wendepunkt entspricht:
Es ist leicht zu erkennen, dass diese Temperatur ziemlich hoch ist. Zum Beispiel bei E=20000cal/(g-mol) Tp=5000K. Bei der Verwendung der Formel (2.12) für numerische Berechnungen sollte man die Dimensionen der darin enthaltenen Größen berücksichtigen.
Formel (2.12) kann wie folgt geschrieben werden:
Wo ist der präexponentielle Faktor, d.h. die Gesamtzahl der Kollisionen bei n A =n B =1 Molekül/cm 3 . Manchmal R sind ebenfalls im präexponentiellen Faktor enthalten.
Für geschätzte Berechnungen ist die Größenordnung der Reaktionsgeschwindigkeit der Wert k Als Temperatur kann 0 angenommen werden T\u003d 300K gleich 10 -10 cm 3 / (Molekül ∙ Sek.) (für d cf »4 ∙ 10 -8 und m A \u003d m B »30).
Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist gleich der Änderung der Stoffmenge pro Zeiteinheit in einer Einheit des Reaktionsraums. Je nach Art der chemischen Reaktion (homogen oder heterogen) ändert sich die Beschaffenheit des Reaktionsraums. Der Reaktionsraum wird üblicherweise als der Bereich bezeichnet, in dem der chemische Prozess lokalisiert ist: Volumen (V), Fläche (S).
Der Reaktionsraum homogener Reaktionen ist das mit Reagenzien gefüllte Volumen. Da das Verhältnis der Menge eines Stoffes zu einer Volumeneinheit als Konzentration (c) bezeichnet wird, ist die Geschwindigkeit einer homogenen Reaktion gleich der zeitlichen Änderung der Konzentration der Ausgangsstoffe bzw. Reaktionsprodukte. Unterscheiden Sie zwischen durchschnittlichen und sofortigen Reaktionsgeschwindigkeiten.
Die durchschnittliche Reaktionsgeschwindigkeit beträgt:
Dabei sind c2 und c1 die Konzentrationen der Ausgangsstoffe zu den Zeitpunkten t2 und t1.
Das Minuszeichen „-“ in diesem Ausdruck wird gesetzt, wenn die Geschwindigkeit durch die Änderung der Reagenzienkonzentration (in diesem Fall Dс) ermittelt wird< 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».
Die Reaktionsgeschwindigkeit zu einem bestimmten Zeitpunkt oder die momentane (wahre) Reaktionsgeschwindigkeit v ist gleich:
Die Reaktionsgeschwindigkeit in SI hat die Einheit [mol×m-3×s-1], weitere Mengeneinheiten [mol×l-1×s-1], [mol×cm-3×s-1], [mol ×cm –3×min-1].
Die Geschwindigkeit einer heterogenen chemischen Reaktion v bezeichnet die Änderung der Menge des Reaktanten (Dn) pro Zeiteinheit (Dt) pro Flächeneinheit der Phasentrennung (S) und wird durch die Formel bestimmt:
oder durch die Ableitung:
Die Einheit der Geschwindigkeit einer heterogenen Reaktion ist mol/m2 s.
Beispiel 1. Chlor und Wasserstoff werden in einem Gefäß gemischt. Die Mischung wurde erhitzt. Nach 5 s betrug die Chlorwasserstoffkonzentration im Behälter 0,05 mol/dm3. Bestimmen Sie die durchschnittliche Bildungsgeschwindigkeit von Salzsäure (mol/dm3 s).
Lösung. Wir bestimmen die Änderung der Chlorwasserstoffkonzentration im Gefäß 5 s nach Beginn der Reaktion:
wobei c2, c1 die endgültige und anfängliche molare Konzentration von HCl sind.
Dc (HCl) \u003d 0,05 - 0 \u003d 0,05 mol / dm3.
Berechnen Sie die durchschnittliche Bildungsrate von Chlorwasserstoff mit Gleichung (3.1):
Antwort: 7 \u003d 0,01 mol / dm3 × s.
Beispiel 2 In einem Gefäß mit einem Volumen von 3 dm3 findet folgende Reaktion statt:
C2H2 + 2H2®C2H6.
