Reaksionet kimike ndodhin me shpejtësi të ndryshme: me një shpejtësi të ulët gjatë formimit të stalaktiteve dhe stalagmiteve, me një shpejtësi mesatare gjatë gatimit të ushqimit, në çast gjatë një shpërthimi. Reaksionet ndodhin shumë shpejt në tretësirat ujore.
Përcaktimi i shpejtësisë së një reaksioni kimik, si dhe sqarimi i varësisë së tij nga kushtet e procesit, është detyrë e kinetikës kimike - shkenca e modeleve të reaksioneve kimike me kalimin e kohës.
Nëse reaksionet kimike ndodhin në një mjedis homogjen, për shembull në një tretësirë ose në fazën e gazit, atëherë ndërveprimi i substancave reaguese ndodh në të gjithë vëllimin. Reaksione të tilla quhen homogjene.
(v homog) përkufizohet si ndryshimi në sasinë e substancës për njësi të kohës për njësi vëllimi:
ku Δn është ndryshimi i numrit të moleve të një substance (më shpesh origjinali, por mund të jetë edhe produkt reaksioni); Δt - intervali kohor (s, min); V është vëllimi i gazit ose tretësirës (l).
Meqenëse raporti i sasisë së substancës me vëllimin paraqet përqendrimin molar C, atëherë
Kështu, shpejtësia e një reaksioni homogjen përcaktohet si ndryshimi në përqendrimin e një prej substancave për njësi të kohës:
nëse vëllimi i sistemit nuk ndryshon.
Nëse një reaksion ndodh midis substancave në gjendje të ndryshme grumbullimi (për shembull, midis një të ngurtë dhe një gazi ose lëngu), ose midis substancave që nuk janë në gjendje të formojnë një mjedis homogjen (për shembull, midis lëngjeve të papërziershme), atëherë ai ndodh vetëm në sipërfaqja e kontaktit të substancave. Reaksione të tilla quhen heterogjene.
Përkufizohet si ndryshimi i sasisë së substancës për njësi të kohës në një sipërfaqe njësi.
ku S është sipërfaqja e kontaktit të substancave (m 2, cm 2).
Një ndryshim në sasinë e një substance me të cilën përcaktohet shpejtësia e reagimit është një faktor i jashtëm i vëzhguar nga studiuesi. Në fakt, të gjitha proceset kryhen në nivel mikro. Natyrisht, në mënyrë që disa grimca të reagojnë, ato fillimisht duhet të përplasen dhe të përplasen në mënyrë efektive: jo të shpërndahen si topa në drejtime të ndryshme, por në atë mënyrë që "lidhjet e vjetra" të shkatërrohen ose dobësohen në grimca dhe "të rejat" mund të formë.", dhe për këtë grimcat duhet të kenë energji të mjaftueshme.
Të dhënat e llogaritura tregojnë se, për shembull, në gaze, përplasjet e molekulave në presionin atmosferik arrijnë në miliarda në sekondë, domethënë, të gjitha reagimet duhet të ndodhin menjëherë. Por kjo nuk është e vërtetë. Rezulton se vetëm një pjesë shumë e vogël e molekulave kanë energjinë e nevojshme për të çuar në përplasje efektive.
Energjia minimale e tepërt që duhet të ketë një grimcë (ose çift grimcash) që të ndodhë një përplasje efektive quhet energjia e aktivizimit Ea.
Kështu, në rrugën e të gjitha grimcave që hyjnë në reaksion ekziston një pengesë energjetike e barabartë me energjinë e aktivizimit E a. Kur është i vogël, ka shumë grimca që mund ta kapërcejnë atë dhe shpejtësia e reagimit është e lartë. Përndryshe, kërkohet një "shtytje". Kur sillni një shkrepëse për të ndezur një llambë alkooli, ju jepni energji shtesë E të nevojshme për përplasjen efektive të molekulave të alkoolit me molekulat e oksigjenit (tejkalimi i barrierës).
Shpejtësia e një reaksioni kimik varet nga shumë faktorë. Ato kryesore janë: natyra dhe përqendrimi i reaktantëve, presioni (në reaksionet që përfshijnë gazrat), temperatura, veprimi i katalizatorëve dhe sipërfaqja e reaktantëve në rastin e reaksioneve heterogjene.
Temperatura
Me rritjen e temperaturës, në shumicën e rasteve shpejtësia e një reaksioni kimik rritet ndjeshëm. Në shekullin e 19-të Kimisti holandez J. X. van't Hoff formuloi rregullin:
Çdo rritje e temperaturës me 10 °C çon në një rritje tëshpejtësia e reagimit 2-4 herë(kjo vlerë quhet koeficienti i temperaturës së reaksionit).
Me rritjen e temperaturës, shpejtësia mesatare e molekulave, energjia e tyre dhe numri i përplasjeve rriten pak, por përqindja e molekulave "aktive" që marrin pjesë në përplasjet efektive që kapërcejnë pengesën energjetike të reaksionit rritet ndjeshëm. Matematikisht, kjo varësi shprehet me relacionin:
ku v t 1 dhe v t 2 janë shpejtësitë e reaksionit, respektivisht, në temperaturat përfundimtare t 2 dhe t 1 fillestare, dhe γ është koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit, i cili tregon se sa herë rritet shpejtësia e reaksionit me çdo rritje prej 10 °C. në temperaturë.
Megjithatë, për të rritur shpejtësinë e reagimit, rritja e temperaturës nuk është gjithmonë e zbatueshme, pasi substancat fillestare mund të fillojnë të dekompozohen, tretësit ose vetë substancat mund të avullojnë, etj.
Reaksionet endotermike dhe ekzotermike
Dihet se reaksioni i metanit me oksigjenin atmosferik shoqërohet me çlirimin e një sasie të madhe nxehtësie. Prandaj, përdoret në jetën e përditshme për gatim, ngrohje uji dhe ngrohje. Gazi natyror i furnizuar në shtëpi përmes tubacioneve përbëhet nga 98% metan. Reagimi i oksidit të kalciumit (CaO) me ujë shoqërohet gjithashtu me çlirimin e një sasie të madhe nxehtësie.
Çfarë mund të tregojnë këto fakte? Kur formohen lidhje të reja kimike në produktet e reaksionit, më shumë energji se sa kërkohet për të thyer lidhjet kimike në reagentë. Energjia e tepërt lirohet si nxehtësi dhe nganjëherë dritë.
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q (energji (dritë, nxehtësi));
CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (energji (nxehtësi)).
Reaksione të tilla duhet të ndodhin lehtësisht (pasi një gur rrokulliset lehtësisht në zbritje).
Reaksionet në të cilat çlirohet energji quhen EKZOTERMALE(nga latinishtja "exo" - jashtë).
Për shembull, shumë reaksione redoks janë ekzotermike. Një nga këto reaksione të bukura është reduktimi i oksidimit intramolekular që ndodh brenda së njëjtës kripë - dikromati i amonit (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 (energji).
