Exempel 4.1. Hur kommer reaktionshastigheten för varje reaktion att förändras?
2NO (g) + Cl2 (g) = 2NOCI (g) (1); CaO (k) + CO 2 (g) = CaCO 3 (k) (2),
om i varje system trycket ökas med 3 gånger?
Lösning. Reaktion (1) är homogen och enligt massverkans lag är den initiala reaktionshastigheten v = k∙ ∙ ; reaktion (2) är heterogen och dess hastighet uttrycks av ekvationen v = k∙. Koncentrationen av ämnen i den fasta fasen (CaO i denna reaktion) förändras inte under reaktionen och ingår därför inte i ekvationen för massverkan.
En ökning av trycket i vart och ett av systemen med 3 gånger kommer att leda till en minskning av systemets volym med 3 gånger och en ökning av koncentrationen av var och en av de reagerande gasformiga ämnena med 3 gånger. Vid nya koncentrationer av reaktionshastigheter: v" = k∙(3) 2 ∙3 = 27 k∙ ∙ (1) och v" = k 3 (2). Om man jämför uttrycken för hastigheterna v och v", finner vi att reaktionshastigheten (1) ökar med 27 gånger och reaktionen (2) med 3 gånger.
Exempel 4.2. Reaktionen mellan ämnena A och B uttrycks med ekvationen 2A + B = D. De initiala koncentrationerna är: C A = 5 mol/l, C B = 3,5 mol/l. Hastighetskonstanten är 0,4. Beräkna reaktionshastigheten i det initiala ögonblicket och i det ögonblick då 60 % av ämnet A finns kvar i reaktionsblandningen.
Lösning. Enligt lagen om massaktion v = . I det initiala ögonblicket är hastigheten v 1 = 0,4 × 5 2 × 3,5 = 35. Efter en tid kommer 60 % av ämnet A att finnas kvar i reaktionsblandningen, det vill säga att koncentrationen av ämne A blir lika med 5 × 0,6 = 3 mol/l. Det betyder att koncentrationen av A minskade med 5 – 3 = 2 mol/l. Eftersom A och B interagerar med varandra i förhållandet 2:1 minskade koncentrationen av ämne B med 1 mol och blev lika med 3,5 – 1 = 2,5 mol/l. Därför är v 2 = 0,4 × 3 2 × 2,5 = 9.
Exempel 4.3. En tid efter reaktionens början
2NO + O 2 = 2NO 2 koncentrationer av ämnen var (mol/l): = 0,06;
0,12; = 0,216. Hitta de initiala koncentrationerna av NO och O 2.
Lösning. De initiala koncentrationerna av NO och O 2 hittas baserat på reaktionsekvationen, enligt vilken 2 mol NO konsumeras för att bilda 2 mol 2NO 2. Enligt villkoren för problemet bildades 0,216 mol NO2, för vilken 0,216 mol NO förbrukades. Detta betyder att den initiala NO-koncentrationen är:
0,06 + 0,216 = 0,276 mol/l.
Enligt reaktionsekvationen för bildning av 2 mol NO 2 krävs 1 mol O 2 och för att erhålla 0,216 mol NO 2 krävs 0,216 / 2 = 0,108 mol / O 2. Den initiala koncentrationen av O 2 är: = 0,12 + 0,108 = 0,228 mol/l.
De initiala koncentrationerna var alltså:
0,276 mol/l; = 0,228 mol/l.
Exempel 4.4. Vid 323 K fullbordas en viss reaktion på 30 s. Bestäm hur reaktionshastigheten och tiden för dess uppkomst kommer att förändras vid 283 K om temperaturkoefficienten för reaktionshastigheten är 2.
Lösning. Med hjälp av Van't Hoffs regel hittar vi hur många gånger reaktionshastigheten kommer att förändras:
2 –4 = .
Reaktionshastigheten minskar med 16 gånger. Reaktionshastigheten och den tid det tar att inträffa är omvänt proportionella. Följaktligen kommer tiden för denna reaktion att öka med 16 gånger och kommer att vara 30 × 16 = 480 s = 8 min.
Uppgifter
№ 4.1 . Reaktionen fortskrider enligt ekvationen 3H 2 + CO = CH 4 + H 2 O
De initiala koncentrationerna av reaktanterna var (mol/l): = 0,8; CCO = 0,6. Hur kommer reaktionshastigheten att förändras om vätekoncentrationen höjs till 1,2 mol/l och kolmonoxidkoncentrationen höjs till 0,9 mol/l?
(Svar: kommer att öka 5 gånger).
№ 4.2 . Nedbrytningsreaktionen av N 2 O följer ekvationen 2N 2 O = 2N 2 + O 2. Reaktionshastighetskonstanten är 5·10 –4. Initial koncentration
0,32 mol/l. Bestäm reaktionshastigheten i det initiala ögonblicket och i det ögonblick då 50 % N 2 O sönderfaller. ( Svar: 5,12 . 10 -5 ; 1,28 . 10 -5).