Die anfängliche Wasserstoffmasse beträgt 1 g. Nach 2 s nach Beginn der Reaktion beträgt die Wasserstoffmasse 0,4 g. Bestimmen Sie die durchschnittliche Bildungsgeschwindigkeit von C2H6 (mol / dm "× s).
Lösung. Die in die Reaktion eingetretene Wasserstoffmasse (mpror (H2)) ist gleich der Differenz zwischen der anfänglichen Wasserstoffmasse (mref (H2)) und der Endmasse des nicht umgesetzten Wasserstoffs (tk (H2)):
tpror. (H2) \u003d tis (H2) - mk (H2); tpror (H2) \u003d 1-0,4 \u003d 0,6 g.
Berechnen wir die Menge an Wasserstoff:
= 0,3 Mol.
Wir bestimmen die Menge an gebildetem C2H6:
Nach der Gleichung: Aus 2 Mol H2 entsteht ® 1 Mol C2H6;
Nach der Bedingung: Aus 0,3 Mol H2 entstehen ® x Mol C2H6.
n(С2Н6) = 0,15 mol.
Wir berechnen die Konzentration des gebildeten С2Н6:
Wir finden die Änderung der Konzentration von C2H6:
0,05-0 = 0,05 mol/dm3. Die durchschnittliche Bildungsrate von C2H6 berechnen wir mit Gleichung (3.1):
Antwort: \u003d 0,025 mol / dm3 × s.
Faktoren, die die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflussen . Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion wird durch folgende Hauptfaktoren bestimmt:
1) die Art der reagierenden Stoffe (Aktivierungsenergie);
2) die Konzentration reagierender Stoffe (Massenwirkungsgesetz);
3) Temperatur (Van't-Hoff-Regel);
4) das Vorhandensein von Katalysatoren (Aktivierungsenergie);
5) Druck (Reaktionen mit Gasen);
6) der Mahlgrad (Reaktionen unter Beteiligung von Feststoffen);
7) Art der Strahlung (sichtbar, UV, IR, Röntgen).
Die Abhängigkeit der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion von der Konzentration wird durch das Grundgesetz der chemischen Kinetik – das Massenwirkungsgesetz – ausgedrückt.
Gesetz der wirkenden Massen . Im Jahr 1865 stellte Professor N. N. Beketov erstmals eine Hypothese über den quantitativen Zusammenhang zwischen den Massen der Reaktanten und der Reaktionszeit auf: „... die Anziehung ist proportional zum Produkt der wirkenden Massen.“ Diese Hypothese wurde im Massenwirkungsgesetz bestätigt, das 1867 von den beiden norwegischen Chemikern K. M. Guldberg und P. Waage aufgestellt wurde. Die moderne Formulierung des Massenwirkungsgesetzes lautet wie folgt: Bei einer konstanten Temperatur ist die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion direkt proportional zum Produkt der Konzentrationen der Reaktanten, gemessen in Potenzen, die den stöchiometrischen Koeffizienten in der Reaktionsgleichung entsprechen.
Für die Reaktion aA + bB = mM + nN hat die kinetische Gleichung des Massenwirkungsgesetzes die Form:
, (3.5)
wo ist die Reaktionsgeschwindigkeit;
k- Proportionalitätskoeffizient, genannt Geschwindigkeitskonstante einer chemischen Reaktion (bei = 1 mol/dm3 ist k numerisch gleich); - Konzentration der an der Reaktion beteiligten Reagenzien.
Die Geschwindigkeitskonstante einer chemischen Reaktion hängt nicht von der Konzentration der Reagenzien ab, sondern wird durch die Art der Reaktanten und die Bedingungen für den Ablauf der Reaktionen (Temperatur, Anwesenheit eines Katalysators) bestimmt. Für eine bestimmte Reaktion, die unter bestimmten Bedingungen abläuft, ist die Geschwindigkeitskonstante ein konstanter Wert.
Beispiel 3 Schreiben Sie die kinetische Gleichung des Massenwirkungsgesetzes für die Reaktion:
2NO (g) + C12 (g) = 2NOCl (g).
Lösung. Gleichung (3.5) für eine gegebene chemische Reaktion hat die folgende Form:
.
Bei heterogenen chemischen Reaktionen berücksichtigt die Gleichung des Massenwirkungsgesetzes nur die Konzentrationen derjenigen Stoffe, die sich in der Gas- oder Flüssigphase befinden. Die Konzentration eines Stoffes in der festen Phase ist normalerweise konstant und geht in die Geschwindigkeitskonstante ein.
