Keemilised reaktsioonid toimuvad erineva kiirusega: väikese kiirusega stalaktiitide ja stalagmiitide moodustumisel, keskmise kiirusega toidu valmistamisel, koheselt plahvatuse ajal. Vesilahustes toimuvad reaktsioonid väga kiiresti.
Keemilise reaktsiooni kiiruse kindlaksmääramine, samuti selle sõltuvuse selgitamine protsessi tingimustest on keemilise kineetika - teaduse keemiliste reaktsioonide mustrid aja jooksul - ülesanne.
Kui keemilised reaktsioonid toimuvad homogeenses keskkonnas, näiteks lahuses või gaasifaasis, siis toimub reageerivate ainete interaktsioon kogu mahu ulatuses. Selliseid reaktsioone nimetatakse homogeenne.
(v homog) on defineeritud kui aine koguse muutus ajaühikus mahuühikus:
kus Δn on ühe aine (kõige sagedamini algse, kuid see võib olla ka reaktsiooniprodukt) moolide arvu muutus; Δt - ajavahemik (s, min); V on gaasi või lahuse maht (l).
Kuna aine koguse ja ruumala suhe tähistab molaarset kontsentratsiooni C, siis
Seega määratletakse homogeense reaktsiooni kiirus kui ühe aine kontsentratsiooni muutus ajaühikus:
kui süsteemi helitugevus ei muutu.
Kui reaktsioon toimub erinevates agregatsiooniseisundites ainete vahel (näiteks tahke aine ja gaasi või vedeliku vahel) või ainete vahel, mis ei suuda moodustada homogeenset keskkonda (näiteks segunematute vedelike vahel), siis toimub see ainult ainete kokkupuutepind. Selliseid reaktsioone nimetatakse heterogeenne.
Määratletakse aine koguse muutusena ajaühikus ühikulisel pinnal.
kus S on ainete kokkupuutepind (m 2, cm 2).
Aine koguse muutus, millega reaktsioonikiirus määratakse, on uurija poolt vaadeldav väline tegur. Tegelikult viiakse kõik protsessid läbi mikrotasandil. Ilmselgelt peavad mõned osakesed reageerima esmalt kokku põrkuma ja põrkuma tõhusalt: mitte pallidena erinevatesse suundadesse laiali, vaid nii, et osakestes hävivad või nõrgenevad "vanad sidemed" ja "uued" võivad tekkida. kujul." ja selleks peab osakestel olema piisavalt energiat.
Arvutatud andmed näitavad, et näiteks gaasides ulatuvad molekulide kokkupõrked atmosfäärirõhul miljarditesse sekundis, see tähendab, et kõik reaktsioonid peaksid toimuma koheselt. Aga ei ole. Selgub, et ainult väga väikesel osal molekulidest on tõhusate kokkupõrgeteni viimiseks vajalik energia.
Minimaalne liigenergia, mis osakesel (või osakeste paaril) peab olema tõhusa kokkupõrke toimumiseks, nimetatakse aktiveerimise energia Ea.
Seega on kõikide reaktsiooni sisenevate osakeste teel energiabarjäär, mis on võrdne aktiveerimisenergiaga E a. Kui see on väike, on palju osakesi, mis suudavad sellest üle saada, ja reaktsioonikiirus on kõrge. Vastasel juhul on vaja "tõuget". Kui tulete tiku alkoholilambi põlema, annate täiendava energia E a, mis on vajalik alkoholimolekulide tõhusaks kokkupõrkeks hapniku molekulidega (barjääri ületamiseks).
Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub paljudest teguritest. Peamised neist on: reagentide olemus ja kontsentratsioon, rõhk (gaasidega seotud reaktsioonides), temperatuur, katalüsaatorite toime ja reagentide pind heterogeensete reaktsioonide korral.
Temperatuur
Temperatuuri tõustes suureneb enamikul juhtudel keemilise reaktsiooni kiirus oluliselt. 19. sajandil Hollandi keemik J. X. van't Hoff sõnastas reegli:
Iga 10 °C temperatuuri tõus toob kaasa temperatuuri tõusureaktsioonikiirus 2-4 korda(seda väärtust nimetatakse reaktsiooni temperatuurikoefitsiendiks).
Temperatuuri tõustes suureneb veidi molekulide keskmine kiirus, nende energia ja kokkupõrgete arv, kuid järsult suureneb efektiivsetes kokkupõrgetes osalevate “aktiivsete” molekulide osakaal, mis ületavad reaktsiooni energiabarjääri. Matemaatiliselt väljendatakse seda sõltuvust seosega:
kus v t 1 ja v t 2 on vastavalt reaktsioonikiirused lõpptemperatuuril t 2 ja algtemperatuuril t 1 ning γ on reaktsioonikiiruse temperatuuritegur, mis näitab, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb iga 10 °C tõusuga temperatuuril.
Reaktsioonikiiruse suurendamiseks ei ole aga temperatuuri tõstmine alati kasutatav, kuna lähteained võivad hakata lagunema, lahustid või ained ise aurustuda jne.
Endotermilised ja eksotermilised reaktsioonid
Metaani reaktsiooniga atmosfäärihapnikuga kaasneb teatavasti suure hulga soojuse eraldumine. Seetõttu kasutatakse seda igapäevaelus toiduvalmistamiseks, vee soojendamiseks ja kütmiseks. Torude kaudu kodudesse tarnitav maagaas koosneb 98% ulatuses metaanist. Kaltsiumoksiidi (CaO) reaktsiooniga veega kaasneb ka suure hulga soojuse eraldumine.
Mida need faktid viidata võivad? Kui reaktsiooniproduktides tekivad uued keemilised sidemed, rohkem energiat, kui on vaja keemiliste sidemete purustamiseks reagentides. Liigne energia vabaneb soojuse ja mõnikord ka valgusena.
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q (energia (valgus, soojus));
CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (energia (soojus)).
Sellised reaktsioonid peaksid tekkima kergesti (kuna kivi veereb kergesti allamäge).
Reaktsioone, mille käigus vabaneb energia, nimetatakse EKSTREMALNE(ladina sõnast "exo" - välja).