Një tjetër gjë është reagimi. Ato janë të ngjashme me rrokullisjen e një guri në një kodër. Ende nuk ka qenë e mundur të merret metan nga CO 2 dhe uji, dhe kërkohet ngrohje e fortë për të marrë gëlqere të gjallë CaO nga hidroksidi i kalciumit Ca(OH) 2. Ky reagim ndodh vetëm me një rrjedhje të vazhdueshme të energjisë nga jashtë:
Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q (energji (nxehtësi))
Kjo sugjeron që thyerja e lidhjeve kimike në Ca(OH) 2 kërkon më shumë energji sesa mund të çlirohet gjatë formimit të lidhjeve të reja kimike në molekulat CaO dhe H2O.
Reaksionet në të cilat përthithet energjia quhen ENDTERMIKE(nga "endo" - nga brenda).
Përqendrimi i reaktantëve
Një ndryshim i presionit kur substancat e gazta marrin pjesë në reaksion gjithashtu çon në një ndryshim në përqendrimin e këtyre substancave.
Që të ndodhin ndërveprimet kimike midis grimcave, ato duhet të përplasen efektivisht. Sa më i lartë përqendrimi i reaktantëve, aq më shumë përplasje dhe, në përputhje me rrethanat, aq më i lartë është shpejtësia e reagimit. Për shembull, acetilen digjet shumë shpejt në oksigjen të pastër. Në këtë rast, zhvillohet një temperaturë e mjaftueshme për të shkrirë metalin. Bazuar në një sasi të madhe materiali eksperimental, në 1867 norvegjezët K. Guldenberg dhe P. Waage dhe pavarësisht prej tyre në 1865, shkencëtari rus N.I. Beketov formuloi ligjin bazë të kinetikës kimike, duke vendosur varësinë e shpejtësisë së reaksionit nga përqendrimi. të substancave reaguese.
Shpejtësia e një reaksioni kimik është proporcionale me produktin e përqendrimeve të substancave reaguese, të marra në fuqi të barabartë me koeficientët e tyre në ekuacionin e reaksionit.
Ky ligj quhet edhe ligji i veprimit masiv.
Për reaksionin A + B = D, ky ligj do të shprehet si më poshtë:
Për reaksionin 2A + B = D, ky ligj do të shprehet si më poshtë:
Këtu C A, C B janë përqendrimet e substancave A dhe B (mol/l); k 1 dhe k 2 janë koeficientë proporcionaliteti, të quajtur konstante të shpejtësisë së reagimit.
Kuptimi fizik i konstantës së shpejtësisë së reaksionit nuk është i vështirë të përcaktohet - ai numerikisht është i barabartë me shpejtësinë e reaksionit në të cilin përqendrimet e reaktantëve janë 1 mol/l ose produkti i tyre është i barabartë me njësinë. Në këtë rast, është e qartë se konstanta e shpejtësisë së reagimit varet vetëm nga temperatura dhe nuk varet nga përqendrimi i substancave.
Ligji i veprimit masiv nuk merr parasysh përqendrimin e reaktantëve në gjendje të ngurtë, sepse ato reagojnë në sipërfaqe dhe përqendrimet e tyre zakonisht janë konstante.
Për shembull, për një reaksion të djegies së qymyrit, shprehja e shpejtësisë së reagimit duhet të shkruhet si më poshtë:
d.m.th., shpejtësia e reaksionit është proporcionale vetëm me përqendrimin e oksigjenit.
Nëse ekuacioni i reaksionit përshkruan vetëm një reaksion kimik total që zhvillohet në disa faza, atëherë shpejtësia e një reaksioni të tillë mund të varet në mënyrë komplekse nga përqendrimet e substancave fillestare. Kjo varësi përcaktohet eksperimentalisht ose teorikisht bazuar në mekanizmin e propozuar të reagimit.
Veprimi i katalizatorëve
Është e mundur të rritet shpejtësia e një reaksioni duke përdorur substanca të veçanta që ndryshojnë mekanizmin e reagimit dhe e drejtojnë atë përgjatë një rruge energjikisht më të favorshme me një energji më të ulët aktivizimi. Ata quhen katalizatorë (nga latinishtja katalysis - shkatërrim).
Katalizatori vepron si një udhërrëfyes me përvojë, duke udhëhequr një grup turistësh jo përmes një kalimi të lartë në male (tejkalimi i tij kërkon shumë përpjekje dhe kohë dhe nuk është i arritshëm për të gjithë), por përgjatë shtigjeve të anashkalimit të njohura prej tij, përgjatë të cilave njeriu mund ta kapërcejë malin shumë më lehtë dhe më shpejt.
Vërtetë, duke përdorur itinerarin e rrethrrotullimit mund të arrini jo saktësisht atje ku të çon kalimi kryesor. Por ndonjëherë kjo është pikërisht ajo që kërkohet! Pikërisht kështu veprojnë katalizatorët që quhen selektivë. Është e qartë se nuk ka nevojë të digjet amoniaku dhe azoti, por oksidi nitrik (II) përdoret në prodhimin e acidit nitrik.
Katalizatorët- këto janë substanca që marrin pjesë në një reaksion kimik dhe ndryshojnë shpejtësinë ose drejtimin e tij, por në fund të reaksionit ato mbeten të pandryshuara nga ana sasiore dhe cilësore.
Ndryshimi i shpejtësisë së një reaksioni kimik ose drejtimit të tij duke përdorur një katalizator quhet katalizë. Katalizatorët përdoren gjerësisht në industri dhe transport të ndryshëm (konvertuesit katalitikë që konvertojnë oksidet e azotit nga gazrat e shkarkimit të makinave në azot të padëmshëm).
Ekzistojnë dy lloje të katalizës.
Kataliza homogjene, në të cilin si katalizatori ashtu edhe reaktantët janë në të njëjtën gjendje grumbullimi (fazë).
Kataliza heterogjene, në të cilin katalizatori dhe reaktantët janë në faza të ndryshme. Për shembull, dekompozimi i peroksidit të hidrogjenit në prani të një katalizatori të ngurtë të oksidit të manganit (IV):
Vetë katalizatori nuk konsumohet si rezultat i reaksionit, por nëse substanca të tjera absorbohen në sipërfaqen e tij (ato quhen helme katalitike), atëherë sipërfaqja bëhet e pafunksionueshme dhe kërkohet rigjenerimi i katalizatorit. Prandaj, para kryerjes së reaksionit katalitik, materialet fillestare pastrohen plotësisht.
Për shembull, në prodhimin e acidit sulfurik me metodën e kontaktit, përdoret një katalizator i ngurtë - oksid vanadium (V) V 2 O 5:
Në prodhimin e metanolit, përdoret një katalizator i ngurtë "zink-krom" (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):
Katalizatorët biologjikë - enzimat - funksionojnë në mënyrë shumë efektive. Nga natyra kimike ato janë proteina. Falë tyre, reaksionet kimike komplekse ndodhin me shpejtësi të lartë në organizmat e gjallë në temperatura të ulëta.