Beispiel 4 Schreiben Sie die kinetische Gleichung des Wirkungsgesetzes von Massen für Reaktionen:
a) 4Fe(t) + 3O2(g) = 2Fe2O3(t);
b) CaCO3 (t) = CaO (t) + CO2 (g).
Lösung. Gleichung (3.5) für diese Reaktionen hat die folgende Form:
Da es sich bei Calciumcarbonat um einen Feststoff handelt, ändert sich dessen Konzentration während der Reaktion nicht, d. h. in diesem Fall ist die Reaktionsgeschwindigkeit bei einer bestimmten Temperatur konstant.
Beispiel 5 Wie oft erhöht sich die Geschwindigkeit der Oxidation von Stickoxid (II) mit Sauerstoff, wenn die Konzentrationen der Reagenzien verdoppelt werden?
Lösung. Wir schreiben die Reaktionsgleichung:
2NO + O2= 2NO2.
Bezeichnen wir die Anfangs- und Endkonzentrationen der Reagenzien als c1(NO), cl(O2) bzw. c2(NO), c2(O2). Auf die gleiche Weise bezeichnen wir die Anfangs- und Endreaktionsgeschwindigkeiten: vt, v2. Mit Gleichung (3.5) erhalten wir dann:
.
Unter der Bedingung c2(NO) = 2c1 (NO), c2(O2) = 2c1(O2).
Wir finden v2 =k2 ×2cl(O2).
Finden Sie heraus, wie oft sich die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht:
Antwort: 8 Mal.
Der Einfluss des Drucks auf die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist bei Prozessen mit Gasen am bedeutendsten. Wenn sich der Druck um das n-fache ändert, verringert sich das Volumen und die Konzentration nimmt um das n-fache zu und umgekehrt.
Beispiel 6 Wie oft erhöht sich die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion zwischen gasförmigen Stoffen, die gemäß der Gleichung A + B = C reagieren, wenn der Druck im System verdoppelt wird?
Lösung. Mit Gleichung (3.5) drücken wir die Reaktionsgeschwindigkeit vor der Druckerhöhung aus:
.
Die kinetische Gleichung nach Druckerhöhung hat die folgende Form:
.
Bei einer Druckerhöhung um den Faktor 2 verringert sich nach dem Boyle-Mariotte-Gesetz (pY = const) auch das Volumen des Gasgemisches um den Faktor 2. Daher erhöht sich die Stoffkonzentration um das Zweifache.
Somit ist c2(A) = 2c1(A), c2(B) = 2c1(B). Dann
Bestimmen Sie, wie oft sich die Reaktionsgeschwindigkeit mit zunehmendem Druck erhöht.
Im Leben sind wir mit unterschiedlichen chemischen Reaktionen konfrontiert. Einige davon, wie das Rosten von Eisen, können mehrere Jahre anhalten. Andere, etwa die Vergärung von Zucker zu Alkohol, dauern mehrere Wochen. Das Brennholz im Ofen brennt in ein paar Stunden aus, und das Benzin im Motor brennt im Bruchteil einer Sekunde aus.
Um die Ausrüstungskosten zu senken, erhöhen Chemieanlagen die Reaktionsgeschwindigkeit. Und einige Prozesse, wie zum Beispiel der Verderb von Lebensmitteln oder Metallkorrosion, müssen verlangsamt werden.
Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion kann ausgedrückt werden als Änderung der Materiemenge (n, modulo) pro Zeiteinheit (t) – vergleiche die Geschwindigkeit eines sich bewegenden Körpers in der Physik als Änderung der Koordinaten pro Zeiteinheit: υ = Δx/Δt . Damit die Geschwindigkeit nicht vom Volumen des Gefäßes abhängt, in dem die Reaktion stattfindet, dividieren wir den Ausdruck durch das Volumen der reagierenden Stoffe (v), d. h. wir erhaltenÄnderung der Menge eines Stoffes pro Zeiteinheit pro Volumeneinheit, oder Änderung der Konzentration eines Stoffes pro Zeiteinheit:
n 2 − n 1
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v
wobei c = n / v die Konzentration des Stoffes ist,
Δ (ausgesprochen „Delta“) ist die allgemein anerkannte Bezeichnung für eine Größenänderung.
