تأثیر ماهیت واکنش دهنده ها بر سرعت یک واکنش شیمیایی. سرعت واکنش شیمیایی وابستگی سرعت واکنش به فشار

واکنش‌های شیمیایی با سرعت‌های مختلف اتفاق می‌افتد: با سرعت کم در هنگام تشکیل استالاکتیت‌ها و استالاگمیت‌ها، با سرعت متوسط ​​هنگام پختن غذا، بلافاصله در حین انفجار. واکنش ها در محلول های آبی خیلی سریع رخ می دهد.

تعیین سرعت یک واکنش شیمیایی، و همچنین روشن کردن وابستگی آن به شرایط فرآیند، وظیفه سینتیک شیمیایی است - علم الگوهای واکنش های شیمیایی در طول زمان.

اگر واکنش های شیمیایی در یک محیط همگن، به عنوان مثال در یک محلول یا در فاز گاز رخ دهد، آنگاه برهمکنش مواد واکنش دهنده در کل حجم رخ می دهد. چنین واکنش هایی نامیده می شود همگن.

(v homog) به عنوان تغییر در مقدار ماده در واحد زمان در واحد حجم تعریف می شود:

جایی که Δn تغییر در تعداد مول های یک ماده است (اغلب ماده اصلی است، اما می تواند محصول واکنش نیز باشد). Δt - فاصله زمانی (s، min)؛ V حجم گاز یا محلول (l) است.

از آنجایی که نسبت مقدار ماده به حجم نشان دهنده غلظت مولی C است، پس

بنابراین، سرعت یک واکنش همگن به عنوان تغییر در غلظت یکی از مواد در واحد زمان تعریف می شود:

اگر حجم سیستم تغییر نکند.

اگر واکنشی بین موادی در حالت‌های مختلف تجمع (مثلاً بین جامد و گاز یا مایع) یا بین موادی که قادر به تشکیل یک محیط همگن نیستند (مثلاً بین مایعات غیرقابل اختلاط) رخ دهد، آنگاه فقط در سطح تماس مواد چنین واکنش هایی نامیده می شود ناهمگون.

به عنوان تغییر در مقدار ماده در واحد زمان در سطح واحد تعریف می شود.

که در آن S مساحت سطح تماس مواد است (m2, cm2).

تغییر در مقدار ماده ای که با آن سرعت واکنش تعیین می شود یک عامل خارجی است که محقق مشاهده می کند. در واقع تمامی فرآیندها در سطح خرد انجام می شود. بدیهی است که برای اینکه برخی از ذرات واکنش نشان دهند، ابتدا باید با هم برخورد کنند و به طور مؤثر برخورد کنند: مانند توپ در جهات مختلف پراکنده نشوند، بلکه به گونه ای که "پیوندهای قدیمی" در ذرات از بین رفته یا ضعیف شوند و "پیوندهای جدید" می توانند "، و برای این کار ذرات باید انرژی کافی داشته باشند.

داده های محاسبه شده نشان می دهد که مثلاً در گازها، برخورد مولکول ها در فشار اتمسفر به میلیاردها در ثانیه می رسد، یعنی همه واکنش ها باید فوراً رخ دهند. اما این درست نیست. به نظر می رسد که تنها بخش بسیار کوچکی از مولکول ها انرژی لازم برای منجر به برخورد موثر را دارند.

حداقل انرژی اضافی که یک ذره (یا جفت ذره) باید داشته باشد تا یک برخورد مؤثر رخ دهد، نامیده می شود. انرژی فعال سازیایا

بنابراین، در مسیر تمام ذرات وارد شده به واکنش، یک سد انرژی برابر با انرژی فعال سازی E a وجود دارد. وقتی کوچک است، ذرات زیادی وجود دارند که می توانند بر آن غلبه کنند و سرعت واکنش بالاست. در غیر این صورت، "فشار" مورد نیاز است. وقتی کبریت را برای روشن کردن یک لامپ الکلی می آورید، انرژی اضافی E را که برای برخورد موثر مولکول های الکل با مولکول های اکسیژن (غلبه بر مانع) ضروری است، به بدن منتقل می کنید.

سرعت یک واکنش شیمیایی به عوامل زیادی بستگی دارد. موارد اصلی عبارتند از: ماهیت و غلظت واکنش دهنده ها، فشار (در واکنش های مربوط به گازها)، دما، عمل کاتالیزورها و سطح واکنش دهنده ها در مورد واکنش های ناهمگن.

درجه حرارت

با افزایش دما، در بیشتر موارد سرعت یک واکنش شیمیایی به طور قابل توجهی افزایش می یابد. در قرن 19 شیمیدان هلندی J. X. van't Hoff قانون را فرموله کرد:

هر 10 درجه سانتیگراد افزایش دما منجر به افزایش دما می شودسرعت واکنش 2-4 بار(به این مقدار ضریب دمایی واکنش گفته می شود).

با افزایش دما، سرعت متوسط ​​مولکول ها، انرژی آنها و تعداد برخوردها اندکی افزایش می یابد، اما نسبت مولکول های "فعال" شرکت کننده در برخوردهای موثر که بر سد انرژی واکنش غلبه می کنند، به شدت افزایش می یابد. از نظر ریاضی، این وابستگی با رابطه بیان می شود:

که در آن v t 1 و v t 2 به ترتیب سرعت واکنش در دمای پایانی t 2 و t 1 اولیه هستند و γ ضریب دمایی سرعت واکنش است که نشان می دهد با هر 10 درجه افزایش سرعت واکنش چند برابر افزایش می یابد. در دما

با این حال، برای افزایش سرعت واکنش، افزایش دما همیشه قابل اعمال نیست، زیرا ممکن است مواد اولیه شروع به تجزیه کنند، حلال ها یا خود مواد ممکن است تبخیر شوند و غیره.

واکنش های گرمازا و گرمازا

واکنش متان با اکسیژن اتمسفر با انتشار مقدار زیادی گرما همراه است. بنابراین، در زندگی روزمره برای پخت و پز، گرم کردن آب و گرمایش استفاده می شود. گاز طبیعی که از طریق لوله به خانه ها عرضه می شود از 98 درصد متان تشکیل شده است. واکنش اکسید کلسیم (CaO) با آب نیز با آزاد شدن مقدار زیادی گرما همراه است.

این حقایق چه چیزی می تواند نشان دهد؟ هنگامی که پیوندهای شیمیایی جدید در محصولات واکنش تشکیل می شود، بیشترانرژی لازم برای شکستن پیوندهای شیمیایی در معرف ها. انرژی اضافی به صورت گرما و گاهی نور آزاد می شود.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q (انرژی (نور، گرما)).

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (انرژی (گرما)).

چنین واکنش هایی باید به راحتی رخ دهد (همانطور که سنگ به راحتی در سراشیبی غلت می خورد).