Näiteks on paljud redoksreaktsioonid eksotermilised. Üks neist ilusatest reaktsioonidest on molekulisisene oksüdatsioon-redutseerimine, mis toimub samas soolas - ammooniumdikromaadis (NH 4) 2 Cr 2 O 7:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (energia).
Teine asi on tagasilöök. Need on analoogsed kivi mäest üles veeretamisega. Metaani pole siiani olnud võimalik saada CO 2 -st ja veest ning kaltsiumhüdroksiidist Ca(OH) 2 kustutatud lubja CaO saamiseks on vaja tugevat kuumutamist. See reaktsioon toimub ainult pideva energiavooluga väljastpoolt:
Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q (energia (soojus))
See viitab sellele, et keemiliste sidemete purustamine Ca(OH) 2-s nõuab rohkem energiat, kui saab vabaneda CaO ja H 2 O molekulides uute keemiliste sidemete moodustumisel.
Nimetatakse reaktsioone, milles energia neeldub ENDTERMALNE(alates "endo" - sissepoole).
Reagentide kontsentratsioon
Rõhu muutus, kui reaktsioonis osalevad gaasilised ained, toob kaasa ka nende ainete kontsentratsiooni muutumise.
Osakeste vahelise keemilise koostoime tekkimiseks peavad need tõhusalt põrkuma. Mida suurem on reagentide kontsentratsioon, seda rohkem on kokkupõrkeid ja vastavalt ka reaktsioonikiirus. Näiteks atsetüleen põleb puhtas hapnikus väga kiiresti. Sel juhul tekib metalli sulamiseks piisav temperatuur. Suurele hulgale katsematerjalile tuginedes formuleerisid norralased K. Guldenberg ja P. Waage 1867. aastal ning neist sõltumatult 1865. aastal vene teadlane N. I. Beketov keemilise kineetika põhiseaduse, millega tehti kindlaks reaktsioonikiiruse sõltuvus kontsentratsioonist. reageerivatest ainetest.
Keemilise reaktsiooni kiirus on võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega, mis on võrdne nende koefitsientidega reaktsioonivõrrandis.
Seda seadust nimetatakse ka massilise tegevuse seadus.
Reaktsiooni A + B = D korral väljendatakse seda seadust järgmiselt:
Reaktsiooni 2A + B = D korral väljendatakse seda seadust järgmiselt:
Siin on C A, C B ainete A ja B kontsentratsioonid (mol/l); k 1 ja k 2 on proportsionaalsuse koefitsiendid, mida nimetatakse reaktsioonikiiruse konstantideks.
Reaktsioonikiiruse konstandi füüsikalist tähendust ei ole raske kindlaks teha - see on arvuliselt võrdne reaktsioonikiirusega, mille puhul reagentide kontsentratsioonid on 1 mol/l või nende korrutis on võrdne ühikuga. Sel juhul on selge, et reaktsioonikiiruse konstant sõltub ainult temperatuurist ja ei sõltu ainete kontsentratsioonist.
Massitegevuse seadus ei võta arvesse tahkes olekus reagentide kontsentratsiooni, sest nad reageerivad pindadel ja nende kontsentratsioon on tavaliselt konstantne.
Näiteks kivisöe põlemisreaktsiooni korral tuleks reaktsioonikiiruse avaldis kirjutada järgmiselt:
st reaktsioonikiirus on võrdeline ainult hapniku kontsentratsiooniga.
Kui reaktsioonivõrrand kirjeldab ainult kogu keemilist reaktsiooni, mis toimub mitmes etapis, siis sellise reaktsiooni kiirus võib kompleksselt sõltuda lähteainete kontsentratsioonidest. See sõltuvus määratakse eksperimentaalselt või teoreetiliselt kavandatud reaktsioonimehhanismi põhjal.
Katalüsaatorite toime
Reaktsiooni kiirust on võimalik tõsta spetsiaalsete ainete abil, mis muudavad reaktsioonimehhanismi ja suunavad seda mööda energeetiliselt soodsamat, väiksema aktivatsioonienergiaga teed. Neid nimetatakse katalüsaatoriteks (ladinakeelsest sõnast katalysis - hävitamine).
Katalüsaator toimib kogenud giidina, suunates turistide gruppi mitte läbi mägedes asuva kõrgkuru (selle ületamine nõuab palju pingutust ja aega ning pole kõigile kättesaadav), vaid mööda temale teadaolevaid ümbersõiduteid, mida mööda mäest saab palju lihtsamalt ja kiiremini üle.
Tõsi, ringteed kasutades pääseb mitte täpselt sinna, kuhu põhipääs viib. Kuid mõnikord on see just see, mida nõutakse! Täpselt nii toimivad katalüsaatorid, mida nimetatakse selektiivseks. Selge on see, et ammoniaaki ja lämmastikku pole vaja põletada, kuid lämmastikhappe tootmisel kasutatakse lämmastikoksiidi (II).
Katalüsaatorid- need on ained, mis osalevad keemilises reaktsioonis ja muudavad selle kiirust või suunda, kuid jäävad reaktsiooni lõppedes kvantitatiivselt ja kvalitatiivselt muutumatuks.
Keemilise reaktsiooni kiiruse või selle suuna muutmist katalüsaatori abil nimetatakse katalüüsiks. Katalüsaatoreid kasutatakse laialdaselt erinevates tööstusharudes ja transpordis (katalüüsmuundurid, mis muudavad autode heitgaaside lämmastikoksiidid kahjutuks lämmastikuks).
Katalüüsi on kahte tüüpi.
Homogeenne katalüüs, milles nii katalüsaator kui ka reagendid on samas agregatsiooni olekus (faasis).
Heterogeenne katalüüs, milles katalüsaator ja reagendid on erinevates faasides. Näiteks vesinikperoksiidi lagunemine tahke mangaan(IV)oksiidi katalüsaatori juuresolekul:
Katalüsaator ise reaktsiooni tulemusena ei kulu, kuid kui selle pinnale adsorbeeruvad muud ained (neid nimetatakse katalüütilisteks mürkideks), muutub pind töövõimetuks ja vajalik on katalüsaatori regenereerimine. Seetõttu puhastatakse lähteained enne katalüütilise reaktsiooni läbiviimist põhjalikult.