№ 4.3 . Reaktionen mellan ämnena A och B uttrycks med ekvationen
A + 2B = D. Initiala koncentrationer: C A = 0,3 mol/l och CB = 0,4 mol/l. Hastighetskonstanten är 0,8. Beräkna den initiala reaktionshastigheten och bestäm hur reaktionshastigheten förändrades efter en tid när koncentrationen av ämne A minskade med 0,1 mol.
(Svar: 3,84 . 10-2; minskat med 6 gånger).
№ 4.4 .Vad är temperaturkoefficienten för reaktionshastigheten om reaktionstiden ökar med 64 gånger vid en temperaturminskning med 30 °C? ( Svar: 4).
№ 4.5 . Beräkna vid vilken temperatur reaktionen kommer att avslutas om 45 minuter, om det vid 20 o C tar 3 timmar. Temperaturkoefficienten för reaktionshastigheten är 3 ( Svar: 32,6°C).
№ 4.6. Hur kommer reaktionshastigheten CO + Cl 2 = COCl 2 att förändras om trycket höjs 3 gånger och samtidigt höjs temperaturen med 30 o C (γ = 2)?
(Svar: kommer att öka 72 gånger).
№ 4.7 . Reaktionerna fortskrider enligt ekvationerna
C (k) + O2 (g) = CO2 (g) (1); 2CO (g) + O 2 (g) = 2CO 2 (g) (2)
Hur kommer hastigheten för (1) och (2) reaktioner att förändras om i varje system: a) minska trycket med 3 gånger; b) öka kärlets volym med 3 gånger; c) öka syrekoncentrationen med 3 gånger? ( Svar: a) kommer att minska med (1) 3, (2) 27 gånger);
b) kommer att minska med (1) 3, (2) 27 gånger; c) kommer att öka med (1) och (2) med 3 gånger).
№ 4.8 . Reaktionen fortskrider enligt ekvationen H 2 + I 2 = 2HI. Hastighetskonstanten är 0,16. De initiala koncentrationerna av väte och jod är 0,04 mol/L respektive 0,05 mol/L. Beräkna den initiala reaktionshastigheten och dess hastighet när koncentrationen av H 2 blir lika med 0,03 mol/l. ( Svar: 3,2 . 10 -3 ; 1,9 . 10 -3).
№ 4.9 . Oxidationen av svavel och dess dioxid fortskrider enligt ekvationerna:
S (k) + O2 (g) = S02 (g) (1); 2SO2 (g) + O2 (g) = 2SO3 (g) (2)
Hur kommer hastigheten för (1) och (2) reaktioner att förändras om i varje system: a) öka trycket med 4 gånger; b) minska kärlets volym med 4 gånger; c) öka syrekoncentrationen med 4 gånger? ( Svar: a) kommer att öka med (1) 4, (2) 64 (faldigt);
b) kommer att öka med (1) 4, (2) 64 gånger; c) kommer att öka med (1) och (2) 4 gånger).
№ 4.10 . Hastighetskonstanten för reaktionen 2A + B = D är 0,8. Initiala koncentrationer: C A = 2,5 mol/l och CB = 1,5 mol/l. Som ett resultat av reaktionen var koncentrationen av ämne C B lika med 0,6 mol/l. Beräkna vad CA och reaktionshastigheten blev lika med. ( Svar: 0,7 mol/l; 0,235).
№ 4.11. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen 4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
En tid efter reaktionens början blev koncentrationerna av de inblandade ämnena (mol/l): = 0,85; = 0,44; = 0,30. Beräkna de initiala koncentrationerna av HCl och O 2. ( Svar:= 1,45; = 0,59 mol/l).
№ 4.12 . Initiala koncentrationer av ämnen i reaktionen CO + H 2 O ↔ CO 2 + H 2
var lika (mol/l): CCO = 0,5; = 0,6; = 0,4; = 0,2. Beräkna koncentrationerna av alla ämnen som deltar i reaktionen efter att 60 % H 2 O har reagerat. ( Svar: CCO = 0,14; = 0,24; = 0,76; = 0,56 mol/l).
№ 4.13 . Hur kommer reaktionshastigheten 2CO + O 2 = CO 2 att förändras om:
a) öka reaktionskärlets volym 3 gånger; b) öka koncentrationen av CO med 3 gånger; c) öka temperaturen med 40 o C (γ = 2)? ( Svar: a) kommer att minska med 27 gånger; b) kommer att öka 9 gånger; c) kommer att öka 16 gånger).
№ 4.14 . Vid 10 o C avslutas reaktionen efter 20 minuter. Hur länge pågår reaktionen när temperaturen stiger till 40 o C om temperaturkoefficienten är 3? ( Svar: 44,4 s).