واکنش هایی که در آن انرژی آزاد می شود نامیده می شوند EXTERMAL(از لاتین "exo" - خارج).

به عنوان مثال، بسیاری از واکنش های ردوکس گرمازا هستند. یکی از این واکنش های زیبا، کاهش اکسیداسیون درون مولکولی است که در داخل همان نمک - دی کرومات آمونیوم (NH 4) 2 Cr 2 O 7 رخ می دهد:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (انرژی).

مورد دیگر واکنش متقابل است. آنها شبیه به غلطاندن یک سنگ به بالای تپه هستند. هنوز امکان بدست آوردن متان از CO 2 و آب وجود ندارد و برای بدست آوردن CaO آهک زنده از هیدروکسید کلسیم Ca(OH) 2 به حرارت قوی نیاز است. این واکنش تنها با یک جریان ثابت انرژی از خارج رخ می دهد:

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q (انرژی (گرما))

این نشان می دهد که شکستن پیوندهای شیمیایی در Ca(OH) 2 به انرژی بیشتری نیاز دارد که می تواند در طول تشکیل پیوندهای شیمیایی جدید در مولکول های CaO و H 2 O آزاد شود.

واکنش هایی که در آنها انرژی جذب می شود نامیده می شوند آندترمیک(از "Endo" - به سمت داخل).

غلظت واکنش دهنده ها

تغییر فشار زمانی که مواد گازی در واکنش شرکت می کنند منجر به تغییر غلظت این مواد نیز می شود.

برای اینکه فعل و انفعالات شیمیایی بین ذرات رخ دهد، آنها باید به طور موثر با هم برخورد کنند. هر چه غلظت واکنش دهنده ها بیشتر باشد، برخورد بیشتر و بر این اساس، سرعت واکنش بیشتر می شود. به عنوان مثال، استیلن در اکسیژن خالص خیلی سریع می سوزد. در این حالت دمای کافی برای ذوب فلز ایجاد می شود. بر اساس مقدار زیادی از مواد آزمایشی، در سال 1867 نروژی ها K. Guldenberg و P. Waage و مستقل از آنها در سال 1865، دانشمند روسی N.I. Beketov قانون اساسی سینتیک شیمیایی را فرموله کرد و وابستگی سرعت واکنش به غلظت را تعیین کرد. از مواد واکنش دهنده

سرعت یک واکنش شیمیایی متناسب با حاصلضرب غلظت مواد واکنش دهنده است که در توان هایی برابر با ضرایب آنها در معادله واکنش گرفته می شود.

این قانون نیز نامیده می شود قانون عمل توده ای

برای واکنش A + B = D، این قانون به صورت زیر بیان می شود:

برای واکنش 2A + B = D، این قانون به صورت زیر بیان می شود:

در اینجا C A، C B غلظت مواد A و B (mol/l) هستند. k 1 و k 2 ضرایب تناسبی هستند که ثابت سرعت واکنش نامیده می شوند.

تعیین معنای فیزیکی ثابت سرعت واکنش دشوار نیست - از نظر عددی برابر با سرعت واکنش است که در آن غلظت واکنش‌دهنده‌ها 1 mol/l یا محصول آنها برابر با واحد است. در این حالت مشخص است که ثابت سرعت واکنش فقط به دما بستگی دارد و به غلظت مواد بستگی ندارد.

قانون عمل توده ای غلظت واکنش دهنده ها در حالت جامد را در نظر نمی گیرد، زیرا روی سطوح واکنش نشان می دهند و غلظت آنها معمولاً ثابت است.

به عنوان مثال، برای یک واکنش احتراق زغال سنگ، عبارت سرعت واکنش باید به صورت زیر نوشته شود:

یعنی سرعت واکنش فقط با غلظت اکسیژن متناسب است.

اگر معادله واکنش تنها یک واکنش شیمیایی کل را توصیف کند که در چند مرحله انجام می شود، آنگاه سرعت چنین واکنشی می تواند به شکل پیچیده ای به غلظت مواد اولیه بستگی داشته باشد. این وابستگی به صورت تجربی یا نظری بر اساس مکانیسم واکنش پیشنهادی تعیین می شود.

عمل کاتالیزورها

افزایش سرعت یک واکنش با استفاده از مواد ویژه ای امکان پذیر است که مکانیسم واکنش را تغییر می دهند و آن را در مسیری از نظر انرژی مطلوب تر با انرژی فعال سازی کمتر هدایت می کنند. آنها را کاتالیزور می نامند (از لاتین katalysis - تخریب).

کاتالیزور به عنوان یک راهنمای باتجربه عمل می کند و گروهی از گردشگران را نه از طریق یک گردنه مرتفع در کوهستان (غلبه بر آن مستلزم تلاش و زمان زیادی است و برای همه قابل دسترسی نیست) بلکه در امتداد مسیرهای کنارگذر شناخته شده برای او هدایت می کند. می توان خیلی راحت تر و سریع تر بر کوه غلبه کرد.

درست است، با استفاده از مسیر دوربرگردان می توانید دقیقاً به جایی که گذر اصلی منتهی می شود نرسید. اما گاهی اوقات این دقیقا همان چیزی است که لازم است! کاتالیزورهایی که انتخابی نامیده می شوند دقیقاً به این ترتیب عمل می کنند. واضح است که نیازی به سوزاندن آمونیاک و نیتروژن نیست، اما از اکسید نیتریک (II) در تولید اسید نیتریک استفاده می شود.

کاتالیزورها- اینها موادی هستند که در یک واکنش شیمیایی شرکت می کنند و سرعت یا جهت آن را تغییر می دهند، اما در پایان واکنش از نظر کمی و کیفی بدون تغییر باقی می مانند.

تغییر سرعت یک واکنش شیمیایی یا جهت آن با استفاده از کاتالیزور را کاتالیز می گویند. کاتالیزورها به طور گسترده در صنایع مختلف و حمل و نقل (مبدل های کاتالیزوری که اکسیدهای نیتروژن از گازهای خروجی خودروها را به نیتروژن بی ضرر تبدیل می کنند) استفاده می شود.

دو نوع کاتالیزور وجود دارد.

کاتالیز همگن، که در آن کاتالیزور و واکنش دهنده ها در یک حالت تجمع (فاز) هستند.

کاتالیز ناهمگن، که در آن کاتالیزور و واکنش دهنده ها در فازهای مختلف هستند. به عنوان مثال، تجزیه پراکسید هیدروژن در حضور یک کاتالیزور اکسید منگنز (IV) جامد:

خود کاتالیزور در نتیجه واکنش مصرف نمی شود، اما اگر مواد دیگری روی سطح آن جذب شوند (به آنها سم کاتالیزوری می گویند)، سطح از کار افتاده و بازسازی کاتالیزور مورد نیاز است. بنابراین، قبل از انجام واکنش کاتالیزوری، مواد اولیه کاملاً خالص می شوند.