Njihen substanca të tjera interesante - frenues (nga latinishtja inhibere - deri në vonesë). Ata reagojnë me grimcat aktive me shpejtësi të lartë për të formuar komponime me aktivitet të ulët. Si rezultat, reagimi ngadalësohet ndjeshëm dhe më pas ndalet. Frenuesit shpesh shtohen në mënyrë specifike në substanca të ndryshme për të parandaluar proceset e padëshiruara.
Për shembull, zgjidhjet e peroksidit të hidrogjenit stabilizohen duke përdorur frenues.
Natyra e substancave reaguese (përbërja, struktura e tyre)
Kuptimi energjitë e aktivizimitështë faktori nëpërmjet të cilit ndikohet ndikimi i natyrës së substancave reaguese në shpejtësinë e reaksionit.
Nëse energjia e aktivizimit është e ulët (< 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.
Nëse energjia e aktivizimit është e lartë(> 120 kJ/mol), kjo do të thotë se vetëm një pjesë e vogël e përplasjeve ndërmjet grimcave ndërvepruese çojnë në një reaksion. Prandaj, shpejtësia e një reagimi të tillë është shumë e ulët. Për shembull, përparimi i reaksionit të sintezës së amoniakut në temperatura të zakonshme është pothuajse i pamundur të vërehet.
Nëse energjitë e aktivizimit të reaksioneve kimike kanë vlera të ndërmjetme (40120 kJ/mol), atëherë ritmet e reaksioneve të tilla do të jenë mesatare. Reaksione të tilla përfshijnë ndërveprimin e natriumit me ujin ose alkoolin etilik, çngjyrosjen e ujit brominor me etilenin, ndërveprimin e zinkut me acidin klorhidrik etj.
Sipërfaqja e kontaktit të substancave reaguese
Shpejtësia e reaksioneve që ndodhin në sipërfaqen e substancave, domethënë ato heterogjene, varet, duke qenë të barabarta të gjërave të tjera, nga vetitë e kësaj sipërfaqeje. Dihet se shkumësi pluhur tretet shumë më shpejt në acid klorhidrik sesa një copë shkumës me peshë të barabartë.
Rritja e shpejtësisë së reagimit është kryesisht për shkak të duke rritur sipërfaqen e kontaktit të substancave fillestare, si dhe një numër arsyesh të tjera, për shembull, një shkelje e strukturës së rrjetës kristalore "të saktë". Kjo çon në faktin se grimcat në sipërfaqen e mikrokristaleve që rezultojnë janë shumë më reaktive sesa të njëjtat grimca në një sipërfaqe "të lëmuar".
Në industri, për të kryer reaksione heterogjene, përdoret një "shtrat i lëngshëm" për të rritur sipërfaqen e kontaktit të substancave reaguese, furnizimin e substancave fillestare dhe heqjen e produkteve. Për shembull, në prodhimin e acidit sulfurik, piritet shkarkohen duke përdorur një "shtrat të lëngshëm".
Materiali referues për marrjen e testit:
Tabela e Mendelejevit
Tabela e tretshmërisë
Efekti i presionit në shpejtësinë e reagimit varet nga urdhëroj reagimet. Nëse temperatura mbetet e pandryshuar dhe jepet përbërja e përzierjes fillestare të gazit, atëherë duke përdorur ekuacionin e gjendjes për çdo përqendrim mund të shkruajmë: p a=aR m T, p b=bR m T. Këtu A, b,…, janë përqendrime molare, dhe p a, p b, ..., janë presionet e pjesshme të gazeve përkatëse. Nëse numri i përgjithshëm i nishaneve për njësi vëllimi është z, atëherë saktësisht në të njëjtën mënyrë mund të shkruajmë fq=zR m T, Ku R- presioni i përgjithshëm. Prandaj, , ... etj. Sasitë...etj. ka përqendrime volumetrike relative. Duke i shënuar me A, NË...etj, marrim: p a=Ap,
Ku; p b =Bp, . Le të shqyrtojmë monomolekulare procesi i përshkruar nga ekuacioni:
në këtë rast, shpejtësia e transformimit të substancës është drejtpërdrejt proporcionale me presionin: ~ fq.
Për bimolekulare reagimet:
dmth ~ fq 2. Prandaj për trimolekulare reagimet që marrim:
Ku k- konstante e shpejtësisë së reagimit.
2.2. Energjia e aktivizimit. Ligji i Arrhenius-it
Numri i përplasjeve të ndërsjella të molekulave reaguese rritet ~, gjë që kontribuon në një rritje të shpejtësisë së reagimit. Për shembull, për shumë reaksione, një rritje e temperaturës prej vetëm 10°C çon në një rritje të konstantës së shpejtësisë me një faktor prej 2-4.
Shembull. Gjysma e jetës së jodidit të hidrogjenit sipas ekuacionit 2HJ→H 2 +J 2. Në T = Gjysma e jetës 373K është 314,000 vjet, me T=666K zvogëlohet në 1.3 orë, dhe në T=973K t 1/2 = 0,12 sek.
Arrhenius: në mënyrë që të ndodhë një reaksion kimik, është i nevojshëm një dobësim ose thyerje paraprake e lidhjeve të brendshme të një molekule të qëndrueshme, për të cilën duhet shpenzuar një sasi e caktuar energjie. E . Sa më e madhe të jetë energjia termike e molekulave që përplasen, aq më e madhe është mundësia e rirregullimit të lidhjeve të brendshme dhe krijimit të molekulave të reja. Në E= konst frekuenca e përplasjeve që përfundojnë në një reaksion do të rritet ndjeshëm më shpejt se .
Energjia e nevojshme për të kapërcyer pengesën e energjisë që pengon afrimin e molekulave reaguese dhe formimin e produkteve të reaksionit quhet energjia e aktivizimit E a. Kështu, akti elementar i një reaksioni kimik ndodh vetëm gjatë përplasjes së atyre molekulave, energjia kinetike e të cilave është më e madhe. E a.
Energjia e aktivizimit E a zakonisht më e lartë se energjia mesatare e lëvizjes termike të molekulave. Sa më e ulët të jetë energjia e aktivizimit, aq më shpesh do të ndodhin përplasjet e molekulave, duke çuar në formimin e produkteve të reaksionit dhe aq më e lartë do të jetë shkalla e reaksionit kimik. Rrit Tçon në një rritje të numrit të molekulave me tejkalim të energjisë së tepërt E a. Kjo shpjegon rritjen e shpejtësisë së reaksionit kimik me rritjen e temperaturës (Fig. 2.1).