№ 4.15 . Hur många gånger ska den ökas?
a) koncentrationen av CO i systemet 2CO = CO 2 + C, så att reaktionshastigheten ökar 4 gånger?
b) koncentrationen av väte i systemet N 2 + 3H 2 = 2NH 3 så att reaktionshastigheten ökar 100 gånger?
c) tryck i systemet 2NO + O 2 = 2NO 2 så att hastigheten för NO 2-bildning ökar med 10 3 gånger? ( Svar: 2 gånger; 4,64 gånger; 10 gånger).
№ 4.16 . Reaktionshastighet A + 2B = AB 2 vid C A = 0,15 mol/l och
C B = 0,4 mol/l är lika med 2,4 ∙ 10 −3. Bestäm hastighetskonstanten och reaktionshastigheten när koncentrationen av B blir 0,2 mol/L. ( Svar: 0,1; 2 ∙ 10 -4).
№ 4.17 . Hur kommer reaktionshastigheten 2A + B = A 2 B att förändras om koncentrationen av ämne A ökas med 3 gånger, koncentrationen av ämne B minskas med 2 gånger och temperaturen ökas med 40 o C (γ = 2 )? ( Svar: kommer att öka 72 gånger).
№ 4.18. Reaktionen följer ekvationen 2H 2S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O.
En tid efter reaktionens början blev koncentrationerna av de inblandade ämnena (mol/l): = 0,009; = 0,02; = 0,003. Beräkna: = 0,7 mol/l).
1. I ett kärl blandades gas A med en substansmängd av 4,5 mol och gas B med en substansmängd av 3 mol. Gaserna A och B reagerar enligt ekvationen A + B = C. Efter en tid bildades gas C i systemet med en ämnesmängd på 2 mol. Vilka mängder oreagerade gaser A och B finns kvar i systemet?
Av reaktionsekvationen följer att:
Dn(A) = Dn(B) = Dn(C) = 2 mol,
där Dn är förändringen i mängden ämne under reaktionen.
Därför är det som finns kvar i kärlet:
n2(A) = ni(A)-Dn(A); n2(A) = (4,5-2) mol = 2,5 mol;
n2 (B) = ni (B) - Dn(B); n2 (B) = (3-2) mol = 1 mol.
2. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen: 2A + B ⇄ C och är andra ordningens i ämne A och först i ämne B. Vid det inledande ögonblicket är reaktionshastigheten 15 mol/l × s. Beräkna hastighetskonstanten och hastigheten för framåtreaktionen i det ögonblick då 50 % av ämne B reagerar om de initiala koncentrationerna är: C(A) = 10 mol/l; C(B) = 5 mol/l. Hur kommer hastigheten på en kemisk reaktion att förändras?
C(B) som ingick i reaktionen är lika med:
C(B) = 0,55 = 2,5 mol/l.
Följaktligen är C(A) som ingick i reaktionen lika med:
2 mol/l A - 1 mol/l B
C(A) - 2,5 mol/l B
C(A) och C(B) efter reaktionen:
C(A) = 10 - 5 = 5 mol/l,
C(B) = 5 - 2,5 = 2,5 mol/l.
Hastigheten på framåtreaktionen kommer att vara lika med:
Hastigheten för den kemiska reaktionen kommer att ändras:
dvs det kommer att minska med 8 gånger.
3. Reaktionen mellan ämnena A och B uttrycks med ekvationen: A + 2B = C och har den första ordningen för ämne A och den andra för ämne B. De initiala koncentrationerna av ämnena är: C(A) = 2 mol /l; C(B) = 4 mol/1; hastighetskonstanten är 1,0. Hitta den initiala reaktionshastigheten och hastigheten efter en tid, när koncentrationen av ämne A minskar med 0,3 mol/l.
Enligt lagen om massaktion:
Om koncentrationen av ämne A minskar med 0,3 mol/l, så minskar koncentrationen av ämne B med 0,3 × 2 = 0,6 mol/l. Efter reaktionen inträffar är koncentrationerna:
4. Hastigheterna för fram- och omvända gasfasreaktioner som inträffar i ett slutet kärl uttrycks med ekvationerna:
Enligt massaktionens lag är hastigheterna för framåt- och bakåtreaktioner under initiala förhållanden lika:
En ökning av trycket med 3 gånger för gasformiga system leder till en minskning av volymen av gasblandningen med 3 gånger, koncentrationerna av alla tre gaserna kommer att öka med samma mängd, och hastigheterna för båda reaktionerna blir motsvarande lika:
Reaktionshastighetsförhållandena är:
Således kommer hastigheten på framåtreaktionen att öka med 27 gånger, den omvända reaktionen med 9.
5. Reaktionen vid en temperatur av 50°C fortskrider på 2 minuter och 15 sekunder. Hur lång tid tar det för denna reaktion att slutföras vid en temperatur på 70 0 C, om temperaturkoefficienten för hastighet g är 3 i detta temperaturintervall?
När temperaturen ökar från 50 till 70 0 C, ökar reaktionshastigheten i enlighet med Van't Hoff-regeln:
Var = 70 0 C, = 50 0 C, a och är reaktionshastigheterna vid givna temperaturer.