Näiteks väävelhappe tootmisel kontaktmeetodil kasutatakse tahket katalüsaatorit - vanaadium(V)oksiidi V 2 O 5:
Metanooli tootmisel kasutatakse tahket "tsink-kroom" katalüsaatorit (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):
Bioloogilised katalüsaatorid – ensüümid – töötavad väga tõhusalt. Keemilise olemuselt on need valgud. Tänu neile toimuvad elusorganismides madalatel temperatuuridel suurel kiirusel keerulised keemilised reaktsioonid.
Teada on ka teisi huvitavaid aineid – inhibiitoreid (ladina keelest inhibere – viivitama). Nad reageerivad suurel kiirusel aktiivsete osakestega, moodustades madala aktiivsusega ühendeid. Selle tulemusena aeglustub reaktsioon järsult ja seejärel peatub. Soovimatute protsesside vältimiseks lisatakse sageli erinevatele ainetele spetsiaalselt inhibiitoreid.
Näiteks vesinikperoksiidi lahused stabiliseeritakse inhibiitorite abil.
Reageerivate ainete olemus (koostis, struktuur)
Tähendus aktiveerimisenergiad on tegur, mille kaudu mõjutab reageerivate ainete olemuse mõju reaktsioonikiirusele.
Kui aktiveerimisenergia on madal (< 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.
Kui aktiveerimisenergia on kõrge(> 120 kJ/mol), tähendab see, et ainult väike osa interakteeruvate osakeste kokkupõrgetest põhjustab reaktsiooni. Seetõttu on sellise reaktsiooni kiirus väga madal. Näiteks ammoniaagi sünteesi reaktsiooni kulgu tavatemperatuuril on peaaegu võimatu märgata.
Kui keemiliste reaktsioonide aktiveerimisenergiad on vahepealsed (40120 kJ/mol), on selliste reaktsioonide kiirused keskmised. Sellised reaktsioonid hõlmavad naatriumi interaktsiooni vee või etüülalkoholiga, broomi vee värvitumist etüleeniga, tsingi vastasmõju vesinikkloriidhappega jne.
Reageerivate ainete kokkupuutepind
Ainete, st heterogeensete ainete pinnal toimuvate reaktsioonide kiirus sõltub, kui muud asjaolud on võrdsed, selle pinna omadustest. Teadaolevalt lahustub pulbriline kriit vesinikkloriidhappes palju kiiremini kui sama kaaluga kriit.
Reaktsioonikiiruse suurenemine on peamiselt tingitud lähteainete kontaktpinna suurendamine, aga ka mitmed muud põhjused, näiteks “õige” kristallvõre struktuuri rikkumine. See toob kaasa asjaolu, et saadud mikrokristallide pinnal olevad osakesed on palju reaktiivsemad kui samad osakesed "siledal" pinnal.
Tööstuses kasutatakse heterogeensete reaktsioonide läbiviimiseks "keevkihti", et suurendada reageerivate ainete kontaktpinda, lähteainete tarnimist ja toodete eemaldamist. Näiteks väävelhappe tootmisel põletatakse püriite "keevkihi" abil.
Võrdlusmaterjal testi sooritamiseks:
Mendelejevi tabel
Lahustuvuse tabel
Rõhu mõju reaktsioonikiirusele sõltub tellida reaktsioonid. Kui temperatuur jääb muutumatuks ja on antud algse gaasisegu koostis, siis kasutades iga kontsentratsiooni olekuvõrrandit, saame kirjutada: p a=aR m T, p b=bR m T. Siin A, b,…, on molaarsed kontsentratsioonid ja p a, p b, ..., on vastavate gaaside osarõhud. Kui moolide koguarv mahuühiku kohta on z, siis täpselt samamoodi saame kirjutada lk=zR m T, Kus R- üldine rõhk. Seega , , ... jne. Kogused... jne. on suhtelised mahulised kontsentratsioonid. Tähistades neid A, IN... jne, saame: p a=Ap,
Kus; p b = Bp, . Mõelgem monomolekulaarne võrrandiga kirjeldatud protsess:
sel juhul on aine muundumise kiirus otseselt võrdeline rõhuga: ~ lk.
Sest bimolekulaarne reaktsioonid:
st ~ lk 2. Vastavalt sellele trimolekulaarne reaktsioone saame:
Kus k- reaktsioonikiiruse konstant.
2.2. Aktiveerimisenergia. Arrheniuse seadus
Reageerivate molekulide vastastikuste kokkupõrgete arv suureneb ~, mis aitab kaasa reaktsioonikiiruse suurenemisele. Näiteks paljude reaktsioonide puhul põhjustab temperatuuri tõus vaid 10 °C kiiruskonstandi tõusu 2–4 korda.
Näide. Vesinikjodiidi poolestusaeg võrrandi 2HJ→H2 +J 2 järgi. Kell T = 373K poolestusaeg on 314 000 aastat, koos T=666K see väheneb 1,3 tunnini ja kell T=973K t 1/2 = 0,12 sek.
Arrhenius: keemilise reaktsiooni toimumiseks on vajalik stabiilse molekuli sisemiste sidemete eelnev nõrgenemine või katkemine, milleks tuleb kulutada teatud hulk energiat E . Mida suurem on põrkuvate molekulide soojusenergia, seda suurem on sisesidemete ümberkorraldamise ja uute molekulide tekke tõenäosus. Kell E= const reaktsiooniga lõppevate kokkupõrgete sagedus suureneb oluliselt kiiremini kui .
Energiabarjääri ületamiseks, mis takistab reageerivate molekulide lähenemist ja reaktsioonisaaduste teket, on vaja nn. aktiveerimisenergia E a. Seega toimub keemilise reaktsiooni elementaarakt ainult nende molekulide kokkupõrke ajal, mille kineetiline energia on suurem E a.
Aktiveerimisenergia E a tavaliselt suurem kui molekulide keskmine soojusliikumise energia. Mida madalam on aktiveerimisenergia, seda sagedamini toimuvad molekulide kokkupõrked, mis põhjustavad reaktsiooniproduktide moodustumist, ja seda suurem on keemilise reaktsiooni kiirus. Suurendama T toob kaasa molekulide arvu suurenemise, mille üleliigne energia ületab E a. See seletab keemilise reaktsiooni kiiruse suurenemist temperatuuri tõustes (joonis 2.1).