Oriz. 2.1. Nxehtësia e djegies P dhe energjia e aktivizimit E=u max - u 1
Në rastet më të thjeshta, konstantet e shpejtësisë së reaksioneve kimike mund të përcaktohen në bazë të marrëdhënieve të përgjithshme të teorisë kinetike molekulare (shih, për shembull,).
Le të shënojmë me p A Dhe gjilpere numri i molekulave A dhe B në 1 cm 3 . Shpejtësia e reagimit do të jetë e barabartë me numrin Z përplasje të tilla të molekulave A dhe B për njësi të kohës, energjia e të cilave është më e madhe se energjia e aktivizimit E . Për një gaz ideal Z përcaktohet bazuar në ligjin e shpërndarjes së energjisë Maxwell–Boltzmann:
Këtu është diametri mesatar efektiv i molekulave që përplasen, është pesha molekulare e reduktuar, R m = 8,315∙10 7 erg/deg - konstante universale e gazit, m A, m B - pesha molekulare.
Në shumicën e rasteve, vlerat eksperimentale janë dukshëm më të vogla se ato teorike. Prandaj, i ashtuquajturi koeficient probabilist ose sterik futet në formulën e llogaritjes R. Si rezultat, formula për llogaritjen e shpejtësisë së një reaksioni bimolekular, quhet Formula Arrhenius, merr formën e mëposhtme:
Duke krahasuar formulën që rezulton me ekuacionin (2.8) për reaksionet e rendit të dytë, mund të marrim një shprehje për konstantën e shpejtësisë së këtij reaksioni:
Efekti i fortë i temperaturës në shpejtësinë e reaksionit i atribuohet kryesisht faktorit Arrhenius. Prandaj, në llogaritjet e përafërta, faktori paraeksponencial shpesh merret si i pavarur nga T.
Analiza e formulës (2.12) tregon se me rritjen e T, shpejtësia e rritjes së W fillimisht rritet, arrin një vlerë maksimale të caktuar dhe më pas zvogëlohet; me fjalë të tjera, kurba W kundrejt T ka një pikë lakimi. Duke barazuar derivatin e dytë të W në lidhje me T në zero, gjejmë temperaturën që korrespondon me pikën e përkuljes:
Është e lehtë të shihet se kjo temperaturë është mjaft e lartë. Për shembull, në E = 20000 cal/(g-mol) T p = 5000 K. Kur përdorni formulën (2.12) për llogaritjet numerike, duhet të merren parasysh dimensionet e sasive të përfshira në të.
Formula (2.12) mund të shkruhet si më poshtë:
ku është faktori paraeksponencial, d.m.th. numri total i përplasjeve në n A =n B =1 molekulë/cm 3. Ndonjehere R përfshihet edhe në faktorin paraeksponencial.
Për llogaritjet e vlerësuara të rendit të shpejtësisë së reagimit, vlera k 0 mund të merret për temperaturën T=300K e barabartë me 10 -10 cm 3 /(molekulë∙sek) (për d mesatare "4∙10 -8 dhe m A =m B "30).
Shpejtësia e reaksionit kimik e barabartë me ndryshimin e sasisë së substancës për njësi të kohës në një njësi të hapësirës së reaksionit.Në varësi të llojit të reaksionit kimik (homogjen ose heterogjen) ndryshon natyra e hapësirës së reaksionit. Hapësira e reagimit zakonisht quhet zona në të cilën lokalizohet procesi kimik: vëllimi (V), zona (S).
Hapësira e reagimit të reaksioneve homogjene është një vëllim i mbushur me reagjentë. Meqenëse raporti i sasisë së një lënde ndaj një njësie vëllimi quhet përqendrim (c), shpejtësia e një reaksioni homogjen është e barabartë me ndryshimin e përqendrimit të substancave fillestare ose produkteve të reaksionit me kalimin e kohës. Ka shpejtësi mesatare dhe të menjëhershme të reagimit.
Shpejtësia mesatare e reagimit është:
ku c2 dhe c1 janë përqendrimet e substancave fillestare në kohët t2 dhe t1.
Shenja minus "-" në këtë shprehje vendoset kur gjen shpejtësinë përmes një ndryshimi në përqendrimin e reagentëve (në këtë rast Dс< 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».
Shpejtësia e reagimit në një kohë të caktuar ose shpejtësia e reagimit të menjëhershëm (e vërtetë) v është e barabartë me:
Shpejtësia e reaksionit në SI ka njësinë [mol×m-3×s-1], njësi të tjera të madhësisë [mol×l-1×s-1], [mol×cm-3 ×s-1], [mol ×cm –Z×min-1].
Shpejtësia e një reaksioni kimik heterogjen v quhet ndryshimi në sasinë e reaktantit (Dn) për njësi të kohës (Dt) për njësi të sipërfaqes ndërfaqe (S) dhe përcaktohet nga formula:
ose nëpërmjet derivatit:
Njësia e shpejtësisë së reaksionit heterogjen është mol/m2 ×s.
Shembulli 1. Klori dhe hidrogjeni u përzien në një enë. Përzierja u ngroh. Pas 5 s, përqendrimi i klorurit të hidrogjenit në enë u bë i barabartë me 0,05 mol/dm3. Përcaktoni shpejtësinë mesatare të formimit të klorurit të hidrogjenit (mol/dm3 s).
Zgjidhje. Ne përcaktojmë ndryshimin në përqendrimin e klorurit të hidrogjenit në enë 5 s pas fillimit të reaksionit:
ku c2, c1 janë përqendrimet molare përfundimtare dhe fillestare të HCl.
Dc (HCl) = 0,05 - 0 = 0,05 mol/dm3.
Le të llogarisim shkallën mesatare të formimit të klorurit të hidrogjenit duke përdorur ekuacionin (3.1):
Përgjigje: 7 = 0,01 mol/dm3 ×s.
Shembulli 2. Në një enë me vëllim 3 dm3 ndodh reagimi i mëposhtëm:
C2H2 + 2H2®C2H6.
Masa fillestare e hidrogjenit është 1 g 2 s pas fillimit të reaksionit, masa e hidrogjenit bëhet 0,4 g Përcaktoni shpejtësinë mesatare të formimit të C2H6 (mol/dm"×s).
Zgjidhje. Masa e hidrogjenit që hyri në reaksion (mpror (H2)) është e barabartë me diferencën midis masës fillestare të hidrogjenit (miout (H2)) dhe masës përfundimtare të hidrogjenit të pareaguar (tk (H2)):
tpror.(H2)= tiskh(H2)-mk(H2); tpror (H2) = 1-0,4 = 0,6 g.
Le të llogarisim sasinë e hidrogjenit:
= 0,3 mol.
Përcaktoni sasinë e C2H6 të formuar:
Sipas barazimit: nga 2 mol H2 ® formohet 1 mol C2H6;
Sipas kushtit: nga 0,3 mol H2, formohet ® x mol C2H6.
n(C2H6) = 0,15 mol.