به عنوان مثال، در تولید اسید سولفوریک به روش تماس، از یک کاتالیزور جامد - اکسید وانادیم (V) V 2 O 5 استفاده می شود:

در تولید متانول از کاتالیزور جامد روی کروم (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3 ) استفاده می شود:

کاتالیزورهای بیولوژیکی - آنزیم ها - بسیار موثر عمل می کنند. از نظر ماهیت شیمیایی آنها پروتئین هستند. به لطف آنها، واکنش های شیمیایی پیچیده با سرعت بالا در موجودات زنده در دمای پایین رخ می دهد.

سایر مواد جالب شناخته شده هستند - مهار کننده ها (از لاتین inhibere - تا تاخیر). آنها با ذرات فعال با سرعت بالا واکنش می دهند و ترکیبات کم فعال را تشکیل می دهند. در نتیجه سرعت واکنش به شدت کاهش یافته و سپس متوقف می شود. بازدارنده ها اغلب به طور خاص به مواد مختلف برای جلوگیری از فرآیندهای ناخواسته اضافه می شوند.

به عنوان مثال، محلول های پراکسید هیدروژن با استفاده از بازدارنده ها تثبیت می شوند.

ماهیت مواد واکنش دهنده (ترکیب، ساختار آنها)

معنی انرژی های فعال سازیعاملی است که از طریق آن تأثیر ماهیت مواد واکنش دهنده بر سرعت واکنش تحت تأثیر قرار می گیرد.

اگر انرژی فعال سازی کم باشد (< 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.

اگر انرژی فعال سازی زیاد باشد(> 120 کیلوژول بر مول)، این بدان معنی است که تنها بخش کوچکی از برخورد بین ذرات برهم کنش منجر به واکنش می شود. بنابراین سرعت چنین واکنشی بسیار کم است. به عنوان مثال، پیشرفت واکنش سنتز آمونیاک در دماهای معمولی تقریبا غیرممکن است.

اگر انرژی فعال سازی واکنش های شیمیایی دارای مقادیر متوسط ​​(40120 کیلوژول بر مول) باشد، سرعت چنین واکنش هایی متوسط ​​خواهد بود. چنین واکنش هایی شامل برهمکنش سدیم با آب یا الکل اتیلیک، رنگ زدایی آب برم با اتیلن، برهمکنش روی با اسید کلریدریک و غیره است.

سطح تماس مواد واکنش دهنده

سرعت واکنش هایی که روی سطح مواد رخ می دهد، یعنی واکنش های ناهمگن، با مساوی بودن سایر چیزها، به خواص این سطح بستگی دارد. مشخص است که گچ پودری در اسید هیدروکلریک بسیار سریعتر از یک تکه گچ با وزن مساوی حل می شود.

افزایش سرعت واکنش در درجه اول به دلیل افزایش سطح تماس مواد اولیه، و همچنین تعدادی از دلایل دیگر، به عنوان مثال، نقض ساختار شبکه کریستالی "صحیح". این منجر به این واقعیت می شود که ذرات روی سطح میکروکریستال های حاصل بسیار واکنش پذیرتر از همان ذرات روی سطح "صاف" هستند.

در صنعت، برای انجام واکنش‌های ناهمگن، از یک "بستر سیال" برای افزایش سطح تماس مواد واکنش‌دهنده، تامین مواد اولیه و حذف محصولات استفاده می‌شود. به عنوان مثال، در تولید اسید سولفوریک، پیریت ها با استفاده از یک "بستر سیال" پخته می شوند.

مواد مرجع برای شرکت در آزمون:

جدول مندلیف

جدول حلالیت

اثر فشار بر سرعت واکنش بستگی دارد سفارشواکنش ها اگر دما بدون تغییر باقی بماند و ترکیب مخلوط گاز اولیه داده شود، با استفاده از معادله حالت برای هر غلظت می توانیم بنویسیم: p a=aRمتر تی, ص ب=bRمتر تی. اینجا آ, ب,…, غلظت مولی هستند و p a, ص ب، ...، فشارهای جزئی گازهای مربوطه هستند. اگر تعداد کل مول در واحد حجم باشد z، سپس دقیقاً به همان روشی که می توانیم بنویسیم پ=zRمتر تی، جایی که آر- فشار عمومی از این رو، ... و غیره مقادیر ... و غیره غلظت های حجمی نسبی وجود دارد. نشان دادن آنها با آ, که در... و غیره، دریافت می کنیم: p a=Ap,

جایی که ؛ p b = Bp، .در نظر بگیریم تک مولکولیفرآیند توصیف شده توسط معادله:

در این حالت، سرعت تبدیل ماده با فشار نسبت مستقیم دارد: ~ پ.

برای دو مولکولیواکنش ها:

یعنی ~ پ 2. بر این اساس برای سه مولکولیواکنش هایی که دریافت می کنیم:

جایی که ک- ثابت سرعت واکنش

2.2. انرژی فعال سازی. قانون آرنیوس

تعداد برخوردهای متقابل مولکول های واکنش دهنده ~ افزایش می یابد که به افزایش سرعت واکنش کمک می کند. به عنوان مثال، برای بسیاری از واکنش‌ها، افزایش دما به میزان 10 درجه سانتی‌گراد منجر به افزایش ثابت سرعت با ضریب 2-4 می‌شود.

مثال. نیمه عمر یدید هیدروژن طبق معادله 2HJ→H 2 +J 2. در تی = 373K نیمه عمر 314000 سال است، با تی=666K به 1.3 ساعت کاهش می یابد و در تی= 973 هزار تی 1/2 = 0.12 ثانیه

آرنیوس: برای اینکه یک واکنش شیمیایی رخ دهد، تضعیف یا شکستن اولیه پیوندهای داخلی یک مولکول پایدار ضروری است، که برای آن مقدار معینی انرژی باید صرف شود. E . هر چه انرژی حرارتی مولکول‌های در حال برخورد بیشتر باشد، احتمال بازآرایی پیوندهای داخلی و ایجاد مولکول‌های جدید بیشتر می‌شود. در E= بسامد برخوردهایی که به یک واکنش ختم می شود به طور قابل توجهی سریعتر از آن افزایش می یابد .

انرژی لازم برای غلبه بر سد انرژی که از نزدیک شدن مولکول های واکنش دهنده و تشکیل محصولات واکنش جلوگیری می کند نامیده می شود. انرژی فعال سازی E a. بنابراین، عمل اولیه یک واکنش شیمیایی تنها در هنگام برخورد آن دسته از مولکول هایی رخ می دهد که انرژی جنبشی آنها بیشتر است. E a.