Wenn Stoffe unterschiedliche Koeffizienten in der Gleichung haben, ist die nach dieser Formel berechnete Reaktionsgeschwindigkeit für jeden von ihnen unterschiedlich. Beispielsweise reagierten 2 Mol Schwefeldioxid in 10 Sekunden in 1 Liter vollständig mit 1 Mol Sauerstoff:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
Die Sauerstoffgeschwindigkeit beträgt: υ \u003d 1: (10 1) \u003d 0,1 mol / l s
Sauergasgeschwindigkeit: υ \u003d 2: (10 1) \u003d 0,2 mol / l s- Dies muss in der Prüfung nicht auswendig gelernt und gesprochen werden, es wird ein Beispiel gegeben, um bei dieser Frage nicht verwirrt zu werden.
Die Geschwindigkeit heterogener Reaktionen (unter Beteiligung von Feststoffen) wird oft pro Flächeneinheit der sich berührenden Oberflächen ausgedrückt:
Δn
υ = –––––– (2)
Δt S
Reaktionen werden als heterogen bezeichnet, wenn die Reaktanten in verschiedenen Phasen vorliegen:
- ein Feststoff mit einem anderen Feststoff, einer Flüssigkeit oder einem Gas,
- zwei nicht mischbare Flüssigkeiten
- Gasflüssigkeit.
Zwischen Stoffen in derselben Phase treten homogene Reaktionen auf:
- zwischen gut mischbaren Flüssigkeiten,
- Gase,
- Substanzen in Lösungen.
Bedingungen, die die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen beeinflussen
1) Die Reaktionsgeschwindigkeit hängt ab von die Art der Reaktanten. Einfach ausgedrückt reagieren verschiedene Substanzen unterschiedlich schnell. Beispielsweise reagiert Zink heftig mit Salzsäure, während Eisen eher langsam reagiert.
2) Die Reaktionsgeschwindigkeit ist umso größer, je höher Konzentration Substanzen. Bei einer stark verdünnten Säure dauert die Reaktion des Zinks deutlich länger.
3) Die Reaktionsgeschwindigkeit nimmt mit zunehmender Geschwindigkeit deutlich zu Temperatur. Um beispielsweise Kraftstoff zu verbrennen, ist es notwendig, ihn in Brand zu setzen, also die Temperatur zu erhöhen. Bei vielen Reaktionen geht ein Temperaturanstieg um 10 °C mit einem Anstieg der Geschwindigkeit um den Faktor 2–4 einher.
4) Geschwindigkeit heterogen Die Reaktionen nehmen mit zunehmendem Alter zu Oberflächen von Reaktanten. Feststoffe hierfür werden üblicherweise zerkleinert. Damit beispielsweise Eisen- und Schwefelpulver beim Erhitzen reagieren können, muss Eisen in Form kleiner Sägespäne vorliegen.
Beachten Sie, dass Formel (1) in diesem Fall impliziert ist! Formel (2) drückt die Geschwindigkeit pro Flächeneinheit aus und kann daher nicht von der Fläche abhängen.
5) Die Reaktionsgeschwindigkeit hängt von der Anwesenheit von Katalysatoren oder Inhibitoren ab.
Katalysatoren Stoffe, die chemische Reaktionen beschleunigen, aber selbst nicht verbraucht werden. Ein Beispiel ist die schnelle Zersetzung von Wasserstoffperoxid durch Zugabe eines Katalysators – Mangan(IV)-oxid:
2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2
Mangan(IV)-oxid verbleibt am Boden und kann wiederverwendet werden.
Inhibitoren- Stoffe, die die Reaktion verlangsamen. Um beispielsweise die Lebensdauer von Rohren und Batterien zu verlängern, werden dem Warmwasserbereitungssystem Korrosionsinhibitoren zugesetzt. In Automobilen werden der Bremsflüssigkeit Korrosionsinhibitoren zugesetzt.
Noch ein paar Beispiele.