Ne llogarisim përqendrimin e C2H6 të formuar:
Gjejmë ndryshimin në përqendrimin e C2H6:
0,05-0 = 0,05 mol/dm3. Le të llogarisim shpejtësinë mesatare të formimit të C2H6 duke përdorur ekuacionin (3.1):
Përgjigje: =0,025 mol/dm3 ×s.
Faktorët që ndikojnë në shpejtësinë e një reaksioni kimik . Shpejtësia e një reaksioni kimik përcaktohet nga faktorët kryesorë të mëposhtëm:
1) natyra e substancave reaguese (energjia e aktivizimit);
2) përqendrimi i substancave reaguese (ligji i veprimit të masës);
3) temperatura (rregulli van't Hoff);
4) prania e katalizatorëve (energjia e aktivizimit);
5) presioni (reaksionet që përfshijnë gazrat);
6) shkalla e bluarjes (reaksionet që përfshijnë lëndë të ngurta);
7) lloji i rrezatimit (i dukshëm, UV, IR, rreze X).
Varësia e shpejtësisë së një reaksioni kimik nga përqendrimi shprehet me ligjin bazë të kinetikës kimike - ligjin e veprimit të masës.
Ligji i veprimit masiv . Në 1865, profesori N.N. Beketov parashtroi për herë të parë një hipotezë në lidhje me marrëdhënien sasiore midis masave të reaktantëve dhe kohës së reagimit: "... tërheqja është në proporcion me produktin e masave që veprojnë". Kjo hipotezë u konfirmua në ligjin e veprimit masiv, i cili u krijua në 1867 nga dy kimistët norvegjezë K. M. Guldberg dhe P. Waage. Formulimi modern i ligjit të veprimit masiv është si më poshtë: në një temperaturë konstante, shpejtësia e një reaksioni kimik është drejtpërdrejt proporcionale me produktin e përqendrimeve të substancave reaguese, të marra në fuqi të barabarta me koeficientët stoikiometrikë në ekuacionin e reaksionit.
Për reaksionin aA + bB = tM + nN, ekuacioni kinetik i ligjit të veprimit të masës ka formën:
, (3.5)
ku është shpejtësia e reagimit;
k- koeficienti i proporcionalitetit, i quajtur konstanta e shpejtësisë së reaksionit kimik (në = 1 mol/dm3 k është numerikisht i barabartë); - përqendrimi i reagentëve të përfshirë në reaksion.
Konstanta e shpejtësisë së një reaksioni kimik nuk varet nga përqendrimi i reaktantëve, por përcaktohet nga natyra e reaktantëve dhe kushtet e reaksionit (temperatura, prania e një katalizatori). Për një reaksion specifik që ndodh në kushte të dhëna, konstanta e shpejtësisë është një vlerë konstante.
Shembulli 3. Shkruani ekuacionin kinetik të ligjit të veprimit të masës për reaksionin:
2NO (g) + C12 (g) = 2NOCl (g).
Zgjidhje. Ekuacioni (3.5) për këtë reaksion kimik ka formën e mëposhtme:
.
Për reaksionet kimike heterogjene, ekuacioni i ligjit të veprimit të masës përfshin përqendrimet e vetëm atyre substancave që janë në fazën e gazit ose të lëngët. Përqendrimi i një substance në fazën e ngurtë është zakonisht konstant dhe përfshihet në konstante të shpejtësisë.
Shembulli 4. Shkruani ekuacionin kinetik të ligjit të veprimit të masës për reaksionet:
a) 4Fe(s) + 3O2(g) = 2Fe2O3(s);
b) CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g).
Zgjidhje. Ekuacioni (3.5) për këto reaksione do të ketë formën e mëposhtme:
Meqenëse karbonati i kalciumit është një substancë e ngurtë, përqendrimi i së cilës nuk ndryshon gjatë reaksionit, domethënë, në këtë rast, shpejtësia e reagimit në një temperaturë të caktuar është konstante.
Shembulli 5. Sa herë do të rritet shpejtësia e reaksionit të oksidimit të oksidit nitrik (II) me oksigjen nëse përqendrimet e reagentëve dyfishohen?
Zgjidhje. Shkruajmë ekuacionin e reaksionit:
2NO + O2= 2NO2.
Le të shënojmë përqendrimet fillestare dhe përfundimtare të reagentëve si c1(NO), cl(O2) dhe c2(NO), c2(O2), përkatësisht. Në të njëjtën mënyrë, ne shënojmë shpejtësinë fillestare dhe përfundimtare të reagimit: vt, v2. Pastaj, duke përdorur ekuacionin (3.5), marrim:
.
Sipas kushtit, c2(NO) = 2c1 (NO), c2(O2) = 2c1(O2).
Gjejmë v2 =к2 ×2cl(O2).
Gjeni sa herë do të rritet shpejtësia e reagimit:
Përgjigje: 8 herë.
Efekti i presionit në shpejtësinë e një reaksioni kimik është më i rëndësishëm për proceset që përfshijnë gazra. Kur presioni ndryshon n herë, vëllimi zvogëlohet dhe përqendrimi rritet n herë, dhe anasjelltas.
Shembulli 6. Sa herë do të rritet shpejtësia e reaksionit kimik ndërmjet substancave të gazta që reagojnë sipas ekuacionit A + B = C nëse presioni në sistem dyfishohet?
Zgjidhje. Duke përdorur ekuacionin (3.5), ne shprehim shpejtësinë e reagimit përpara rritjes së presionit:
.
Ekuacioni kinetik pas rritjes së presionit do të ketë formën e mëposhtme:
.
Kur presioni rritet me 2 herë, vëllimi i përzierjes së gazit sipas ligjit Boyle-Mariotte (рУ = konst) gjithashtu do të ulet me 2 herë. Rrjedhimisht, përqendrimi i substancave do të rritet me 2 herë.
Kështu, c2(A) = 2c1(A), c2(B) = 2c1(B). Pastaj
Ne përcaktojmë se sa herë do të rritet shpejtësia e reagimit me rritjen e presionit.
Në jetë hasim reaksione të ndryshme kimike. Disa prej tyre, si ndryshkja e hekurit, mund të zgjasin për disa vjet. Të tjerat, të tilla si fermentimi i sheqerit në alkool, zgjasin disa javë. Druri i zjarrit në një sobë digjet në disa orë, dhe benzina në një motor digjet në një pjesë të sekondës.
Për të ulur kostot e pajisjeve, impiantet kimike rrisin shpejtësinë e reaksioneve. Dhe disa procese, për shembull, prishja e ushqimit dhe korrozioni i metaleve, duhet të ngadalësohen.