Riis. 2.1. Põlemissoojus K ja aktiveerimisenergiat E=u max - u 1
Kõige lihtsamal juhul saab keemiliste reaktsioonide kiiruskonstandid määrata molekulaarkineetilise teooria üldiste seoste alusel (vt nt.).
Tähistagem poolt p A Ja p sisse Molekulide A ja B arv 1 cm 3-s . Reaktsioonikiirus on võrdne arvuga Z sellised molekulide A ja B kokkupõrked ajaühikus, mille energia on suurem kui aktiveerimisenergia E . Ideaalse gaasi jaoks Z määratakse Maxwell-Boltzmanni energiajaotuse seaduse alusel:
Siin on põrkuvate molekulide keskmine efektiivne läbimõõt, mis on vähendatud molekulmass, R m = 8,315∙10 7 erg/deg – universaalne gaasikonstant, m A, m B - molekulmassid.
Enamikul juhtudel on eksperimentaalsed väärtused oluliselt väiksemad kui teoreetilised. Seetõttu sisestatakse arvutusvalemisse nn tõenäosuslik ehk steeriline koefitsient R. Selle tulemusena on bimolekulaarse reaktsiooni kiiruse arvutamise valem nn Arrheniuse valem, on järgmisel kujul:
Võrreldes saadud valemit teist järku reaktsioonide võrrandiga (2.8), saame selle reaktsiooni kiiruskonstandi avaldise:
Temperatuuri tugev mõju reaktsioonikiirustele on tingitud peamiselt Arrheniuse faktorist. Seetõttu peetakse ligikaudsetes arvutustes sageli eksponentsiaalset tegurit T-st sõltumatuks.
Valemi (2.12) analüüs näitab, et T suurenemisega W kasvutempo esmalt suureneb, saavutab teatud maksimumväärtuse ja seejärel väheneb ehk teisisõnu kõveral W versus T on käändepunkt. Võrdsustades W teise tuletise T suhtes nulliga, leiame pöördepunktile vastava temperatuuri:
On lihtne näha, et see temperatuur on üsna kõrge. Näiteks, kui E = 20000 cal/(g-mol) T p = 5000 K. Valemi (2.12) kasutamisel numbrilisteks arvutusteks tuleks arvestada selles sisalduvate suuruste mõõtmetega.
Valemi (2.12) saab kirjutada järgmiselt:
kus on preeksponentsiaalne tegur, s.t. kokkupõrgete arv n A =n B = 1 molekul/cm 3. Mõnikord R sisaldub ka preeksponentsiaalses teguris.
Reaktsioonikiiruse järjekorra hinnangulisteks arvutusteks väärtus k Temperatuuri jaoks võib võtta 0 T=300K võrdub 10–10 cm 3 /(molekul∙sek) (d avg "4∙10 -8 ja m A =m B "30 puhul).
Keemilise reaktsiooni kiirus võrdne aine koguse muutumisega ajaühikus reaktsiooniruumi ühikus Sõltuvalt keemilise reaktsiooni tüübist (homogeenne või heterogeenne) muutub reaktsiooniruumi iseloom. Reaktsiooniruumiks nimetatakse tavaliselt piirkonda, kus keemiline protsess paikneb: maht (V), pindala (S).
Homogeensete reaktsioonide reaktsiooniruum on reagentidega täidetud ruumala. Kuna aine koguse ja ruumalaühiku suhet nimetatakse kontsentratsiooniks (c), on homogeense reaktsiooni kiirus võrdne lähteainete või reaktsioonisaaduste kontsentratsiooni muutumisega ajas. Seal on keskmine ja hetkeline reaktsioonikiirus.
Keskmine reaktsioonikiirus on:
kus c2 ja c1 on lähteainete kontsentratsioonid ajahetkedel t2 ja t1.
Miinusmärk “-” selles avaldises asetatakse kiiruse leidmisel läbi reaktiivide kontsentratsiooni muutuse (antud juhul Dс< 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».
Reaktsioonikiirus antud ajahetkel või hetkeline (tegelik) reaktsioonikiirus v on võrdne:
Reaktsioonikiirus SI-s on ühik [mol × m-3 × s-1], teised suurusühikud [mol × l-1 × s-1], [mol × cm-3 × s-1], [mol ×cm –Z×min-1].
Heterogeense keemilise reaktsiooni kiirus v nimetatakse reagendi (Dn) koguse muutuseks ajaühikus (Dt) liidese pindalaühiku (S) kohta ja see määratakse järgmise valemiga:
või tuletise kaudu:
Heterogeense reaktsioonikiiruse ühik on mol/m2 ×s.
Näide 1. Kloor ja vesinik segati anumas. Segu kuumutati. 5 sekundi pärast oli vesinikkloriidi kontsentratsioon anumas 0,05 mol/dm3. Määrata vesinikkloriidi tekke keskmine kiirus (mol/dm3 s).
Lahendus. Määrame vesinikkloriidi kontsentratsiooni muutuse anumas 5 s pärast reaktsiooni algust:
kus c2, c1 on HCl lõplik ja algne molaarne kontsentratsioon.
Dc (HCl) = 0,05 - 0 = 0,05 mol/dm3.
Arvutame võrrandi (3.1) abil vesinikkloriidi moodustumise keskmise kiiruse:
Vastus: 7 = 0,01 mol/dm3 ×s.
Näide 2. Anumas mahuga 3 dm3 toimub järgmine reaktsioon:
C2H2 + 2H2®C2H6.
Vesiniku algmass on 1 g. 2 s pärast reaktsiooni algust muutub vesiniku massiks 0,4 g. Määrake C2H6 moodustumise keskmine kiirus (mol/dm"×s).
Lahendus. Reaktsioonis osalenud vesiniku mass (mpror (H2)) võrdub vesiniku algmassi (miout (H2)) ja reageerimata vesiniku lõppmassi (tk (H2)) vahega:
tpror.(H2)= tiskh(H2)-mk(H2); tpror (H2) = 1-0,4 = 0,6 g.
Arvutame vesiniku koguse:
= 0,3 mol.
Määrake moodustunud C2H6 kogus:
Vastavalt võrrandile: 2 mol H2®-st moodustub 1 mol C2H6;
Vastavalt tingimusele: 0,3 mol H2-st moodustub ® x mol C2H6.
n(C2H6) = 0,15 mol.