Beim Schreiben der kinetischen Reaktionsgleichung für gasförmige Systeme wird anstelle der Konzentration (C) der Druck (P) der Reagenzien geschrieben, da die Druckänderung im System ähnlich der Konzentrationsänderung ist. Eine Erhöhung des Drucks im System führt zu einer Verringerung des Systemvolumens um den gleichen Faktor, während die Konzentration der Reagenzien pro Volumeneinheit in gleicher Weise zunimmt. Mit abnehmendem Druck vergrößert sich das Volumen des Systems, während die Konzentration pro Volumeneinheit entsprechend abnimmt.
Beispiele und Problemlösungen.
Beispiel 1
Die Geschwindigkeit welcher Reaktion ist größer, wenn durch die erste Reaktion 9 g Wasserdampf pro Zeiteinheit in einer Volumeneinheit gebildet wurden, durch die zweite Reaktion 3,65 g Chlorwasserstoff?
Die Reaktionsgeschwindigkeit wird anhand der Anzahl der Mol einer Substanz gemessen, die pro Volumeneinheit und Zeiteinheit gebildet wird. Molmasse von Wasser Molmasse von Chlorwasserstoff 
dann die Geschwindigkeit der ersten Reaktion,
mol/l×s,
und die Geschwindigkeit der zweiten Reaktion
Wille 
mol/l.
Die Geschwindigkeit der Bildung von Wasserdampf ist größer, da die Anzahl der gebildeten Mol von Wasserdampf größer ist als die Anzahl der gebildeten Mol von Chlorwasserstoff.
Beispiel 2
Die Reaktion zwischen den Stoffen A und B wird durch die Gleichung ausgedrückt: A + 2B®C. Die Ausgangskonzentration von Stoff A beträgt 0,3 mol/l, die von Stoff B 0,5 mol/l. Die Geschwindigkeitskonstante beträgt 0,4. Bestimmen Sie die Reaktionsgeschwindigkeit nach einiger Zeit, wenn die Konzentration der Substanz A um 0,1 mol/l abnimmt.
Die Konzentration der Substanz A nahm um 0,1 mol/l ab. Basierend auf der Reaktionsgleichung verringerte sich daher die Konzentration von Substanz B um 0,2 mol / l, da Substanz B einen Koeffizienten von 2 hat. Dann beträgt die Konzentration von Substanz A nach einer Weile 0,3-0,1 \u003d 0,2 mol / l und die Konzentration von B beträgt 0,5-0,2 \u003d 0,3 mol / l.
Bestimmen Sie die Reaktionsgeschwindigkeit:
mol/l×s
Beispiel 3
Wie ändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit: wenn die NO-Konzentration um das Dreifache erhöht wird? Nach dem Massenwirkungsgesetz schreiben wir den Ausdruck für die Reaktionsgeschwindigkeit:
.
Bei einer Erhöhung der NO-Konzentration um das Dreifache beträgt die Reaktionsgeschwindigkeit:
Die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht sich um das Neunfache.
Beispiel 4
Bestimmen Sie, wie sich die Reaktionsgeschwindigkeit ändern wird 
wenn Sie den Druck im System um das Zweifache erhöhen.
Eine Verdoppelung des Drucks im System führt zu einer Verdoppelung des Systemvolumens, während die Konzentrationen der Reaktanten um das Doppelte ansteigen.
Nach dem Massenwirkungsgesetz schreiben wir die anfängliche Reaktionsgeschwindigkeit 
und wenn der Druck verdoppelt wird:
, .
Die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht sich um das Achtfache.
Beispiel 5
Berechnen Sie die Anfangskonzentrationen der Stoffe A und B im System A + 3B = 2C, wenn die Gleichgewichtskonzentration der Stoffe A 0,1 mol/l, Stoffe B 0,2 mol/l und Stoffe C 0,7 mol/l beträgt.
Wir ermitteln die Konzentration der Substanz A, die für die Reaktion aufgewendet wird, und bilden den Anteil gemäß der Reaktionsgleichung:
2 mol/l C erhalten aus 1 mol/l A,
0,7 mol/l C®x mol/l × A.
mol/l A.
Daher ist die Anfangskonzentration der Substanz A gleich:
0,1 + 0,35 = 0,45 mol/l.
Ermitteln Sie die Konzentration der bei der Reaktion verbrauchten Substanz B.