Vi får:
de där. reaktionshastigheten ökar 9 gånger.
Enligt definitionen är reaktionstiden omvänt proportionell mot reaktionshastigheten, därför:
var och är reaktionstiden vid temperaturer Och .
Härifrån får vi:
Med tanke på att = 135 s (2 min 15 s) bestämmer vi reaktionstiden vid temperatur :
6. Hur många gånger kommer hastigheten för en kemisk reaktion att öka när temperaturen ökar från = 10°C till = 80°C , om temperaturkoefficienten för hastigheten g är 2?
Från van't Hoffs regel:
Reaktionshastigheten kommer att öka 128 gånger.
7. När man studerade kinetiken för eliminering av läkemedel från patientens kropp, fann man att efter 3 timmar fanns 50% av den ursprungliga mängden av läkemedlet kvar i patientens kropp. Bestäm halveringstiden och hastighetskonstanten för reaktionen vid avlägsnande av läkemedel från människokroppen, om det är känt att detta är en första ordningens reaktion.
Eftersom under en given tidsperiod 50% av läkemedlet avlägsnades från kroppen, då t 1/2 = 3 timmar. Låt oss beräkna reaktionshastighetskonstanten från ekvationen:
8. Under laboratoriestudier av vattenlösningar av läkemedlet fann man att på grund av hydrolys minskade koncentrationen av läkemedlet från 0,05 mol/l till 0,03 mol/l per dag. Beräkna halveringstiden för läkemedelshydrolysreaktionen.
Eftersom hydrolysreaktioner vanligtvis sker med ett betydande överskott av vatten, kan dess koncentration hållas konstant. Följaktligen ändras endast koncentrationen av läkemedlet under reaktionen och hydrolysreaktionen kan betraktas som en första ordningens reaktion.
Vi hittar värdet på reaktionshastighetskonstanten från ekvationen:
9. Halveringstiden för läkemedlet från patientens kropp (första ordningens reaktion) är 5 timmar. Bestäm den tid under vilken 75% av läkemedlet kommer att elimineras från kroppen.
När 75 % av läkemedlet utsöndras från kroppen blir C/C 0-förhållandet 0,25. I det här fallet är det bekvämt att använda formeln:
,
10. Hastighetskonstanten för reaktionen av sackaroshydrolys är 2,31×10 - 3 h - 1. Beräkna:
1) halveringstid för reaktionen;
2) den tid under vilken 20 % sackaros kommer att genomgå hydrolys;
3) vilken del av glukos som kommer att genomgå hydrolys efter 5 dagar.
1. Halveringstiden är lika med:
2. Efter att 20 % sackaros har genomgått hydrolys kommer C/C 0-förhållandet att vara 0,8. Därav:
3. Efter 5 dagar (120 timmar) kommer C/C 0-förhållandet att vara:
Följaktligen hydrolyserades 24 % av glukosen.
11. Under en viss första ordningens reaktion genomgår 60 % av den initiala mängden av ett ämne omvandling på 30 minuter. Bestäm vilken del av ämnet som kommer att finnas kvar efter 1 timme.
1. Efter 30 minuter kommer mängden återstående ämne att vara:
C1 = C 0 - 0,6 C 0 = 0,4 × C 0.
dvs förhållandet C0/Ci är 2,5.
2. Låt oss hitta reaktionshastighetskonstanten:
3. Mängden ämne C2 som återstår efter 1 timme bestäms av formeln:
Efter 1 timme kommer alltså 16 % av det ursprungliga ämnet att finnas kvar.
Frågor för självkontroll
1. Vad kallas hastigheten för en kemisk reaktion?
2. Vilken är den sanna hastigheten för en homogen reaktion?
3. Vilken dimension har hastigheten för en homogen reaktion?
4. Vad kallas hastigheten för en heterogen reaktion?
5. Vilken dimension har hastigheten för en heterogen reaktion?
6. Lista de faktorer som påverkar reaktionshastigheten.
7. Formulera lagen om massaktion.
8. Vad är den fysiska betydelsen av reaktionshastighetskonstanten? Vad beror reaktionshastighetskonstanten på och vad beror den inte på?
9. Vilken är reaktionsordningen? Ge exempel på reaktionsekvationer av noll, första, andra och tredje ordningen.
10. Beror dimensionen på reaktionshastighetskonstanten på reaktionsordningen?
11. Vad kallas en reaktions molekylaritet?
13. Definiera enkla och komplexa reaktioner. Ge en klassificering av komplexa reaktioner.
14. Formulera Van't Hoffs regel. Ge ett matematiskt uttryck för van't Hoffs regel.
15. Hur beror reaktionshastigheten på aktiveringsenergin? Skriv Arrhenius-ekvationen.
16. Vad är ett aktiverat komplex? Varför fortskrider reaktioner genom stadierna av bildning av aktiverade komplex?
17. Vad är en katalysator? Homogen och heterogen katalys. Varför går reaktionerna snabbare i närvaro av katalysatorer?
18. Vad är enzymatisk katalys? Skriv Michaelis-Mentens ekvation.
Varianter av uppgifter för oberoende lösning
Alternativ 1
1. Reaktionen mellan ämnena A och B uttrycks av ekvationen 2A + B = C och är andra ordningens för ämne A och första ordningen för ämne B. De initiala koncentrationerna av ämnen är: C 0 (A) = 0,4 mol/l ; C0(B) = 0,8 mol/l; k = 0,6. Hitta den initiala reaktionshastigheten och hastigheten efter en tid, när koncentrationen av ämne A minskar med 0,2 mol/l.