انرژی فعال سازی E aمعمولاً بالاتر از میانگین انرژی حرکت حرارتی مولکول ها است. هرچه انرژی فعال سازی کمتر باشد، برخورد مولکول ها بیشتر اتفاق می افتد که منجر به تشکیل محصولات واکنش می شود و سرعت واکنش شیمیایی بالاتر می رود. افزایش دادن تیمنجر به افزایش تعداد مولکول هایی با بیش از حد انرژی می شود E a. این افزایش سرعت واکنش شیمیایی با افزایش دما را توضیح می دهد (شکل 2.1).

برنج. 2.1. گرمای احتراق سو انرژی فعال سازی E=توحداکثر - تو 1

در ساده‌ترین موارد، ثابت‌های سرعت واکنش‌های شیمیایی را می‌توان بر اساس روابط عمومی نظریه جنبشی مولکولی تعیین کرد (برای مثال، را ببینید).

اجازه دهید با نشان دادن p Aو p inتعداد مولکول های A و B در 1 سانتی متر 3 . سرعت واکنش برابر با عدد خواهد بود زچنین برخوردهایی از مولکول های A و B در واحد زمان که انرژی آنها بیشتر از انرژی فعال سازی است. E . برای یک گاز ایده آل زبر اساس قانون توزیع انرژی ماکسول - بولتزمن تعیین می شود:

در اینجا میانگین قطر موثر مولکول های برخوردی، کاهش وزن مولکولی است، آرمتر = 8.315∙10 7 erg/deg - ثابت گاز جهانی، m A، m B - وزن های مولکولی

در بیشتر موارد، مقادیر تجربی به طور قابل توجهی کمتر از مقادیر نظری است. بنابراین، به اصطلاح ضریب احتمالی یا فضایی به فرمول محاسبه وارد می شود. آر. در نتیجه، فرمول محاسبه سرعت یک واکنش دو مولکولی، نامیده می شود فرمول آرنیوس، به شکل زیر است:

با مقایسه فرمول به دست آمده با رابطه (2.8) برای واکنش های مرتبه دوم، می توانیم یک عبارت برای ثابت سرعت این واکنش به دست آوریم:

اثر قوی دما بر سرعت واکنش عمدتاً به عامل آرنیوس نسبت داده می شود. بنابراین، در محاسبات تقریبی، ضریب پیش نمایی اغلب مستقل از T در نظر گرفته می شود.

تجزیه و تحلیل فرمول (2.12) نشان می دهد که با افزایش T، سرعت رشد W ابتدا افزایش می یابد، به حداکثر مقدار معینی می رسد و سپس کاهش می یابد؛ به عبارت دیگر، منحنی W در مقابل T دارای یک نقطه عطف است. با برابر کردن مشتق دوم W نسبت به T به صفر، دمای مربوط به نقطه عطف را می یابیم:

به راحتی می توان فهمید که این دما بسیار بالا است. به عنوان مثال، در E = 20000 cal/(g-mol) T p = 5000 K. هنگام استفاده از فرمول (2.12) برای محاسبات عددی، ابعاد مقادیر موجود در آن باید در نظر گرفته شود.

فرمول (2.12) را می توان به صورت زیر نوشت:

فاکتور پیش نمایی کجاست، یعنی. تعداد کل برخوردها در n A = n B = 1 مولکول / سانتی متر 3. گاهی آرهمچنین در عامل پیش نمایی گنجانده شده است.

برای محاسبات تخمینی ترتیب سرعت واکنش، مقدار ک 0 را می توان برای دما گرفت تی=300K برابر با 10-10 سانتی متر 3 /(مولکول∙ثانیه) (برای میانگین d "4∙10 -8 و m A =m B"30).

سرعت واکنش شیمیاییبرابر با تغییر مقدار ماده در واحد زمان در واحد فضای واکنش بسته به نوع واکنش شیمیایی (همگن یا ناهمگن)، ماهیت فضای واکنش تغییر می کند. فضای واکنش معمولاً به ناحیه ای گفته می شود که فرآیند شیمیایی در آن محلی است: حجم (V)، مساحت (S).

فضای واکنش واکنش های همگن حجمی است که با معرف ها پر شده است. از آنجایی که نسبت مقدار یک ماده به واحد حجم را غلظت (c) می گویند، سرعت یک واکنش همگن برابر است با تغییر غلظت مواد اولیه یا محصولات واکنش در طول زمان. سرعت واکنش متوسط ​​و آنی وجود دارد.

میانگین سرعت واکنش:

که در آن c2 و c1 غلظت مواد اولیه در زمان های t2 و t1 هستند.

علامت منفی "-" در این عبارت هنگام یافتن سرعت از طریق تغییر در غلظت معرف ها قرار می گیرد (در این مورد Dс< 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».

سرعت واکنش در یک زمان معین یا سرعت واکنش آنی (واقعی) v برابر است با:

سرعت واکنش در SI دارای واحد [mol×m-3×s-1]، واحدهای دیگر بزرگی [mol×l-1×s-1]، [mol×cm-3×s-1]، [mol است. ×cm –Z×min-1].

سرعت یک واکنش شیمیایی ناهمگن vتغییر در مقدار واکنش دهنده (Dn) در واحد زمان (Dt) در واحد سطح سطحی (S) نامیده می شود و با فرمول تعیین می شود:

یا از طریق مشتق:

واحد سرعت واکنش ناهمگن mol/m2×s است.

مثال 1. کلر و هیدروژن در یک ظرف مخلوط شدند. مخلوط گرم شد. پس از 5 ثانیه، غلظت کلرید هیدروژن در ظرف برابر 0.05 mol/dm3 شد. میانگین سرعت تشکیل هیدروژن کلرید (mol/dm3 s) را تعیین کنید.

راه حل. ما تغییر غلظت هیدروژن کلرید را در ظرف 5 ثانیه پس از شروع واکنش تعیین می کنیم:

که در آن c2 و c1 غلظت مولی نهایی و اولیه HCl هستند.

Dc (HCl) = 0.05 - 0 = 0.05 mol/dm3.

بیایید سرعت متوسط ​​تشکیل کلرید هیدروژن را با استفاده از رابطه (3.1) محاسبه کنیم:

پاسخ: 7 = 0.01 mol/dm3×s.

مثال 2.در ظرفی با حجم 3 dm3 واکنش زیر رخ می دهد:

C2H2 + 2H2®C2H6.

جرم اولیه هیدروژن 1 گرم است. 2 ثانیه پس از شروع واکنش، جرم هیدروژن 0.4 گرم می شود. میانگین سرعت تشکیل C2H6 (mol/dm"×s) را تعیین کنید.

راه حل. جرم هیدروژن وارد شده به واکنش (mpror (H2)) برابر است با تفاوت بین جرم اولیه هیدروژن (miout (H2)) و جرم نهایی هیدروژن واکنش نداده (tk (H2)):

tpror.(H2)= tiskh(H2)-mk(H2); tpror (H2) = 1-0.4 = 0.6 گرم.