Shpejtësia e reaksionit kimik mund të shprehet si ndryshimi i sasisë së materies (n, modul) për njësi të kohës (t) - krahasoni shpejtësinë e një trupi në lëvizje në fizikë si ndryshim në koordinatat për njësi të kohës: υ = Δx/Δt. Në mënyrë që shpejtësia të mos varet nga vëllimi i enës në të cilën zhvillohet reaksioni, ne e ndajmë shprehjen me vëllimin e substancave reaguese (v), d.m.th. ndryshimi i sasisë së një substance për njësi të kohës për njësi vëllimi, ose ndryshimi i përqendrimit të njërës prej substancave për njësi të kohës:
n 2 − n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v
ku c = n / v është përqendrimi i substancës,
Δ (lexo "delta") është një përcaktim i pranuar përgjithësisht për një ndryshim në vlerë.
Nëse substancat kanë koeficientë të ndryshëm në ekuacion, shpejtësia e reagimit për secilën prej tyre e llogaritur duke përdorur këtë formulë do të jetë e ndryshme. Për shembull, 2 mol dioksid squfuri reaguan plotësisht me 1 mol oksigjen në 10 sekonda në 1 litër:
2SO2 + O2 = 2SO3
Shkalla e oksigjenit do të jetë: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s
Shpejtësia e dioksidit të squfurit: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- kjo nuk ka nevojë të mësohet përmendësh dhe të thuhet gjatë provimit, jepet shembulli për të mos u ngatërruar nëse lind kjo pyetje.
Shpejtësia e reaksioneve heterogjene (që përfshijnë trupat e ngurtë) shpesh shprehet për njësi të sipërfaqes së sipërfaqeve kontaktuese:
Δn
υ = –––––– (2)
Δt S
Reaksionet quhen heterogjene kur reaktantët janë në faza të ndryshme:
- një e ngurtë me një tjetër të ngurtë, të lëngët ose të gaztë,
- dy lëngje të papërziershme
- lëng me gaz.
Reaksionet homogjene ndodhin midis substancave në një fazë:
- ndërmjet lëngjeve të përziera mirë,
- gazrat,
- substancat në tretësirë.
Kushtet që ndikojnë në shpejtësinë e reaksioneve kimike
1) Shpejtësia e reagimit varet nga natyra e reaktantëve. E thënë thjesht, substanca të ndryshme reagojnë me shpejtësi të ndryshme. Për shembull, zinku reagon dhunshëm me acidin klorhidrik, ndërsa hekuri reagon mjaft ngadalë.
2) Sa më e lartë të jetë shpejtësia e reagimit, aq më shpejt përqendrimi substancave. Zinku do të reagojë shumë më gjatë me një acid shumë të holluar.
3) Shpejtësia e reagimit rritet ndjeshëm me rritjen temperatura. Për shembull, që karburanti të digjet, është e nevojshme ta ndizni atë, d.m.th., të rrisni temperaturën. Për shumë reaksione, një rritje prej 10°C në temperaturë shoqërohet me një rritje 2-4 herë në shpejtësi.
4) Shpejtësia heterogjene Reaksionet rriten me rritjen sipërfaqet e substancave reaguese. Lëndët e ngurta zakonisht bluhen për këtë qëllim. Për shembull, në mënyrë që pluhurat e hekurit dhe squfurit të reagojnë kur nxehen, hekuri duhet të jetë në formën e tallashit të imët.
Ju lutemi vini re se në këtë rast formula (1) nënkuptohet! Formula (2) shpreh shpejtësinë për njësi sipërfaqe, prandaj nuk mund të varet nga sipërfaqja.
5) Shpejtësia e reaksionit varet nga prania e katalizatorëve ose inhibitorëve.
Katalizatorët- substanca që përshpejtojnë reaksionet kimike, por që nuk konsumohen. Një shembull është dekompozimi i shpejtë i peroksidit të hidrogjenit me shtimin e një katalizatori - oksid mangani (IV):
2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2
Oksidi i manganit (IV) mbetet në fund dhe mund të ripërdoret.
Frenuesit- substanca që ngadalësojnë reaksionin. Për shembull, frenuesit e korrozionit shtohen në një sistem ngrohjeje uji për të zgjatur jetën e tubave dhe baterive. Në makina, frenuesit e korrozionit shtohen në lëngun e frenave dhe ftohësit.
Disa shembuj të tjerë.
Kur shkruhet ekuacioni kinetik i një reaksioni për sistemet e gazta, në vend të përqendrimit (C), shkruhet presioni (P) i reaktantëve, pasi ndryshimi i presionit në sistem është i ngjashëm me ndryshimin e përqendrimit. Një rritje e presionit në sistem shkakton një ulje të vëllimit të sistemit me të njëjtën sasi, ndërsa përqendrimi i reagentëve për njësi vëllimi rritet në të njëjtën mënyrë. Ndërsa presioni zvogëlohet, vëllimi i sistemit rritet, dhe përqendrimi për njësi vëllimi zvogëlohet në përputhje me rrethanat.
Shembuj dhe zgjidhje për problemet.
Shembulli 1.
Shpejtësia e cilit reaksion është më e madhe nëse, për njësi të kohës për njësi vëllimi, si rezultat i reaksionit të parë janë formuar 9 g avull uji dhe si rezultat i reaksionit të dytë janë formuar 3,65 g klorur hidrogjeni?
Shpejtësia e një reaksioni matet me numrin e moleve të një substance që formohet për njësi vëllimi për njësi të kohës. Masa molare e ujit Masa molare e klorurit të hidrogjenit 
atëherë shpejtësia e reagimit të parë,
Nishan/l×s,
dhe shpejtësia e reaksionit të dytë
do 
mol/l.
Shpejtësia e formimit të avullit të ujit është më e madhe sepse numri i moleve të formimit të avullit të ujit është më i madh se numri i moleve të formimit të klorurit të hidrogjenit.
Shembulli 2.
Reaksioni ndërmjet substancave A dhe B shprehet me barazimin: A+2B®C. Përqendrimi fillestar i substancës A është 0,3 mol/l, dhe substanca B është 0,5 mol/l. Konstanta e normës është 0.4. Përcaktoni shpejtësinë e reaksionit pas njëfarë kohe kur përqendrimi i substancës A ulet me 0,1 mol/l.
Përqendrimi i substancës A u ul me 0,1 mol/l. Prandaj, bazuar në ekuacionin e reaksionit, përqendrimi i substancës B u zvogëlua për 0,2 mol/l, pasi që substanca B paraprihet nga koeficienti 2. Atëherë përqendrimi i substancës A pas njëfarë kohe do të bëhet i barabartë me 0,3-0,1 = 0,2 mol. / l, dhe përqendrimi B është 0,5-0,2 = 0,3 mol/l.
Përcaktoni shpejtësinë e reagimit:
Nishani/l×s
Shembulli 3.
Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit nëse përqendrimi i NO rritet me 3 herë? Sipas ligjit të veprimit masiv, ne shkruajmë shprehjen për shpejtësinë e reagimit:
.