2. Hur många grader måste temperaturen höjas för att reaktionshastigheten ska öka 64 gånger? Temperaturkoefficienten för reaktionshastigheten g är lika med 2.
a) när trycket i systemet fördubblas?
b) när volymen av gaser fördubblas?
Alternativ nr 2
1. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen: A + B = C och är av första ordningen i ämne A och i ämne B. Koncentrationen av A ökades från 2 till 8 mol/l, och koncentrationen av B från 3 till 9 mol/l. Hur många gånger ökade hastigheten på framåtreaktionen?
2. Vid 150°C avslutas reaktionen efter 10 minuter. Med temperaturkoefficienten g lika med 2, beräkna hur många minuter senare reaktionen skulle sluta vid 170 0 C.
3. Reaktionshastigheten uttrycks med ekvationen: 
Hur många gånger ändras reaktionshastigheten när koncentrationen av utgångsämnena ökar med 3 gånger?
Alternativ #3
1. Reaktionen uttrycks med ekvationen: A + B = C och har första ordningen i ämne A och ämne B. Vid initiala koncentrationer C 0 (A) = 3 mol/l och C 0 (B) = 5 mol/l , hastigheten för den direkta reaktionen lika med 0,3 mol/l×s. Bestäm hastighetskonstanten och reaktionshastigheten efter en tid när koncentrationen av A minskar med 2 mol/l.
2. Hur många gånger kommer hastigheten för en kemisk reaktion att öka när temperaturen ökar från 10 till 70 0 C, om temperaturkoefficienten för hastigheten g är 2?
3. Reaktionshastigheten A (s) + 2B (gas) = C (s) uttrycks med ekvationen: 
Hur kommer reaktionshastigheten att förändras om koncentrationen av B fördubblas?
Alternativ nr 4
1. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen: 2A + B = 2C och har den andra ordningen för ämne A och den första för ämne B. Beräkna hastigheten för den direkta reaktionen i det ögonblick då 40 % av ämne B reagerar, om initiala koncentrationer är: CO (A) = 8 mol/l; C0(B) = 4 mol/l; k = 0,4.
2. Viss reaktion vid 100 0 C slutar på 5 minuter. Hur lång tid tar det för det att sluta vid 80 0 C om temperaturkoefficienten för hastigheten g är 3?
3. Reaktionshastigheten 3A + B = C uttrycks med ekvationen: 
Hur många gånger kommer hastigheten på framåtreaktionen att ändras:
a) när koncentrationen av ämne A fördubblas?
b) med en samtidig minskning av koncentrationen av utgångsämnena med 2 gånger?
Alternativ #5
1. Hastigheten för en viss reaktion ökade 8 gånger när temperaturen ökade från 40 till 70 0 C. Bestäm värdet på g.
2. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen: A + 3B = 2C och är av första ordningen i ämne A och andra i ämne B. De initiala koncentrationerna av ämnen är: C 0 (A) = 2 mol/l; C0(B) = 6 mol/l; k = 1. Beräkna starthastigheten för framåtreaktionen och hastigheten i det ögonblick då koncentrationen av ämne A minskade med 1 mol/l. Hur kommer hastigheten på en kemisk reaktion att förändras?
3. Hur kommer hastigheten för framåt- och bakåtreaktioner som inträffar i gasfasen och att följa ekvationerna att förändras:
Alternativ #6
1. I ett slutet kärl finns en blandning av gaser bestående av 1 mol A och 3 mol B, som reagerar enligt ekvationen: A + 3B = 2C. Hastigheten för framåtreaktionen beskrivs av ekvationen 
Hur många gånger kommer hastigheten på framåtreaktionen att minska efter att 0,5 mol A reagerar?
2. Hur många grader måste temperaturen ökas för att reaktionshastigheten ska öka 9 gånger, om temperaturkoefficienten för hastigheten g är 3?
3. Hur kommer hastigheten för den direkta gasfasreaktionen att förändras: 2A = B, vars ordning uppskattas till 0,5, med en isotermisk minskning av trycket i systemet med 3 gånger?
Alternativ nr 7
1. Reaktionen mellan ämnena A och B fortskrider enligt ekvationen: A + 2B = C och är av första ordningen i ämne A och ämne B. De initiala koncentrationerna av de reagerande ämnena var: C 0 (A) = 1,5 mol/ l; C0(B) = 3 mol/l; k = 0,4. Beräkna hastigheten för den kemiska reaktionen vid det första ögonblicket och efter en tid, när 75 % av A har reagerat.