Den Anteil setzen wir nach der Reaktionsgleichung zusammen:
2 mol/l C erhalten aus 3 mol/l B
0,7 mol/l C ® x mol/l B
x \u003d mol / l A.
Dann ist die Anfangskonzentration der Substanz B gleich:
mol/l.
Beispiel 6
Bei einer Temperatur von 40 0 C entstanden 0,5 mol/l Stoff A. Wie viele mol/l A entstehen, wenn die Temperatur auf 80 0 C erhöht wird? Der Temperaturkoeffizient der Reaktion beträgt 2.
Nach der Van't-Hoff-Regel schreiben wir den Ausdruck für die Reaktionsgeschwindigkeit bei 80 0 C:
.
Wenn wir die Problemdaten in die Gleichung einsetzen, erhalten wir:
Bei 80 0 C entstehen 8 mol/l Stoff A.
Beispiel 7
Berechnen Sie die Änderung der Geschwindigkeitskonstante einer Reaktion mit einer Aktivierungsenergie von 191 kJ/mol, wenn die Temperatur von 330 auf 400 K steigt.
Schreiben wir die Arrhenius-Gleichung für die Bedingung des Problems:
wobei R die universelle Gaskonstante von 8,32 J/k(K×mol) ist.
von wo aus die Änderung der Geschwindigkeitskonstante sein wird:
Kontrollaufgaben
61. Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion
2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)
bei Konzentrationen der Reaktanten =0,3 mol/l und =0,15 mol/l betrug 1,2 · 10-3 mol/(l s). Finden Sie den Wert der Reaktionsgeschwindigkeitskonstante.
62. Um wie viel Grad sollte die Temperatur des Systems erhöht werden, damit sich die Reaktionsgeschwindigkeit darin um das 30-fache (= 2,5) erhöht?
63. Wie oft sollte die Kohlenmonoxidkonzentration im System erhöht werden?
2CO \u003d CO2 + C,
die Reaktionsgeschwindigkeit um das Vierfache erhöhen?
64. Wie oft sollte der Druck erhöht werden, damit die Reaktionsgeschwindigkeit der NO2-Bildung der Reaktion entspricht
1000-fach erhöht?
65. Die Reaktion verläuft gemäß der Gleichung
2NO(g) + Cl2(g) = 2NOCl(g).
Die Konzentrationen der Edukte vor Reaktionsbeginn betrugen: =0,4 mol/l; \u003d 0,3 mol / l. Wie oft ändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit im Vergleich zur ursprünglichen Geschwindigkeit, wenn die Hälfte des Stickoxids Zeit hat zu reagieren?
66. Wie oft erhöht sich die Geschwindigkeitskonstante einer chemischen Reaktion bei einer Temperaturerhöhung um 40, wenn \u003d 3,2?
67. Schreiben Sie einen Ausdruck für die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion, die in einem homogenen System gemäß der Gleichung abläuft
und bestimmen Sie, wie oft sich die Geschwindigkeit dieser Reaktion erhöht, wenn:
a) die Konzentration A nimmt um das Zweifache ab;
b) Konzentration A wird um das Zweifache erhöht;
c) die Konzentration von B wird um das Zweifache ansteigen;
d) Die Konzentration beider Stoffe erhöht sich um das Zweifache.
68. Wie oft sollte die Wasserstoffkonzentration im System erhöht werden?
N2 + 3H2= 2NH3,
die Reaktionsgeschwindigkeit um das Hundertfache erhöhen?
69. Berechnen Sie den Temperaturkoeffizienten der Reaktionsgeschwindigkeit, wenn ihre Geschwindigkeitskonstante bei 100 °C 0,0006 und bei 150 °C 0,072 beträgt.
70. Die Reaktion zwischen Stickstoffmonoxid (II) und Chlor verläuft gemäß der Gleichung
2NO + Cl2= 2NOCl.
Wie ändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit mit zunehmender:
a) die Stickoxidkonzentration um das Zweifache;
b) Chlorkonzentration um das Zweifache;
c) die Konzentration beider Stoffe beträgt das 2-fache?
CHEMISCHES GLEICHGEWICHT
Beispiele für Problemlösungen
Das chemische Gleichgewicht ist ein Zustand des Systems, in dem die Geschwindigkeiten der chemischen Vorwärts- und Rückwärtsreaktionen gleich sind und sich die Konzentrationen der Reaktanten im Laufe der Zeit nicht ändern.