Kur përqendrimi i NO rritet me 3 herë, shpejtësia e reagimit do të jetë:
Shpejtësia e reagimit do të rritet 9 herë.
Shembulli 4.
Përcaktoni se si do të ndryshojë shpejtësia e reagimit 
nëse e rritni presionin në sistem me 2 herë.
Një rritje e presionit në sistem me 2 herë do të shkaktojë një ulje të vëllimit të sistemit me 2 herë, ndërsa përqendrimet e substancave reaguese do të rriten me 2 herë.
Sipas ligjit të veprimit në masë, ne shkruajmë shpejtësinë fillestare të reagimit 
dhe me një rritje 2-fish të presionit:
, .
Shpejtësia e reagimit do të rritet 8 herë.
Shembulli 5.
Njehsoni përqendrimet fillestare të substancave A dhe B në sistemin A+3B=2C, nëse përqendrimet ekuilibër të substancave A janë 0,1 mol/l, substancat B janë 0,2 mol/l, substancat C janë 0,7 mol/l.
Ne gjejmë përqendrimin e substancës A të shpenzuar në reaksion duke krijuar proporcionin sipas ekuacionit të reaksionit:
2 mol/l C i përftuar nga 1 mol/l A,
0,7 mol/l C ®x mol/l × A.
mol/l A.
Prandaj, përqendrimi fillestar i substancës A është:
0,1 + 0,35 = 0,45 mol/l.
Gjeni përqendrimin e substancës B të shpenzuar në reaksion.
Ne bëjmë proporcionin sipas ekuacionit të reaksionit:
2 mol/l C përftohet nga 3 mol/l B
0,7 mol/l C ® x mol/l B
x=mol/l A.
Atëherë përqendrimi fillestar i substancës B është:
mol/l.
Shembulli 6.
Në temperaturën 40 0 C u formua 0,5 mol/l lëndë A. Sa mol/l A formohen nëse temperatura rritet në 80 0 C? Koeficienti i temperaturës së reaksionit është 2.
Duke përdorur rregullin e Van't Hoff, ne shkruajmë shprehjen për shpejtësinë e reagimit në 80 0 C:
.
Duke i zëvendësuar këto probleme në ekuacion, marrim:
Në 80 0 C, formohen 8 mol/l substancë A.
Shembulli 7.
Llogaritni ndryshimin e konstantës së shpejtësisë së një reaksioni që ka një energji aktivizimi prej 191 kJ/mol kur temperatura rritet nga 330 në 400 K.
Le të shkruajmë ekuacionin Arrhenius për kushtin e problemit:
ku R është konstanta universale e gazit e barabartë me 8.32 J/k(K×mol).
ku ndryshimi i konstantës së normës do të jetë:
Detyrat e testimit
61. Shpejtësia e reaksionit kimik
2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)
në përqëndrime të reaktantëve =0,3 mol/l dhe =0,15 mol/l ishte 1,2·10-3 mol/(l·s). Gjeni vlerën e konstantës së shpejtësisë së reaksionit.
62. Për sa gradë duhet të rritet temperatura e sistemit në mënyrë që shpejtësia e reaksionit në të të rritet 30 herë (=2,5)?
63. Sa herë duhet të rritet përqendrimi i monoksidit të karbonit në sistem?
2CO = CO2+ C,
në mënyrë që shpejtësia e reagimit të rritet 4 herë?
64. Sa herë duhet të rritet presioni në mënyrë që shpejtësia e reaksionit të formimit të NO2 sipas reaksionit
është rritur 1000 herë?
65. Reaksioni vazhdon sipas ekuacionit
2NO(g) + Cl2(g) = 2NOCl(g).
Përqendrimet e substancave fillestare para fillimit të reaksionit ishin: =0,4 mol/l; =0,3 mol/l. Sa herë do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit në krahasim me atë fillestare në momentin kur gjysma e oksidit nitrik ka kohë të reagojë?
66. Sa herë do të rritet konstanta e shpejtësisë së një reaksioni kimik kur temperatura rritet me 40, nëse =3.2?
67. Shkruani një shprehje për shpejtësinë e një reaksioni kimik që ndodh në një sistem homogjen sipas ekuacionit
dhe përcaktoni se sa herë do të rritet shpejtësia e këtij reagimi nëse:
a) përqendrimi A do të ulet me 2 herë;
b) përqendrimi A do të rritet me 2 herë;
c) përqendrimi B do të rritet me 2 herë;
d) përqendrimi i të dy substancave do të rritet me 2 herë.
68. Sa herë duhet të rritet përqendrimi i hidrogjenit në sistem?
N2 + 3H2= 2NH3,
në mënyrë që shpejtësia e reagimit të rritet 100 herë?
69. Llogaritni koeficientin e temperaturës së shpejtësisë së reaksionit nëse konstantja e shpejtësisë së tij në 100 C është 0,0006, dhe në 150 C 0,072.
70. Reaksioni midis oksidit nitrik (II) dhe klorit vazhdon sipas ekuacionit
2NO + Cl2= 2NOCl.
Si ndryshon shpejtësia e reagimit me rritjen:
a) përqendrimi i oksidit nitrik është 2 herë;
b) përqendrimi i klorit 2 herë;
c) përqendrimet e të dy substancave janë 2 herë?
EKUILIBRI KIMIK
Shembuj të zgjidhjes së problemeve
Ekuilibri kimik është një gjendje e një sistemi në të cilin ritmet e reaksioneve kimike të përparme dhe të kundërta janë të barabarta, dhe përqendrimet e substancave reaguese nuk ndryshojnë me kalimin e kohës.
Një karakteristikë sasiore e ekuilibrit kimik është konstanta e ekuilibrit. Konstanta e ekuilibrit në një temperaturë konstante është e barabartë me raportin e produktit të përqendrimeve të ekuilibrit të produkteve të reaksionit me produktin e përqendrimeve të ekuilibrit të substancave fillestare, marrë në fuqinë e koeficientëve të tyre stoikiometrikë dhe është një vlerë konstante.
Në përgjithësi, për një reaksion homogjen mA+ nB« pC+qD
konstanta e ekuilibrit është:
Ne e shprehim këtë ekuacion me ligjin e veprimit të masës për një reaksion të kthyeshëm.
Kur kushtet e jashtme ndryshojnë, ekuilibri kimik ndryshon, i shprehur në një ndryshim në përqendrimet e ekuilibrit të substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit. Drejtimi i zhvendosjes së ekuilibrit përcaktohet nga parimi i Le Chatelier: nëse një ndikim i jashtëm ushtrohet në një sistem në ekuilibër, atëherë ekuilibri zhvendoset në drejtimin që dobëson ndikimin e jashtëm.
Ekuilibri kimik mund të zhvendoset nga ndikimi i ndryshimeve në përqendrimin e substancave reaguese, temperaturës dhe presionit.