Arvutame moodustunud C2H6 kontsentratsiooni:
Leiame C2H6 kontsentratsiooni muutuse:
0,05-0 = 0,05 mol/dm3. Arvutame võrrandi (3.1) abil C2H6 keskmise moodustumise kiiruse:
Vastus: =0,025 mol/dm3 ×s.
Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid . Keemilise reaktsiooni kiiruse määravad järgmised peamised tegurid:
1) reageerivate ainete olemus (aktivatsioonienergia);
2) reageerivate ainete kontsentratsioon (massimõju seadus);
3) temperatuur (van't Hoffi reegel);
4) katalüsaatorite olemasolu (aktivatsioonienergia);
5) rõhk (gaasidega seotud reaktsioonid);
6) jahvatusaste (reaktsioonid tahkete ainetega);
7) kiirguse liik (nähtav, UV, IR, röntgen).
Keemilise reaktsiooni kiiruse sõltuvust kontsentratsioonist väljendab keemilise kineetika põhiseadus – massimõju seadus.
Massitegevuse seadus . 1865. aastal esitas professor N. N. Beketov esimest korda hüpoteesi reageerivate ainete masside ja reaktsiooniaja vahelise kvantitatiivse seose kohta: "... külgetõmme on võrdeline mõjuvate masside korrutisega." See hüpotees leidis kinnitust massitegevuse seaduses, mille 1867. aastal kehtestasid kaks Norra keemikut K. M. Guldberg ja P. Waage. Massitegevuse seaduse kaasaegne sõnastus on järgmine: konstantsel temperatuuril on keemilise reaktsiooni kiirus otseselt võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega, mis on võrdne reaktsioonivõrrandi stöhhiomeetriliste koefitsientidega.
Reaktsiooni aA + bB = tM + nN korral on massimõju seaduse kineetiline võrrand järgmine:
, (3.5)
kus on reaktsioonikiirus;
k- proportsionaalsustegur, mida nimetatakse keemilise reaktsiooni kiiruskonstandiks (at = 1 mol/dm3 k on arvuliselt võrdne); - reaktsioonis osalevate reaktiivide kontsentratsioon.
Keemilise reaktsiooni kiiruskonstant ei sõltu reagentide kontsentratsioonist, vaid selle määrab reagentide iseloom ja reaktsioonitingimused (temperatuur, katalüsaatori olemasolu). Teatud tingimustes toimuva konkreetse reaktsiooni korral on kiiruskonstant konstantne väärtus.
Näide 3. Kirjutage reaktsiooni massimõju seaduse kineetiline võrrand:
2NO (g) + C12 (g) = 2NOCI (g).
Lahendus. Selle keemilise reaktsiooni võrrandil (3.5) on järgmine kuju:
.
Heterogeensete keemiliste reaktsioonide korral hõlmab massimõju seaduse võrrand ainult nende ainete kontsentratsioone, mis on gaasi- või vedelfaasis. Aine kontsentratsioon tahkes faasis on tavaliselt konstantne ja sisaldub kiiruskonstandis.
Näide 4. Kirjutage reaktsioonide massimõju seaduse kineetiline võrrand:
a) 4Fe(s) + 3O2(g) = 2Fe2O3(s);
b) CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g).
Lahendus. Nende reaktsioonide võrrand (3.5) on järgmisel kujul:
Kuna kaltsiumkarbonaat on tahke aine, mille kontsentratsioon reaktsiooni käigus ei muutu, see tähendab, et antud juhul on reaktsiooni kiirus teatud temperatuuril konstantne.
Näide 5. Mitu korda suureneb lämmastikoksiidi (II) oksüdeerumise kiirus hapnikuga, kui reaktiivide kontsentratsioonid kahekordistuvad?
Lahendus. Kirjutame reaktsioonivõrrandi:
2NO + O2= 2NO2.
Tähistagem reaktiivide alg- ja lõppkontsentratsioone vastavalt c1(NO), cl(O2) ja c2(NO), c2(O2). Samamoodi tähistame alg- ja lõppreaktsiooni kiirust: vt, v2. Seejärel saame võrrandi (3.5) abil:
.
Tingimuse järgi c2(NO) = 2c1 (NO), c2(O2) = 2c1(O2).
Leiame v2 =к2 × 2cl(O2).
Leidke, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb:
Vastus: 8 korda.
Rõhu mõju keemilise reaktsiooni kiirusele on kõige olulisem gaase hõlmavate protsesside puhul. Kui rõhk muutub n korda, siis maht väheneb ja kontsentratsioon suureneb n korda ja vastupidi.
Näide 6. Mitu korda suureneb võrrandi A + B = C järgi reageerivate gaasiliste ainete keemilise reaktsiooni kiirus, kui rõhk süsteemis kahekordistub?
Lahendus. Kasutades võrrandit (3.5), väljendame reaktsioonikiirust enne rõhu suurendamist:
.
Kineetiline võrrand pärast rõhu suurenemist on järgmise kujuga:
.
Kui rõhk tõuseb 2 korda, väheneb 2 korda ka gaasisegu maht vastavalt Boyle-Mariotte seadusele (рУ = const). Järelikult suureneb ainete kontsentratsioon 2 korda.
Seega c2(A) = 2c1(A), c2(B) = 2c1(B). Siis
Määrame, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb rõhu suurenemisega.
Elus puutume kokku erinevate keemiliste reaktsioonidega. Mõned neist, nagu raua roostetamine, võivad kesta mitu aastat. Teised, näiteks suhkru kääritamine alkoholiks, võtavad mitu nädalat. Küttepuud ahjus põlevad paari tunniga ja bensiin mootoris sekundi murdosaga.
Seadmete kulude vähendamiseks suurendavad keemiatehased reaktsioonide kiirust. Ja mõned protsessid, näiteks toidu riknemine ja metallide korrosioon, tuleb aeglustada.
Keemilise reaktsiooni kiirus saab väljendada kui aine hulga muutus (n, moodul) ajaühikus (t) - võrrelge liikuva keha kiirust füüsikas koordinaatide muutusena ajaühikus: υ = Δx/Δt. Et kiirus ei sõltuks anuma mahust, milles reaktsioon toimub, jagame avaldise reageerivate ainete mahuga (v), st saame aine koguse muutus ajaühikus mahuühikus või ühe aine kontsentratsiooni muutus ajaühikus:
n 2 − n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v
kus c = n / v on aine kontsentratsioon,
Δ (loe "delta") on väärtuse muutuse üldtunnustatud tähis.