2. Vad är temperaturkoefficienten för hastighet g, om reaktionshastigheten ökar 27 gånger med en temperaturökning med 30 0 C?
3. Hur kommer hastigheten för framåt- och bakåtreaktioner som inträffar i gasfasen och att följa ekvationerna att förändras:
med en isotermisk tryckökning med en faktor 2?
Alternativ nr 8
1. I en 1 liters lösning innehållande 1 mol ämne A och 2 mol ämne B sker följande reaktion: A + 3B = 2C + D. Den direkta reaktionen är första ordningen i ämne A och andra ordningen i ämne B. Hur många gånger kommer hastigheten för den direkta reaktionen att minska efter att 0,65 mol av ämne A har reagerat?
2. När temperaturen ökar från -5 till +5 0 C, ökar hastigheten för bakteriell hydrolys (enzymatisk process) 4 gånger. Hitta värdet på temperaturkoefficienten för reaktionshastigheten g.
3. Hur många gånger ska koncentrationen av ämne A i systemet 2A (gas) = B (gas) + C (fast) ökas så att hastigheten för den direkta reaktionen, som är en andra ordningens reaktion, ökar 4 gånger?
Alternativ nr 9
1. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen: 2A + B = 2C och är andra ordningens i ämne A och första ordningen i ämne B. Hastigheten för den direkta reaktionen är 8 mol/l×s. Beräkna hastighetskonstanten och hastigheten för den direkta reaktionen i det ögonblick då 30 % av ämnet B reagerar, om de initiala koncentrationerna är: C 0 (A) = 2 mol/l; CO (B) = 1 mol/l. Hur kommer hastigheten på en kemisk reaktion att förändras?
2. När temperaturen ökade från 10 till 50 °C ökade reaktionshastigheten 16 gånger. Bestäm temperaturkoefficienten för hastighet g.
3. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen: A + B = C + D + E och har första ordningen i ämne A och noll i ämne B. Hur kommer hastigheten på den direkta reaktionen att förändras efter att den reagerande blandningen spätts ut tre gånger?
Alternativ nr 10
1. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen: A + 2B = AB 2 och är första ordningens i ämne A och andra ordningen i ämne B. Reaktionshastighetskonstanten är 0,01. Beräkna reaktionshastigheten vid initiala koncentrationer: C 0 (A) = 0,8 mol/l; C 0 (B) = 0,8 mol/l och reaktionshastigheten vid tidpunkten för bildning av 0,2 mol/l ämne AB 2.
2. Hur många gånger kommer hastigheten för en kemisk reaktion att öka när temperaturen ökar från 30 till 60 0 C, om temperaturkoefficienten för hastigheten g är 3?
3. Halveringstiden för läkemedlet från patientens kropp (första ordningens reaktion) är 6 timmar. Bestäm hur lång tid det kommer att ta att minska innehållet av läkemedlet i människokroppen med 8 gånger.
Alternativ nr 11
1. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen: A + B = 2C och är av första ordningen i ämne A och ämne B. De initiala koncentrationerna av ämnen är: C 0 (A) = 0,3 mol/l; C0(B) = 0,5 mol/l; k = 0,1. Hitta den initiala reaktionshastigheten och reaktionshastigheten efter en tid, när koncentrationen av A minskar med 0,1 mol/l.
2. Vid 100°C slutar en del reaktion efter 16 minuter. Med temperaturkoefficienten för hastighet g lika med 2, beräkna hur många minuter senare skulle samma reaktion sluta vid 140 0 C?
3. Halveringstiden för läkemedlet från patientens kropp (första ordningens reaktion) är 2 timmar. Bestäm den tid under vilken 99% av läkemedlet kommer att elimineras från kroppen.
Alternativ nr 12
1. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen: A + 2B = C och är av första ordningen i ämne A och andra i ämne B. De initiala koncentrationerna av ämnen är: C 0 (A) = 0,9 mol/l; C0(B) = 1,5 mol/l; k = 0,6. Hitta den initiala reaktionshastigheten och hastigheten efter en tid, när 50 % av ämnet A är förbrukat.
2. Vad är temperaturkoefficienten för hastigheten för en kemisk reaktion g? , om med en ökning av temperaturen med 30 0 C ökar hastigheten med 27 gånger?
3. Halveringstiden för en viss första ordningens reaktion är 30 minuter. Beräkna vilken del av det ursprungliga beloppet som återstår efter 1 timme.
Alternativ nr 13
1. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen: 2A + B = 2C och är andra ordningens i ämne A och första ordningen i ämne B. Reaktionshastighetskonstanten är 5 × 10 - 2. Beräkna reaktionshastigheten vid initiala koncentrationer C 0 (A) = 0,4 mol/l; C 0 (B) = 0,9 mol/l och reaktionshastigheten vid tidpunkten för bildning av 0,1 mol av ämne C.