Das quantitative Merkmal des chemischen Gleichgewichts ist die Gleichgewichtskonstante. Die Gleichgewichtskonstante bei konstanter Temperatur ist gleich dem Verhältnis des Produkts der Gleichgewichtskonzentrationen der Reaktionsprodukte zum Produkt der Gleichgewichtskonzentrationen der Ausgangsstoffe, ausgedrückt in Potenzen ihrer stöchiometrischen Koeffizienten, und ist ein konstanter Wert.
Im allgemeinen Fall gilt für eine homogene Reaktion mA+ nB« pC+qD
die Gleichgewichtskonstante ist:
Diese Gleichung wird durch das Massenwirkungsgesetz für eine reversible Reaktion ausgedrückt.
Bei einer Änderung der äußeren Bedingungen kommt es zu einer Verschiebung des chemischen Gleichgewichts, die sich in einer Änderung der Gleichgewichtskonzentrationen der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte äußert. Die Richtung der Gleichgewichtsverschiebung wird durch das Le-Chatelier-Prinzip bestimmt: Wenn auf ein im Gleichgewicht befindliches System ein äußerer Einfluss ausgeübt wird, verschiebt sich das Gleichgewicht in die Richtung, die den äußeren Einfluss abschwächt.
Das chemische Gleichgewicht kann durch den Einfluss von Änderungen der Konzentration der Reaktanten, der Temperatur und des Drucks verschoben werden.
Mit zunehmender Konzentration der Ausgangsstoffe verschiebt sich das Gleichgewicht nach dem Le-Chatelier-Prinzip in Richtung der Reaktionsprodukte und mit zunehmender Konzentration der Produkte hin zu den Ausgangsstoffen.
Bei einer Temperaturänderung (ihrem Anstieg) verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung einer endothermen Reaktion (DH > 0), die unter Wärmeaufnahme abläuft, d.h. die Geschwindigkeit der Hinreaktion nimmt zu und das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der Reaktionsprodukte. Bei einer exothermen Reaktion (DH > 0) erhöht sich mit steigender Temperatur die Geschwindigkeit der Rückreaktion, wodurch die Wärmeaufnahme gewährleistet wird und sich das Gleichgewicht in Richtung der Ausgangsstoffe verschiebt.
Beteiligen sich an der Reaktion Stoffe im gasförmigen Zustand, so kann das chemische Gleichgewicht durch Druckänderung verschoben werden. Eine Druckerhöhung ist gleichbedeutend mit einer Erhöhung der Konzentration der Reaktanten. Mit zunehmendem Druck verschiebt sich das Gleichgewicht hin zur Reaktion mit einer geringeren Molzahl gasförmiger Stoffe und mit abnehmendem Druck hin zur Reaktion mit einer großen Molzahl gasförmiger Stoffe.
Beispiel 1
Berechnen Sie die Anfangskonzentrationen der Stoffe A und B im homogenen System A + 3B - 2C, wenn die Gleichgewichtskonzentrationen A = 0,1 mol/l, B = 0,2 mol/l, C = 0,7 mol/l betragen.
Es ist bekannt, dass die Anfangskonzentration eines Stoffes gleich der Summe aus der Gleichgewichtskonzentration und der Konzentration ist, die in die Reaktion eingegangen ist, d. h. reagierte:
Um dies herauszufinden, müssen Sie wissen, wie stark Substanz A reagiert hat.
Wir berechnen, indem wir den Anteil nach der Reaktionsgleichung bilden:
2 mol/l C erhalten aus 1 mol/l A
0,7 mol/l C ––––––––x mol/l A,
x \u003d (0,7 × 1) / 2 \u003d 0,35 mol / l
Wir berechnen die Anfangskonzentration der Substanz B:
Berechnen wir den Anteil:
2 mol/l C erhalten aus 3 mol/l B
0,7 mol/l C ––––––––––––x mol/l B
x \u003d (0,7 × 3) / 2 \u003d 1,05 mol / l
Dann ist die Anfangskonzentration B gleich:
Beispiel 2.
Berechnen Sie die Gleichgewichtskonzentrationen der Stoffe im System A + B „C + D“, vorausgesetzt, dass die Anfangskonzentrationen der Stoffe: A = 1 mol/l, B = 5 mol/l sind. Die Gleichgewichtskonstante ist 1.