بیایید مقدار هیدروژن را محاسبه کنیم:

= 0.3 مول.

مقدار C2H6 تشکیل شده را تعیین کنید:

طبق معادله: از 2 مول H2 ® 1 مول C2H6 تشکیل می شود.

با توجه به شرایط: از 0.3 مول H2، ® x mol C2H6 تشکیل می شود.

n (C2H6) = 0.15 مول.

غلظت C2H6 تشکیل شده را محاسبه می کنیم:

ما تغییر در غلظت C2H6 را پیدا می کنیم:

0.05-0 = 0.05 mol/dm3. بیایید میانگین سرعت تشکیل C2H6 را با استفاده از رابطه (3.1) محاسبه کنیم:

پاسخ: =0.025 mol/dm3×s.

عوامل موثر بر سرعت یک واکنش شیمیایی . سرعت یک واکنش شیمیایی توسط عوامل اصلی زیر تعیین می شود:

1) ماهیت مواد واکنش دهنده (انرژی فعال سازی)؛

2) غلظت مواد واکنش دهنده (قانون عمل جرم).

3) دما (قانون van't Hoff)؛

4) وجود کاتالیزور (انرژی فعال سازی)؛

5) فشار (واکنش های مربوط به گازها)؛

6) درجه سنگ زنی (واکنش های شامل جامدات)؛

7) نوع تابش (مرئی، UV، IR، اشعه ایکس).

وابستگی سرعت یک واکنش شیمیایی به غلظت با قانون اساسی سینتیک شیمیایی - قانون عمل جرم بیان می شود.

قانون عمل توده ای . در سال 1865، پروفسور N.N. Beketov برای اولین بار فرضیه ای را در مورد رابطه کمی بین جرم های واکنش دهنده ها و زمان واکنش مطرح کرد: "... جاذبه متناسب با حاصلضرب توده های فعال است." این فرضیه در قانون کنش جمعی که در سال 1867 توسط دو شیمیدان نروژی K. M. Guldberg و P. Waage تأسیس شد تأیید شد. فرمول مدرن قانون عمل توده به شرح زیر است: در دمای ثابت، سرعت یک واکنش شیمیایی به طور مستقیم با حاصلضرب غلظت مواد واکنش‌دهنده، در توان‌هایی برابر با ضرایب استوکیومتری در معادله واکنش، متناسب است.

برای واکنش aA + bB = tM + nN، معادله جنبشی قانون عمل جرم به شکل زیر است:

, (3.5)

سرعت واکنش کجاست

ک- ضریب تناسب که ثابت سرعت واکنش شیمیایی نامیده می شود (در = 1 mol/dm3 k از نظر عددی برابر است). - غلظت معرف های دخیل در واکنش.

ثابت سرعت یک واکنش شیمیایی به غلظت واکنش دهنده ها بستگی ندارد، بلکه با ماهیت واکنش دهنده ها و شرایط واکنش (دما، وجود کاتالیزور) تعیین می شود. برای یک واکنش خاص که در شرایط معین رخ می دهد، ثابت سرعت یک مقدار ثابت است.

مثال 3.معادله جنبشی قانون عمل جرم را برای واکنش بنویسید:

2NO (g) + C12 (g) = 2NOCl (گرم).

راه حل. معادله (3.5) برای این واکنش شیمیایی به شکل زیر است:

.

برای واکنش های شیمیایی ناهمگن، معادله قانون عمل جرم شامل غلظت موادی است که در فاز گاز یا مایع هستند. غلظت یک ماده در فاز جامد معمولاً ثابت است و در ثابت سرعت لحاظ می شود.

مثال 4.معادله جنبشی قانون عمل جرم را برای واکنش ها بنویسید:

a) 4Fe(s) + 3O2(g) = 2Fe2O3(s);

ب) CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g).

راه حل. معادله (3.5) برای این واکنش ها به شکل زیر خواهد بود:

از آنجایی که کربنات کلسیم ماده جامدی است که غلظت آن در طی واکنش تغییر نمی کند، یعنی در این حالت سرعت واکنش در دمای معین ثابت است.

مثال 5.اگر غلظت معرف ها دو برابر شود سرعت واکنش اکسیداسیون نیتریک اکسید (II) با اکسیژن چند برابر افزایش می یابد؟

راه حل. معادله واکنش را می نویسیم:

2NO + O2 = 2NO2.

اجازه دهید غلظت اولیه و نهایی معرف ها را به ترتیب به صورت c1(NO)، cl(O2) و c2(NO)، c2(O2) نشان دهیم. به همین ترتیب، نرخ واکنش اولیه و نهایی را مشخص می کنیم: vt، v2. سپس با استفاده از رابطه (3.5) به دست می آید:

.

طبق شرط، c2(NO) = 2c1 (NO)، c2(O2) = 2c1(O2).

v2 =k2 ×2cl(O2) را پیدا می کنیم.

بیابید که سرعت واکنش چند برابر افزایش می یابد:

پاسخ: 8 بار.

تأثیر فشار بر سرعت یک واکنش شیمیایی برای فرآیندهای شامل گازها بسیار مهم است. هنگامی که فشار n برابر تغییر می کند، حجم کاهش می یابد و غلظت n برابر افزایش می یابد و بالعکس.

مثال 6.اگر فشار در سیستم دو برابر شود، سرعت واکنش شیمیایی بین مواد گازی که طبق رابطه A + B = C واکنش می دهند چند برابر افزایش می یابد؟

راه حل. با استفاده از رابطه (3.5)، سرعت واکنش را قبل از افزایش فشار بیان می کنیم:

.

معادله جنبشی پس از افزایش فشار به شکل زیر خواهد بود:

.

هنگامی که فشار 2 برابر افزایش می یابد، حجم مخلوط گاز طبق قانون بویل-ماریوت (рУ = const) نیز 2 برابر کاهش می یابد. در نتیجه غلظت مواد 2 برابر افزایش می یابد.

بنابراین، c2 (A) = 2c1 (A)، c2 (B) = 2c1 (B). سپس

ما تعیین می کنیم که با افزایش فشار چند برابر سرعت واکنش افزایش می یابد.

در زندگی با واکنش های شیمیایی مختلفی مواجه می شویم. برخی از آنها مانند زنگ زدن آهن می توانند چندین سال دوام بیاورند. برخی دیگر، مانند تخمیر شکر به الکل، چندین هفته طول می کشد. هیزم در اجاق گاز در چند ساعت می سوزد و بنزین در موتور در کسری از ثانیه می سوزد.

برای کاهش هزینه های تجهیزات، کارخانه های شیمیایی سرعت واکنش ها را افزایش می دهند. و برخی از فرآیندها، به عنوان مثال، فساد مواد غذایی و خوردگی فلز، باید کند شوند.