Me një rritje të përqendrimit të substancave fillestare, ekuilibri do të zhvendoset në përputhje me parimin e Le Chatelier drejt produkteve të reaksionit, dhe me një rritje të përqendrimeve të produkteve - drejt substancave fillestare.
Kur temperatura ndryshon (rritet), ekuilibri zhvendoset drejt reaksionit endotermik (D H > 0), i cili ndodh me thithjen e nxehtësisë, d.m.th. shpejtësia e reaksionit përpara rritet dhe ekuilibri zhvendoset drejt produkteve të reaksionit. Në rastin e një reaksioni ekzotermik (DH > 0), me rritjen e temperaturës, shpejtësia e reaksionit të kundërt do të rritet, gjë që do të sigurojë thithjen e nxehtësisë dhe ekuilibri do të zhvendoset drejt substancave fillestare.
Nëse reaksioni përfshin substanca në gjendje të gaztë, atëherë ekuilibri kimik mund të zhvendoset duke ndryshuar presionin. Një rritje e presionit është e barabartë me një rritje të përqendrimit të reaktantëve. Me rritjen e presionit, ekuilibri zhvendoset drejt një reaksioni me më pak mol të substancave të gazta, dhe me uljen e presionit, drejt një reaksioni me një numër më të madh molesh substancash të gazta.
Shembulli 1.
Llogaritni përqendrimet fillestare të substancave A dhe B në sistemin homogjen A + 3B «2C, nëse përqendrimet ekuilibër A = 0,1 mol/l, B = 0,2 mol/l, C = 0,7 mol/l.
Dihet se përqendrimi fillestar i një lënde është i barabartë me shumën e përqendrimit të ekuilibrit dhe përqendrimit të shpenzuar në reaksion, d.m.th. ka reaguar:
Për ta gjetur atë, duhet të dini se sa substanca A ka reaguar.
Ne llogarisim duke kompozuar proporcionin sipas ekuacionit të reaksionit:
2 mol/l C përftohet nga 1 mol/l A
0,7 mol/l C ––––––––x mol/l A,
x= (0,7×1)/2= 0,35 mol/l
Ne llogarisim përqendrimin fillestar të substancës B:
Për ta gjetur atë, le të krijojmë një proporcion:
2 mol/l C përftohet nga 3 mol/l B
0,7 mol/l C –––––––––––––x mol/l B
x = (0,7×3)/2 = 1,05 mol/l
Atëherë përqendrimi fillestar B është:
Shembulli 2.
Njehsoni përqendrimet ekuilibër të substancave në sistemin A + B “C + D, me kusht që përqendrimet fillestare të substancave të jenë: A = 1 mol/l, B = 5 mol/l. Konstanta e ekuilibrit është 1.
Le të supozojmë se në kohën e ekuilibrit të substancës A kanë reaguar mole x. Bazuar në ekuacionin e reaksionit, përqendrimet e ekuilibrit do të jenë:
;
meqenëse sipas ekuacionit të reaksionit për substancën B, mori të njëjtën sasi reaksioni sa reagoi substanca A.
Zëvendësojmë vlerat e përqendrimeve të ekuilibrit në konstanten e ekuilibrit dhe gjejmë x.
Pastaj: 
Shembulli 3.
Është vendosur një ekuilibër në sistem: 2AB + B 2 “2AB; D H > 0.
Në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri me uljen e temperaturës?
Ky reagim i drejtpërdrejtë është endotermik, d.m.th. shkon me thithjen e nxehtësisë, prandaj, kur temperatura në sistem ulet, ekuilibri, në përputhje me parimin e Le Chatelier, do të zhvendoset në të majtë, drejt reaksionit të kundërt, i cili është ekzotermik.
Shembulli 4.
Ekuilibri i sistemit A + B « AB u vendos në përqendrimet e mëposhtme të substancave: C (A) = C ( B) = C ( AB) = 0,01 mol/l. Llogaritni konstantet e ekuilibrit dhe përqendrimet fillestare të substancave. 72. Përqendrimet fillestare të oksidit të azotit (II) dhe klorit në sistem
2NO + Cl2 2NOCl
janë përkatësisht 0,5 mol/l dhe 0,2 mol/l. Llogaritni konstantën e ekuilibrit nëse në kohën kur ndodh ekuilibri, ka reaguar 20 oksid nitrik.
73. Në një temperaturë të caktuar, përqendrimet e ekuilibrit të reagentëve të një reaksioni kimik të kthyeshëm janë
2A(g)+B(g) 2C(g)
ishin [A]=0,04 mol/l, [B]=0,06 mol/l, [C]=0,02 mol/l. Llogaritni konstantën e ekuilibrit dhe përqendrimet fillestare të substancave A dhe B.
74. Në një temperaturë të caktuar, përqendrimet e ekuilibrit në sistem
ishin përkatësisht: = 0,04 mol/l, = 0,06 mol/l,
0,02 mol/l. Llogaritni konstantën e ekuilibrit dhe kon-
përqendrimi i oksidit të squfurit (IV) dhe oksigjenit.
75. Kur sistemi është në ekuilibër
përqendrimet e substancave të përfshira ishin: = 0.3 mol/l; = =0,9 mol/l; = 0,4 mol/l. Llogaritni se si do të ndryshojnë shpejtësitë e reaksioneve të përparme dhe të kundërta nëse presioni rritet 5 herë. Në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri?
76. Llogaritni konstantën e ekuilibrit të një reaksioni të kthyeshëm
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g),
nëse përqendrimi në ekuilibër = 0,04 mol/l, dhe përqendrimet fillestare të substancave = 1 mol/l, = 0,8 mol/l.
77. Ekuilibri i sistemit
CO + Cl2 COCl2,
të vendosura në përqendrimet e mëposhtme të reaktantëve: [CO] = =[Cl2] = = 0,001 mol/l. Përcaktoni konstantën e ekuilibrit dhe përqendrimet fillestare të monoksidit të karbonit dhe klorit.
78. Përqendrimet fillestare të monoksidit të karbonit (II) dhe avullit të ujit janë të barabarta dhe arrijnë në 0.03 mol/l. Llogaritni përqendrimet ekuilibër të CO, H2O dhe H2 në sistem
CO + H2O CO2 + H2,
nëse përqendrimi ekuilibër i CO2 ishte i barabartë me 0.01 mol/l. Llogaritni konstantën e ekuilibrit.
79. Përcaktoni përqendrimin ekuilibër të hidrogjenit në sistem
nëse përqendrimi fillestar i HJ ishte 0,05 mol/l, dhe konstantja e ekuilibrit K = 0,02.
80. Konstanta e ekuilibrit të sistemit
CO + H2O CO2+ H2
në një temperaturë të caktuar është e barabartë me 1. Llogaritni përbërjen në përqindje të përzierjes në ekuilibër nëse përqendrimet fillestare të CO dhe H2O janë 1 mol/l.