2. Vid en temperatur av 10 °C sker reaktionen på 80 minuter. Vid vilken temperatur kommer reaktionen att slutföras på 20 minuter om temperaturkoefficienten för hastighet g är 2?
3. Under laboratoriestudier fann man att under dagen minskade koncentrationen av läkemedlet i patientens kropp från 0,1 mol/l till 0,02 mol/l. Beräkna halveringstiden för läkemedlet, förutsatt att detta är en första ordningens reaktion.
Alternativ nr 14
1. I ett slutet kärl med en volym på 1 liter finns en blandning av gaser bestående av 1 mol gas A och 3 mol gas B, som reagerar enligt ekvationen: A + 3B = 2C. Framåtreaktionen är av första ordningen med avseende på ämne A och andra ordningen med avseende på ämne B. Hur kommer hastigheten på framåtreaktionen att förändras efter att 0,5 mol gas A reagerar?
2. När systemets temperatur ökade från 10 till 50 °C ökade hastigheten för den kemiska reaktionen 16 gånger. Bestäm temperaturkoefficienten för reaktionshastigheten g .
3. Under olyckan vid kärnkraftverket i Tjernobyl (1986) släpptes radionukliden Cs-137, vars halveringstid är 30 år. Beräkna vilken del av radionukliden som kom in i kroppen som finns kvar för närvarande.
Alternativ nr 15
1. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen: A + B = C har första ordningen i ämne A och i ämne B. Vid de initiala koncentrationerna av ämnena C 0 (A) = 0,6 mol/l; C 0 (B) = 0,8 mol/l, reaktionshastigheten är 0,03 mol/l×s. Bestäm hastighetskonstanten och reaktionshastigheten efter en tid när koncentrationen av ämne A minskar med 0,3 mol/l.
2. Reaktionshastigheten vid 0 °C är 1 mol/l×s. Beräkna hastigheten för denna reaktion vid 30 0 C om temperaturkoefficienten för reaktionshastigheten är 3.
3. Hastighetskonstanten för hydrolys av bekämpningsmedel vid 25 0 C är 0,32 s - 1 . Den initiala koncentrationen av bekämpningsmedlet i provet var 2,5 mol/L. Beräkna hur lång tid det tar för bekämpningsmedelskoncentrationen att minska till 0,01 mol/l.
Alternativ nr 16
1. Nedbrytningsreaktionen fortskrider enligt ekvationen: 2A = 2B + C och är av andra ordningen i substans A. Hastighetskonstanten för denna reaktion vid 200 °C är 0,05. Initialkoncentration C(A) = 2 mol/l. Bestäm reaktionshastigheten vid den angivna temperaturen i det initiala ögonblicket och i det ögonblick då 80 % av ämnet A har sönderfallit.
2. Hur kommer hastigheten på den direkta reaktionen att förändras: 2A (fast) + 3B (gas) = 2C (solv), som har noll ordningen i ämne A och tredje ordningen i ämne B, om trycket i systemet är ökat med 3 gånger?
3. Under en viss första ordningens reaktion genomgår 20 % av den initiala mängden av ämnet omvandling på 45 minuter. Bestäm vilken del av ämnet som kommer att finnas kvar efter 1,5 timmar.
Alternativ nr 17
1. Samspelet mellan gaser fortskrider enligt ekvationen: A + 2B = 2C och är av första ordningen i ämne A och andra i ämne B. De initiala koncentrationerna av gaser är lika med: C 0 (A) = 2 mol/ l; C0(B) = 4 mol/l; k = 0,02. Beräkna hastigheten för den direkta reaktionen vid den initiala tidpunkten och efter en tid, när 50 % av ämnet A har reagerat.
2. Vid 20°C sker reaktionen på 2 minuter. Hur lång tid tar det för samma reaktion att inträffa vid 0 0 C om g = 2?
3. Myrsyra sönderdelas till kolmonoxid (IV) och väte på ytan av guld. Hastighetskonstanten för denna reaktion vid 140 °C är lika med 5,5 × 10 - 4 min –1, och vid 185 °C är den 9,2 × 10 - 3 min –1. Bestäm aktiveringsenergin för denna reaktion.
Alternativ nr 18
1. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen: 2A + B = 2C och är av första ordningen i ämne A och ämne B. Reaktionshastigheten är 0,5 mol/l×s. De initiala koncentrationerna av ämnen är: C(A) = 6 mol/l; C(B) = 3 mol/l. Bestäm hastighetskonstanten för denna reaktion och reaktionshastigheten efter en tid när koncentrationen av ämne B minskar med 1 mol/l.
2. Vid 20°C sker reaktionen på 2 minuter. Hur lång tid tar det för samma reaktion att inträffa vid 50 0 C om g = 2?
3. Hastighetskonstanten för inversionsreaktionen av rörsocker vid 25 0 C är lika med 9,67 × 10 - 3 min - 1 och vid 40 0 C är den 73,4 × 10 - 3 min - 1 . Bestäm aktiveringsenergin för denna reaktion i det specificerade temperaturintervallet.