سرعت واکنش شیمیاییرا می توان به صورت بیان کرد تغییر در مقدار ماده (n، مدول) در واحد زمان (t) - مقایسه سرعت یک جسم متحرک در فیزیک به عنوان تغییر مختصات در واحد زمان: υ = Δx/Δt. به طوری که سرعت به حجم ظرفی که واکنش در آن انجام می شود بستگی ندارد، بیان را بر حجم مواد واکنش دهنده (v) تقسیم می کنیم، یعنی به دست می آوریم.تغییر در مقدار یک ماده در واحد زمان در واحد حجم، یا تغییر در غلظت یکی از مواد در واحد زمان:

n 2 - n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δσ/Δt (1)
(t 2 - t 1) v Δt v

که در آن c = n / v غلظت ماده است،

Δ (خوانده شده "دلتا") یک نام پذیرفته شده برای تغییر در مقدار است.

اگر مواد دارای ضرایب متفاوت در معادله باشند، سرعت واکنش برای هر یک از آنها که با استفاده از این فرمول محاسبه می شود متفاوت خواهد بود. به عنوان مثال، 2 مول دی اکسید گوگرد به طور کامل با 1 مول اکسیژن در 10 ثانیه در 1 لیتر واکنش نشان داد:

2SO2 + O2 = 2SO3

میزان اکسیژن به صورت زیر خواهد بود: υ = 1: (10 1) = 0.1 mol/l s

سرعت دی اکسید گوگرد: υ = 2: (10 1) = 0.2 mol/l s- این مورد نیازی به حفظ کردن و گفتن در حین امتحان ندارد، مثال زده می شود تا در صورت بروز این سوال دچار اشتباه نشوید.

سرعت واکنش های ناهمگن (شامل مواد جامد) اغلب در واحد سطح سطوح در تماس بیان می شود:

Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

هنگامی که واکنش دهنده ها در فازهای مختلف باشند، واکنش ها ناهمگن نامیده می شوند:

• جامد با جامد، مایع یا گاز دیگری،
• دو مایع غیر قابل اختلاط
• مایع با گاز

واکنش های همگن بین مواد در یک فاز رخ می دهد:

• بین مایعات خوب مخلوط شده،
• گازها،
• مواد موجود در محلول ها

شرایط موثر بر سرعت واکنش های شیمیایی

1) سرعت واکنش بستگی دارد ماهیت واکنش دهنده ها. به بیان ساده، مواد مختلف با سرعت های متفاوت واکنش نشان می دهند. به عنوان مثال، روی به شدت با اسید هیدروکلریک واکنش نشان می دهد، در حالی که آهن نسبتا کند واکنش می دهد.

2) هر چه سرعت واکنش بیشتر باشد، سریعتر است تمرکزمواد روی با اسید بسیار رقیق واکنش بسیار طولانی تری نشان می دهد.

3) سرعت واکنش با افزایش به طور قابل توجهی افزایش می یابد درجه حرارت. به عنوان مثال، برای سوختن سوخت، باید آن را مشتعل کرد، یعنی دما را افزایش داد. برای بسیاری از واکنش ها، افزایش 10 درجه سانتی گراد در دما با افزایش 2 تا 4 برابری در سرعت همراه است.

4) سرعت ناهمگونواکنش ها با افزایش افزایش می یابد سطوح مواد واکنش دهنده. برای این منظور معمولاً جامدات آسیاب می شوند. به عنوان مثال، برای اینکه پودرهای آهن و گوگرد در هنگام حرارت دادن واکنش نشان دهند، آهن باید به صورت خاک اره ریز باشد.

لطفا توجه داشته باشید که در این مورد فرمول (1) ضمنی است! فرمول (2) سرعت در واحد سطح را بیان می کند، بنابراین نمی تواند به منطقه بستگی داشته باشد.

5) سرعت واکنش به وجود کاتالیزورها یا بازدارنده ها بستگی دارد.

کاتالیزورها- موادی که واکنش های شیمیایی را تسریع می کنند، اما مصرف نمی شوند. یک مثال تجزیه سریع پراکسید هیدروژن با افزودن یک کاتالیزور - اکسید منگنز (IV) است:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2

اکسید منگنز (IV) در پایین باقی می ماند و می توان از آن دوباره استفاده کرد.

بازدارنده ها- موادی که واکنش را کند می کنند. به عنوان مثال، بازدارنده های خوردگی به سیستم گرمایش آب اضافه می شوند تا عمر لوله ها و باتری ها را افزایش دهند. در خودروها، بازدارنده های خوردگی به مایع ترمز و خنک کننده اضافه می شوند.

چند نمونه دیگر.

هنگام نوشتن معادله جنبشی یک واکنش برای سیستم های گازی، به جای غلظت (C)، فشار (P) واکنش دهنده ها نوشته می شود، زیرا تغییر فشار در سیستم مشابه تغییر غلظت است. افزایش فشار در سیستم باعث کاهش حجم سیستم به همان میزان می شود در حالی که غلظت معرف ها در واحد حجم به همین ترتیب افزایش می یابد. با کاهش فشار، حجم سیستم افزایش می‌یابد و غلظت در واحد حجم به همان نسبت کاهش می‌یابد.

مثال ها و راه حل های مشکلات.

مثال 1.

اگر در واحد زمان در واحد حجم، 9 گرم بخار آب در نتیجه واکنش اول و 3.65 گرم کلرید هیدروژن در نتیجه واکنش دوم تشکیل شود، سرعت کدام واکنش بیشتر است؟

سرعت یک واکنش با تعداد مول های ماده ای که در واحد حجم در واحد زمان تشکیل می شود اندازه گیری می شود. جرم مولی آب جرم مولی هیدروژن کلرید سپس سرعت اولین واکنش،

مول/l×s،

و سرعت واکنش دوم

اراده mol/l.

سرعت تشکیل بخار آب بیشتر است زیرا تعداد مول های تشکیل بخار آب بیشتر از تعداد مول های تشکیل هیدروژن کلرید است.

مثال 2.

واکنش بین مواد A و B با معادله A+2B®C بیان می شود. غلظت اولیه ماده A 0.3 mol/l و ماده B 0.5 mol/l است. ثابت نرخ 0.4 است. سرعت واکنش را پس از مدتی مشخص کنید که غلظت ماده A به میزان 1/0 مول در لیتر کاهش یابد.

غلظت ماده A 0.1 مول در لیتر کاهش یافت. بنابراین، بر اساس معادله واکنش، غلظت ماده B به میزان 2/0 مول در لیتر کاهش یافت، زیرا قبل از ماده B ضریب 2 وجود دارد. سپس غلظت ماده A پس از مدتی برابر با 2/0 مول = 1/0-3/0 می شود. / لیتر، و غلظت B 0.5-0.2 = 0.3 mol/l است.