Kui ainetel on võrrandis erinevad koefitsiendid, on selle valemi abil arvutatud reaktsioonikiirus nende kõigi jaoks erinev. Näiteks 2 mooli vääveldioksiidi reageeris täielikult 1 mooli hapnikuga 10 sekundi jooksul 1 liitris:
2SO2 + O2 = 2SO3
Hapniku kiirus on järgmine: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s
Vääveldioksiidi kiirus: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- seda ei pea eksami ajal pähe õppima ja ütlema, näide on toodud, et mitte segadusse sattuda, kui see küsimus tekib.
Heterogeensete reaktsioonide (kaasa arvatud tahked ained) kiirust väljendatakse sageli kontaktpindade pindalaühiku kohta:
Δn
υ = –––––– (2)
Δt S
Reaktsioone nimetatakse heterogeenseteks, kui reagendid on erinevates faasides:
- tahke aine teise tahke, vedeliku või gaasiga,
- kaks segunematut vedelikku
- vedelik gaasiga.
Ühes faasis toimuvad ainete vahel homogeensed reaktsioonid:
- hästi segatud vedelike vahel,
- gaasid,
- ained lahustes.
Keemiliste reaktsioonide kiirust mõjutavad tingimused
1) Reaktsioonikiirus sõltub reagentide olemus. Lihtsamalt öeldes reageerivad erinevad ained erineva kiirusega. Näiteks tsink reageerib ägedalt vesinikkloriidhappega, raud aga üsna aeglaselt.
2) Mida suurem on reaktsioonikiirus, seda kiiremini kontsentratsioon ained. Tsink reageerib palju kauem tugevalt lahjendatud happega.
3) Reaktsioonikiirus suureneb oluliselt suurenedes temperatuuri. Näiteks selleks, et kütus põleks, on vaja see süüdata, st temperatuuri tõsta. Paljude reaktsioonide puhul kaasneb temperatuuri tõusuga 10 °C 2–4-kordne kiiruse tõus.
4) Kiirus heterogeenne reaktsioonid suurenevad suurenedes reageerivate ainete pinnad. Tahked ained tavaliselt selleks otstarbeks jahvatatakse. Näiteks selleks, et raua- ja väävlipulbrid kuumutamisel reageeriksid, peab raud olema peene saepuru kujul.
Pange tähele, et sel juhul on kaudne valem (1)! Valem (2) väljendab kiirust pindalaühiku kohta, mistõttu see ei saa sõltuda pindalast.
5) Reaktsiooni kiirus sõltub katalüsaatorite või inhibiitorite olemasolust.
Katalüsaatorid- ained, mis kiirendavad keemilisi reaktsioone, kuid mida ei tarbita. Näiteks võib tuua vesinikperoksiidi kiire lagunemise katalüsaatori - mangaan(IV)oksiidi - lisamisega:
2H 2O 2 = 2H 2O + O 2
Mangaan(IV)oksiid jääb põhja ja seda saab uuesti kasutada.
Inhibiitorid- ained, mis aeglustavad reaktsiooni. Näiteks veeküttesüsteemi lisatakse korrosiooniinhibiitoreid, et pikendada torude ja akude eluiga. Autodes lisatakse piduri- ja jahutusvedelikule korrosiooniinhibiitoreid.
Veel paar näidet.
Gaasiliste süsteemide reaktsiooni kineetilise võrrandi kirjutamisel kirjutatakse kontsentratsiooni (C) asemel reaktiivide rõhk (P), kuna rõhu muutus süsteemis on sarnane kontsentratsiooni muutusega. Rõhu tõus süsteemis põhjustab süsteemi mahu vähenemise sama palju, samal ajal suureneb reaktiivide kontsentratsioon ruumalaühiku kohta. Rõhu langedes suureneb süsteemi maht ja vastavalt väheneb kontsentratsioon mahuühiku kohta.
Näited ja probleemide lahendused.
Näide 1.
Millise reaktsiooni kiirus on suurem, kui esimese reaktsiooni tulemusena tekkis ajaühikus ruumalaühikus 9 g veeauru ja teise reaktsiooni tulemusena 3,65 g vesinikkloriidi?
Reaktsiooni kiirust mõõdetakse aine moolide arvuga, mis moodustuvad ruumalaühikus ajaühikus. Vee molaarmass vesinikkloriidi molaarmass 
siis esimese reaktsiooni kiirus,
Mool/l × s,
ja teise reaktsiooni kiirus
tahe 
mol/l.
Veeauru moodustumise kiirus on suurem, kuna veeauru moodustumise moolide arv on suurem kui vesinikkloriidi moodustumise moolide arv.
Näide 2.
Ainete A ja B vahelist reaktsiooni väljendatakse võrrandiga: A+2B®C. Aine A algkontsentratsioon on 0,3 mol/l ja aine B 0,5 mol/l. Kiiruskonstant on 0,4. Määrake reaktsioonikiirus mõne aja pärast, kui aine A kontsentratsioon väheneb 0,1 mol/l võrra.
Aine A kontsentratsioon vähenes 0,1 mol/l. Seetõttu vähenes reaktsioonivõrrandi põhjal aine B kontsentratsioon 0,2 mol/l, kuna ainele B eelneb koefitsient 2. Siis muutub aine A kontsentratsioon mõne aja pärast 0,3-0,1 = 0,2 mol. / l ja kontsentratsioon B on 0,5-0,2 = 0,3 mol/l.
Määrake reaktsiooni kiirus:
Mool/l×s
Näide 3.
Kuidas muutub reaktsiooni kiirus, kui NO kontsentratsiooni suurendatakse 3 korda? Vastavalt massitegevuse seadusele kirjutame reaktsioonikiiruse avaldise:
.
Kui NO kontsentratsioon suureneb 3 korda, on reaktsiooni kiirus:
Reaktsioonikiirus suureneb 9 korda.
Näide 4.
Määrake, kuidas reaktsioonikiirus muutub 
kui tõstate rõhku süsteemis 2 korda.