Nehmen wir an, dass zum Zeitpunkt des Gleichgewichts der Substanz A x Mol reagiert haben. Basierend auf der Reaktionsgleichung betragen die Gleichgewichtskonzentrationen:
;
denn nach der Reaktionsgleichung von Stoff B dauerte die Reaktion genauso lange wie die Reaktion von Stoff A.
Wir setzen die Werte der Gleichgewichtskonzentrationen in die Gleichgewichtskonstante ein und finden x.
Dann: 
Beispiel 3
Im System hat sich ein Gleichgewicht eingestellt: 2AB + B 2 „2AB; D H > 0.
In welche Richtung verschiebt sich das Gleichgewicht mit sinkender Temperatur?
Diese direkte Reaktion ist endotherm, d. h. geht mit der Wärmeaufnahme einher, daher verschiebt sich das Gleichgewicht nach dem Le-Chatelier-Prinzip bei sinkender Temperatur im System nach links, in Richtung der Rückreaktion, die exotherm ist.
Beispiel 4.
Das Gleichgewicht des Systems A + B „AB stellte sich bei folgenden Stoffkonzentrationen ein: C (A) = C (B) = C (AB) = 0,01 mol/l. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante und die Anfangskonzentrationen der Stoffe. 72. Anfangskonzentrationen von Stickoxid (II) und Chlor im System
2NO + Cl2 2NOCl
betragen 0,5 mol/l bzw. 0,2 mol/l. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante, wenn bis zum Erreichen des Gleichgewichts 20 Stickoxid(II)-Oxide reagiert haben.
73. Bei einer bestimmten Temperatur sind die Gleichgewichtskonzentrationen der Reagenzien einer reversiblen chemischen Reaktion
2A(g)+B(g) 2C(g)
waren [A]=0,04 mol/l, [B]=0,06 mol/l, [C]=0,02 mol/l. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante und die Anfangskonzentrationen der Stoffe A und B.
74. Bei einer bestimmten Temperatur herrschen Gleichgewichtskonzentrationen im System
betrugen jeweils: = 0,04 mol/l, = 0,06 mol/l,
0,02 mol/l. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante und den Anfangszustand.
Konzentration von Schwefeloxid (IV) und Sauerstoff.
75. Wenn das System im Gleichgewicht ist
die Konzentrationen der beteiligten Stoffe betrugen: = 0,3 mol/l; = =0,9 mol/l; = 0,4 mol/l. Berechnen Sie, wie sich die Geschwindigkeiten der Vorwärts- und Rückwärtsreaktionen ändern, wenn der Druck um das Fünffache erhöht wird. In welche Richtung verschiebt sich das Gleichgewicht?
76. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante der reversiblen Reaktion
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g),
wenn die Gleichgewichtskonzentration = 0,04 mol/l und die Anfangskonzentrationen der Stoffe = 1 mol/l, = 0,8 mol/l.
77. Systemgleichgewicht
CO + Cl2 COCl2,
wurde bei folgenden Konzentrationen der Reaktanten ermittelt: [CO] = = [Сl2] = = 0,001 mol/l. Bestimmen Sie die Gleichgewichtskonstante und die Anfangskonzentrationen von Kohlenmonoxid und Chlor.
78. Die Ausgangskonzentrationen von Kohlenmonoxid (II) und Wasserdampf sind gleich und betragen 0,03 mol/l. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonzentrationen von CO, H2O und H2 im System
CO + H2O CO2 + H2,
wenn sich herausstellte, dass die Gleichgewichtskonzentration von CO2 0,01 mol / l beträgt. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante.
79. Bestimmen Sie die Gleichgewichtskonzentration von Wasserstoff im System
wenn die Anfangskonzentration von HJ 0,05 mol/l betrug und die Gleichgewichtskonstante K = 0,02.
80. Systemgleichgewichtskonstante
CO + H2O CO2 + H2
bei einer bestimmten Temperatur beträgt 1. Berechnen Sie die prozentuale Zusammensetzung der Mischung im Gleichgewicht, wenn die Anfangskonzentrationen von CO und H2O jeweils 1 mol/L betragen.