سرعت واکنش را تعیین کنید:

مول/l×s

مثال 3.

اگر غلظت NO 3 برابر شود، سرعت واکنش چگونه تغییر می کند؟ با توجه به قانون عمل جرم، عبارت نرخ واکنش را می نویسیم:

.

هنگامی که غلظت NO 3 برابر افزایش یابد، سرعت واکنش به صورت زیر خواهد بود:

سرعت واکنش 9 برابر افزایش می یابد.

مثال 4.

تعیین کنید که سرعت واکنش چگونه تغییر خواهد کرد اگر فشار را در سیستم 2 برابر افزایش دهید.

افزایش 2 برابری فشار در سیستم باعث کاهش 2 برابری حجم سیستم می شود در حالی که غلظت مواد واکنش دهنده 2 برابر افزایش می یابد.

طبق قانون عمل جرم، سرعت واکنش اولیه را می نویسیم و با افزایش 2 برابری فشار:

, .

سرعت واکنش 8 برابر افزایش می یابد.

مثال 5.

غلظت اولیه مواد A و B را در سیستم A+3B=2C محاسبه کنید، اگر غلظت تعادلی مواد A 0.1 mol/l باشد، مواد B 0.2 mol/l، مواد C 0.7 mol/l باشد.

غلظت ماده A را که برای واکنش صرف شده است با ایجاد نسبت مطابق با معادله واکنش پیدا می کنیم:

2 mol/l C بدست آمده از 1 mol/l A،

0.7 mol/l C ®x mol/l × A.

mol/l A.

بنابراین غلظت اولیه ماده A عبارت است از:

0.1 + 0.35 = 0.45 mol/l.

غلظت ماده B صرف شده برای واکنش را بیابید.

نسبت را با توجه به معادله واکنش تشکیل می دهیم:

2 mol/l C بدست آمده از 3 mol/l B

0.7 mol/l C ® x mol/l B

x=mol/l A.

سپس غلظت اولیه ماده B برابر است با:

mol/l.

مثال 6.

در دمای 40 درجه سانتیگراد 0.5 مول در لیتر از ماده A تشکیل شد اگر دما به 80 درجه سانتیگراد افزایش یابد چند مول در لیتر A تشکیل می شود؟ ضریب دمایی واکنش 2 است.

با استفاده از قانون Van't Hoff، عبارت نرخ واکنش را در 80 0 C می نویسیم:

.

با جایگزینی این مسائل در معادله، به دست می آوریم:

در دمای 80 درجه سانتیگراد، 8 مول در لیتر از ماده A تشکیل می شود.

مثال 7.

تغییر در ثابت سرعت واکنشی با انرژی فعال سازی 191 کیلوژول بر مول زمانی که دما از 330 به 400 کلوین افزایش می یابد را محاسبه کنید.

اجازه دهید معادله آرنیوس را برای شرط مسئله بنویسیم:

که در آن R ثابت گاز جهانی برابر با 8.32 J/k (K×mol) است.

که در آن تغییر در ثابت نرخ خواهد بود:

وظایف تست

61. سرعت واکنش شیمیایی

2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)

در غلظت‌های واکنش‌دهنده = 0.3 mol/l و 0.15 = mol/l 1.2 · 10-3 mol / (l · s) بود. مقدار ثابت سرعت واکنش را بیابید.

62. دمای سیستم را چند درجه باید افزایش داد تا سرعت واکنش در آن 30 برابر (=2.5) افزایش یابد؟

63. غلظت مونوکسید کربن در سیستم را چند برابر باید افزایش داد؟

2CO = CO2 + C،

به طوری که سرعت واکنش 4 برابر افزایش می یابد؟

64. چند بار باید فشار را افزایش داد تا سرعت واکنش تشکیل NO2 مطابق با واکنش باشد

1000 برابر شده؟

65. واکنش طبق معادله پیش می رود

2NO(g) + Cl2(g) = 2NOCl(g).

غلظت مواد اولیه قبل از شروع واکنش عبارت بود از: = 0.4 mol/l. = 0.3 مول در لیتر. در لحظه ای که نیمی از اکسید نیتریک زمان واکنش دارد، سرعت واکنش نسبت به اولیه چند بار تغییر می کند؟

66. ثابت سرعت یک واکنش شیمیایی با افزایش 40 درجه حرارت چند برابر افزایش می یابد، اگر = 3.2؟

67. با توجه به معادله عبارتی برای سرعت یک واکنش شیمیایی که در یک سیستم همگن رخ می دهد بنویسید

و تعیین کنید که سرعت این واکنش چند برابر افزایش می یابد اگر:

الف) غلظت A 2 برابر کاهش می یابد.

ب) غلظت A 2 برابر افزایش می یابد.

ج) غلظت B 2 برابر افزایش می یابد.

د) غلظت هر دو ماده 2 برابر افزایش می یابد.

68. غلظت هیدروژن در سیستم را چند برابر باید افزایش داد؟

N2 + 3H2 = 2NH3،

به طوری که سرعت واکنش 100 برابر افزایش می یابد؟

69. ضریب دمایی سرعت واکنش را اگر ثابت سرعت آن در 100 درجه سانتیگراد 0006/0 و در دمای 150 درجه سانتیگراد 072/0 باشد محاسبه کنید.

70. واکنش بین اکسید نیتریک (II) و کلر مطابق با معادله پیش می رود

2NO + Cl2 = 2NOCl.

چگونه سرعت واکنش با افزایش تغییر می کند:

الف) غلظت اکسید نیتریک 2 برابر است.

ب) غلظت کلر 2 برابر.

ج) غلظت هر دو ماده 2 برابر است؟

تعادل شیمیایی

نمونه هایی از حل مسئله

تعادل شیمیایی حالتی از یک سیستم است که در آن سرعت واکنش های شیمیایی رو به جلو و معکوس برابر است و غلظت مواد واکنش دهنده در طول زمان تغییر نمی کند.

یکی از مشخصه های کمی تعادل شیمیایی، ثابت تعادل است. ثابت تعادل در دمای ثابت برابر است با نسبت حاصلضرب غلظت های تعادلی محصولات واکنش به حاصلضرب غلظت تعادلی مواد اولیه که بر حسب توان ضرایب استوکیومتری آنها گرفته می شود و یک مقدار ثابت است.

به طور کلی، برای یک واکنش همگن mA+nB«pC+qD

ثابت تعادل:

ما این معادله را با قانون عمل جرم برای یک واکنش برگشت پذیر بیان می کنیم.

هنگامی که شرایط خارجی تغییر می کند، تعادل شیمیایی تغییر می کند که با تغییر در غلظت تعادل مواد اولیه و محصولات واکنش بیان می شود. جهت تغییر تعادل با اصل لو شاتلیه تعیین می شود: اگر تأثیر خارجی بر روی یک سیستم در تعادل اعمال شود، آنگاه تعادل به سمتی تغییر می کند که تأثیر خارجی را تضعیف می کند.