Rõhu tõus süsteemis 2 korda põhjustab süsteemi mahu vähenemise 2 korda, samas kui reageerivate ainete kontsentratsioonid suurenevad 2 korda.
Vastavalt massitegevuse seadusele kirjutame algse reaktsioonikiiruse 
ja 2-kordse rõhu tõusuga:
, .
Reaktsioonikiirus suureneb 8 korda.
Näide 5.
Arvutage ainete A ja B algkontsentratsioonid süsteemis A+3B=2C, kui ainete A tasakaalukontsentratsioonid on 0,1 mol/l, ainete B 0,2 mol/l, ainete C 0,7 mol/l.
Leiame reaktsioonile kulunud aine A kontsentratsiooni, moodustades proportsiooni vastavalt reaktsioonivõrrandile:
2 mol/l C, mis saadakse 1 mol/l A-st,
0,7 mol/l C ®x mol/l × A.
mol/l A.
Seetõttu on aine A algkontsentratsioon:
0,1 + 0,35 = 0,45 mol/l.
Leidke reaktsioonile kulunud aine B kontsentratsioon.
Koostame proportsiooni vastavalt reaktsioonivõrrandile:
2 mol/l C saadakse 3 mol/l B-st
0,7 mol/l C® x mol/l B
x = mol/l A.
Siis on aine B algkontsentratsioon:
mol/l.
Näide 6.
Temperatuuril 40 0°C tekkis 0,5 mol/l ainet A. Mitu mol/l tekib A, kui temperatuur tõsta 80 0 C-ni? Reaktsiooni temperatuuritegur on 2.
Kasutades Van't Hoffi reeglit, kirjutame üles reaktsioonikiiruse avaldise 80 0 C juures:
.
Asendades need ülesanded võrrandisse, saame:
80 0 C juures tekib 8 mol/l ainet A.
Näide 7.
Arvutage reaktsiooni kiiruskonstandi muutus, mille aktiveerimisenergia on 191 kJ/mol, kui temperatuur tõuseb 330 K-lt 400 K-ni.
Kirjutame probleemitingimuse jaoks Arrheniuse võrrandi:
kus R on universaalne gaasikonstant, mis on võrdne 8,32 J/k(K×mol).
kus kiiruskonstandi muutus on:
Testiülesanded
61. Keemilise reaktsiooni kiirus
2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)
reagentide kontsentratsioonidel =0,3 mol/l ja =0,15 mol/l oli 1,2 × 10-3 mol/(l · s). Leidke reaktsioonikiiruse konstandi väärtus.
62. Mitme kraadi võrra tuleks tõsta süsteemi temperatuuri, et reaktsioonikiirus selles suureneks 30 korda (=2,5)?
63. Mitu korda tuleks vingugaasi kontsentratsiooni süsteemis tõsta?
2CO = CO2+ C,
nii et reaktsioonikiirus suureneb 4 korda?
64. Mitu korda tuleks rõhku tõsta, et NO2 moodustumise reaktsioonikiirus oleks vastavalt reaktsioonile
kasvanud 1000 korda?
65. Reaktsioon kulgeb vastavalt võrrandile
2NO(g) + Cl2(g) = 2NOCl(g).
Lähteainete kontsentratsioonid enne reaktsiooni algust olid: =0,4 mol/l; =0,3 mol/l. Mitu korda muutub reaktsiooni kiirus võrreldes esialgsega hetkel, kui pool lämmastikoksiidist jõuab reageerida?
66. Mitu korda suureneb keemilise reaktsiooni kiiruskonstant, kui temperatuur tõuseb 40, kui =3,2?
67. Kirjutage võrrandi järgi homogeenses süsteemis toimuva keemilise reaktsiooni kiiruse avaldis
ja määrake, mitu korda selle reaktsiooni kiirus suureneb, kui:
a) kontsentratsioon A väheneb 2 korda;
b) kontsentratsioon A suureneb 2 korda;
c) kontsentratsioon B suureneb 2 korda;
d) mõlema aine kontsentratsioon suureneb 2 korda.
68. Mitu korda tuleks vesiniku kontsentratsiooni süsteemis tõsta?
N2 + 3H2 = 2NH3,
nii et reaktsioonikiirus suureneb 100 korda?
69. Arvutage reaktsioonikiiruse temperatuuritegur, kui selle kiiruskonstant 100 C juures on 0,0006 ja 150 C juures 0,072.
70. Reaktsioon lämmastikoksiidi (II) ja kloori vahel toimub vastavalt võrrandile
2NO + Cl2= 2NOCl.
Kuidas reaktsioonikiirus muutub suurenedes:
a) lämmastikoksiidi kontsentratsioon on 2 korda suurem;
b) kloori kontsentratsioon 2 korda;
c) mõlema aine kontsentratsioonid on 2-kordsed?
KEEMILINE TASAKAAL
Näited probleemide lahendamisest
Keemiline tasakaal on süsteemi seisund, kus edasi- ja tagasisuunaliste keemiliste reaktsioonide kiirused on võrdsed ning reageerivate ainete kontsentratsioonid aja jooksul ei muutu.
Keemilise tasakaalu kvantitatiivne tunnus on tasakaalukonstant. Tasakaalukonstant konstantsel temperatuuril võrdub reaktsioonisaaduste tasakaalukontsentratsioonide korrutise ja lähteainete tasakaalukontsentratsioonide korrutisega, mis on võetud nende stöhhiomeetriliste koefitsientide astmetes, ja on konstantne väärtus.
Üldiselt homogeense reaktsiooni korral mA+ nB« pC+qD
tasakaalukonstant on:
Me väljendame seda võrrandit pöörduva reaktsiooni massimõju seadusega.
Väliste tingimuste muutumisel nihkub keemiline tasakaal, mis väljendub lähteainete ja reaktsioonisaaduste tasakaalukontsentratsioonide muutumises. Tasakaalu nihke suund määratakse Le Chatelier' printsiibiga: kui tasakaalus olevale süsteemile avaldatakse väline mõju, siis tasakaal nihkub suunas, mis välist mõju nõrgendab.
Keemilist tasakaalu saab nihutada reageerivate ainete kontsentratsiooni, temperatuuri ja rõhu muutuste mõjul.