تعادل شیمیایی را می توان با تأثیر تغییرات در غلظت مواد واکنش دهنده، دما و فشار تغییر داد.

با افزایش غلظت مواد اولیه، تعادل مطابق با اصل Le Chatelier به سمت محصولات واکنش و با افزایش غلظت محصولات - به سمت مواد اولیه تغییر می کند.

هنگامی که دما تغییر می کند (افزایش می یابد)، تعادل به سمت واکنش گرماگیر تغییر می کند (D H> 0)، که با جذب گرما رخ می دهد، یعنی. سرعت واکنش رو به جلو افزایش می یابد و تعادل به سمت محصولات واکنش تغییر می کند. در مورد یک واکنش گرمازا (DH > 0)، با افزایش دما، سرعت واکنش معکوس افزایش می‌یابد که جذب گرما را تضمین می‌کند و تعادل به سمت مواد اولیه تغییر می‌کند.

اگر واکنش شامل موادی در حالت گاز باشد، تعادل شیمیایی را می توان با تغییر فشار تغییر داد. افزایش فشار معادل افزایش غلظت واکنش دهنده ها است. با افزایش فشار، تعادل به سمت واکنشی با مول های کمتری از مواد گازی و با کاهش فشار به سمت واکنشی با تعداد مول های بیشتری از مواد گازی تغییر می کند.

مثال 1.

غلظت اولیه مواد A و B را در سیستم همگن A + 3B «2C» محاسبه کنید، اگر غلظت های تعادلی A = 0.1 mol / L، B = 0.2 mol / L، C = 0.7 mol / L.

مشخص است که غلظت اولیه یک ماده برابر است با مجموع غلظت تعادل و غلظت صرف شده در واکنش، یعنی. واکنش نشان داد:

برای یافتن آن، باید بدانید که چقدر ماده A واکنش نشان داده است.

ما با ترکیب نسبت مطابق با معادله واکنش محاسبه می کنیم:

2mol/l C بدست آمده از 1 mol/l A

0.7 mol/l C ––––––––x mol/l A,

x= (0.7×1)/2= 0.35 mol/l

غلظت اولیه ماده B را محاسبه می کنیم:

برای پیدا کردن آن، بیایید یک نسبت ایجاد کنیم:

2 mol/l C بدست آمده از 3 mol/l B

0.7 mol/l C –––––––––––––x mol/l B

x = (0.7×3)/2 = 1.05 mol/l

سپس غلظت اولیه B برابر است با:

مثال 2.

غلظت تعادلی مواد در سیستم A + B “C + D را محاسبه کنید، مشروط بر اینکه غلظت اولیه مواد عبارتند از: A = 1 mol/l، B = 5 mol/l. ثابت تعادل 1 است.

فرض کنید در زمان تعادل ماده A x مول ها واکنش نشان داده اند. بر اساس معادله واکنش، غلظت تعادل به صورت زیر خواهد بود:

;

از آنجایی که طبق معادله واکنش برای ماده B، همان مقدار واکنشی را انجام داد که ماده A واکنش داد.

مقادیر غلظت تعادل را با ثابت تعادل جایگزین می کنیم و x را پیدا می کنیم.

سپس:

مثال 3.

یک تعادل در سیستم برقرار شده است: 2AB + B 2 “2AB; D H > 0.

با کاهش دما تعادل به کدام سمت تغییر می کند؟

این واکنش مستقیم گرماگیر است، یعنی. با جذب گرما پیش می رود، بنابراین، هنگامی که دما در سیستم کاهش می یابد، تعادل مطابق با اصل لو شاتلیه، به سمت چپ، به سمت واکنش معکوس که گرمازا است، تغییر می کند.

مثال 4.

تعادل سیستم A + B « AB در غلظت‌های زیر از مواد برقرار شد: C (A) = C (B) = C (AB) = 0.01 mol/l. ثابت تعادل و غلظت اولیه مواد را محاسبه کنید. 72. غلظت اولیه اکسید نیتروژن (II) و کلر در سیستم

2NO + Cl2 2NOCl

به ترتیب 0.5 mol/l و 0.2 mol/l هستند. ثابت تعادل را محاسبه کنید اگر تا زمانی که تعادل رخ می دهد، 20 اکسید نیتریک واکنش نشان داده است.

73. در یک دمای معین، غلظت تعادلی معرف های یک واکنش شیمیایی برگشت پذیر است.

2A(g)+B(g) 2C(g)

[A]=0.04 mol/l، [B]=0.06 mol/l، [C]=0.02 mol/l بودند. ثابت تعادل و غلظت اولیه مواد A و B را محاسبه کنید.

74. در یک دمای معین، غلظت تعادل در سیستم

به ترتیب: = 0.04 mol/l، = 0.06 mol/l،

0.02 مول در لیتر. ثابت تعادل و con- اولیه را محاسبه کنید

غلظت اکسید گوگرد (IV) و اکسیژن.

75. زمانی که سیستم در تعادل است

غلظت مواد درگیر عبارتند از: = 0.3 mol / L. = = 0.9 مول در لیتر؛ = 0.4 مول در لیتر. محاسبه کنید که اگر فشار 5 برابر افزایش یابد، سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس چگونه تغییر می کند. تعادل به چه سمتی تغییر خواهد کرد؟

76. ثابت تعادل یک واکنش برگشت پذیر را محاسبه کنید

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)،

اگر غلظت تعادل = 0.04 mol/l، و غلظت اولیه مواد = 1 mol/l، = 0.8 mol/l باشد.

77. تعادل سیستم

CO + Cl2 COCl2،

در غلظت های زیر از واکنش دهنده ها ایجاد شد: [CO] = = [Cl2] = = 0.001 mol/l. ثابت تعادل و غلظت اولیه مونوکسید کربن و کلر را تعیین کنید.

78. غلظت اولیه مونوکسید کربن (II) و بخار آب برابر و 0.03 مول در لیتر است. غلظت تعادل CO، H2O و H2 در سیستم را محاسبه کنید

CO + H2O CO2 + H2،

اگر غلظت تعادلی CO2 برابر با 0.01 mol/l باشد. ثابت تعادل را محاسبه کنید.

79. غلظت تعادل هیدروژن را در سیستم تعیین کنید

اگر غلظت اولیه HJ 0.05 مول در لیتر، و ثابت تعادل K = 0.02 بود.

80. ثابت تعادل سیستم

CO + H2O CO2 + H2

در دمای معین برابر با 1 است. اگر غلظت اولیه CO و H2O 1 مول در لیتر باشد، درصد ترکیب مخلوط را در حالت تعادل محاسبه کنید.