Lähteainete kontsentratsiooni suurenemisega nihkub tasakaal vastavalt Le Chatelier' põhimõttele reaktsioonisaaduste suunas ja saaduste kontsentratsiooni suurenemisel lähteainete suunas.
Temperatuuri muutumisel (tõusmisel) nihkub tasakaal endotermilise reaktsiooni suunas (D H > 0), mis toimub soojuse neeldumisel, s.o. edasisuunalise reaktsiooni kiirus suureneb ja tasakaal nihkub reaktsioonisaaduste suunas. Eksotermilise reaktsiooni korral (DH > 0) suureneb temperatuuri tõustes pöördreaktsiooni kiirus, mis tagab soojuse neeldumise ning tasakaal nihkub lähteainete suunas.
Kui reaktsioon hõlmab gaasilises olekus aineid, saab keemilist tasakaalu nihutada rõhu muutmisega. Rõhu tõus võrdub reagentide kontsentratsiooni suurenemisega. Rõhu tõustes nihkub tasakaal reaktsiooni poole, kus gaasiliste ainete moolid on väiksemad, ja rõhu vähenemisel suurema hulga gaasiliste ainete moolidega reaktsiooni poole.
Näide 1.
Arvutage ainete A ja B algkontsentratsioonid homogeenses süsteemis A + 3B «2C, kui tasakaalukontsentratsioonid A = 0,1 mol/l, B = 0,2 mol/l, C = 0,7 mol/l.
Teatavasti on aine algkontsentratsioon võrdne tasakaalukontsentratsiooni ja reaktsioonile kulunud kontsentratsiooni summaga, s.o. reageeris:
Selle leidmiseks peate teadma, kui palju ainet A reageeris.
Arvutame, koostades proportsiooni vastavalt reaktsioonivõrrandile:
2 mol/l C saadakse 1 mol/l A-st
0,7 mol/l C ––––––––x mol/l A,
x = (0,7 x 1)/2 = 0,35 mol/l
Arvutame aine B algkontsentratsiooni:
Selle leidmiseks loome proportsiooni:
2 mol/l C saadakse 3 mol/l B-st
0,7 mol/l C –––––––––––––x mol/l B
x = (0,7 × 3)/2 = 1,05 mol/l
Siis on algkontsentratsioon B:
Näide 2.
Arvutage ainete tasakaalukontsentratsioonid süsteemis A + B “C + D, eeldusel, et ainete algkontsentratsioonid on: A = 1 mol/l, B = 5 mol/l. Tasakaalukonstant on 1.
Oletame, et aine A tasakaalu saabumise ajaks on moolid reageerinud x. Reaktsioonivõrrandi alusel on tasakaalukontsentratsioonid:
;
kuna aine B reaktsioonivõrrandi järgi kulus reaktsiooniks sama palju reaktsiooni kui aine A reageeris.
Asendame tasakaalukontsentratsioonide väärtused tasakaalukonstandiga ja leiame x.
Seejärel: 
Näide 3.
Süsteemis on loodud tasakaal: 2AB + B 2 “2AB; D H > 0.
Millises suunas tasakaal temperatuuri langedes nihkub?
See otsene reaktsioon on endotermiline, st. käib koos soojuse neeldumisega, seetõttu, kui temperatuur süsteemis langeb, nihkub tasakaal vastavalt Le Chatelier’ põhimõttele vasakule, pöördreaktsiooni suunas, mis on eksotermiline.
Näide 4.
Süsteemi A + B «AB tasakaal saavutati järgmiste ainete kontsentratsioonidel: C (A) = C ( B) = C ( AB) = 0,01 mol/l. Arvutage ainete tasakaalukonstant ja algkontsentratsioonid. 72. Lämmastik(II)oksiidi ja kloori algkontsentratsioonid süsteemis
2NO + Cl2 2NOCl
on vastavalt 0,5 mol/l ja 0,2 mol/l. Arvutage tasakaalukonstant, kui tasakaalu saabumise ajaks on reageerinud 20 lämmastikoksiidi.
73. Teatud temperatuuril on pöörduva keemilise reaktsiooni reagentide tasakaalukontsentratsioonid
2A(g)+B(g) 2C(g)
olid [A] = 0,04 mol/l, [B] = 0,06 mol/l, [C] = 0,02 mol/l. Arvutage ainete A ja B tasakaalukonstant ja algkontsentratsioonid.
74. Teatud temperatuuril tasakaalukontsentratsioonid süsteemis
olid vastavalt: = 0,04 mol/l, = 0,06 mol/l,
0,02 mol/l. Arvutage tasakaalukonstant ja algkonstant
väävel(IV)oksiidi ja hapniku kontsentratsioon.
75. Kui süsteem on tasakaalus
kaasatud ainete kontsentratsioonid olid: = 0,3 mol/l; = =0,9 mol/l; = 0,4 mol/l. Arvutage, kuidas muutuvad edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused, kui rõhk tõuseb 5 korda. Millises suunas tasakaal nihkub?
76. Arvutage pöörduva reaktsiooni tasakaalukonstant
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g),
kui tasakaalukontsentratsioon = 0,04 mol/l ja ainete algkontsentratsioonid = 1 mol/l, = 0,8 mol/l.
77. Süsteemi tasakaal
CO + Cl2 COCl2,
määratakse järgmistel reagentide kontsentratsioonidel: [CO] = = [Cl2] = = 0,001 mol/l. Määrake tasakaalukonstant ning süsinikmonooksiidi ja kloori algkontsentratsioonid.
78. Süsinikmonooksiidi (II) ja veeauru algkontsentratsioonid on võrdsed ja moodustavad 0,03 mol/l. Arvutage CO, H2O ja H2 tasakaalukontsentratsioonid süsteemis
CO + H2O CO2+ H2,
kui CO2 tasakaalukontsentratsioon oli võrdne 0,01 mol/l. Arvutage tasakaalukonstant.
79. Määrake vesiniku tasakaalukontsentratsioon süsteemis
kui HJ algkontsentratsioon oli 0,05 mol/l ja tasakaalukonstant K = 0,02.
80. Süsteemi tasakaalukonstant
CO + H2O CO2+ H2
teatud temperatuuril on võrdne 1. Arvutage segu protsentuaalne koostis tasakaalus, kui CO ja H2O algkontsentratsioonid on 1 mol/l.