Testa frågor och uppgifter
1. Hastigheten för kemiska reaktioner, skillnaden mellan medelhastighet och momentan hastighet.
2. Skriv ner det matematiska uttrycket för lagen om massverkan för kemiska reaktioner:
2A + B = A 2 V
4Fe + 3O2 = 2Fe2O3
3. Beroende av hastigheten för en kemisk reaktion på de reagerande ämnenas natur och på temperaturen. Van't Hoffs lag, Arrhenius ekvation. Homogen och heterogen katalys. Exempel. Verkningsmekanismen för katalysatorn. Aktiveringsenergi för en kemisk reaktion.
4. Hastighetskonstanten för reaktionen A + 2B = AB 2 är lika med 2 10 -3 l/(mol s). Beräkna dess hastighet i det initiala ögonblicket, när C A = C B = 0,4 mol/l och efter en tid. Vid denna tidpunkt var koncentrationen av ämne AB 2 0,1 mol/l.
5. förbränning av metan i syre om syrekoncentrationen ökas 5 gånger?
6. Den kemiska reaktionen fortskrider enligt ekvationen A + B = C. Vid det inledande ögonblicket är C A = 2,7 mol/l, C B = 2,5 mol/l. Efter 0,5 timmar minskade koncentrationen av ämne A och blev lika med CA = 2,5 mol/l. Beräkna koncentrationen av ämnena B och C i detta ögonblick och medelhastigheten under den angivna tidsperioden.
7. Hur många gånger ska trycket ökas så att hastigheten för den kemiska reaktionen 2NO 2 + O 2 = 2NO 2 ökar 1000 gånger?
8. Hur många gånger ändras hastigheten för en kemisk reaktion när temperaturen sjunker från 70 till 30 0 C om temperaturkoefficienten är 3?
9. Hur många grader måste temperaturen höjas för att hastigheten på en kemisk reaktion ska öka med 81 gånger? Temperaturkoefficienten för reaktionshastigheten är 3?
10. Beräkna temperaturkoefficienten för en viss kemisk reaktion om, med en temperaturökning från 10 till 50 0 C, hastigheten för den kemiska reaktionen ökade 16 gånger.
Exempel på att slutföra uppgifter
Exempel 1. Skriv ett matematiskt uttryck för lagen om massverkan för följande kemiska reaktioner:
Svar. För reaktion (1) beror hastigheten endast på koncentrationen av SO 2, för reaktion (2) - endast på koncentrationen av H 2.
Exempel 2. Hur kommer hastigheten på en kemisk reaktion att förändras?
4Al(k) + 3O2 (g) = 2Al2O3 (k),
om syrekoncentrationen ökas med 3 gånger?
Lösning
1. Vi skriver ner uttrycket för hastigheten för en kemisk reaktions beroende av koncentrationen av reaktanter: V 1 = k 3 .
2. När syrekoncentrationen ökar med 3 gånger ökar hastigheten för den kemiska reaktionen: V 2 = k 3 .
V 2 / V 1 = ¾¾¾¾¾¾¾¾ = 27
Svar. När syrekoncentrationen ökar med 3 gånger, ökar hastigheten för den kemiska reaktionen med 27 gånger.
Exempel 3. Hur kommer hastigheten på en kemisk reaktion att förändras?
2Al(k) + 3Cl2 (g) = 2AlCl3 (k)
när trycket fördubblas?
Lösning.
1. Vi skriver ner uttrycket för hastigheten för en kemisk reaktions beroende av koncentrationen av reaktanter: V 1 = k 3 .
2. När trycket fördubblas fördubblas även klorkoncentrationen. Därför är V 2 = k 3.
3. Förändringen i hastigheten för en kemisk reaktion är
V 2 / V 1 = ¾¾¾¾¾¾¾ = 8
Svar. När trycket fördubblas ökar hastigheten för denna kemiska reaktion 8 gånger.
Exempel 4. Temperaturkoefficienten för hastigheten för en kemisk reaktion är 2,5. Hur kommer dess hastighet att förändras a) när temperaturen på reaktionsblandningen ökar från 60 till 100 o C; b) när temperaturen sjunker från 50 till 30 o C.
Lösning
1. Beroendet av en kemisk reaktions hastighet på temperaturen bestäms av Van't Hoff-regeln. Dess matematiska uttryck är:
V 2 = V 1 y (t2 - t1) / 10.
Därför, a) V2/V1 = 2,5 (100-60) / 10 = 2,54 = 39,06;
b) V2/V1 = 2,5 (30-50) / 10 = 2,5 -2 = 1/6,25 = 0,16.
Svar. När temperaturen ökar med 40 o ökar hastigheten för denna reaktion med 39,06 gånger; när temperaturen minskar med 20 o minskar hastigheten för den kemiska reaktionen med 6,25 gånger och är bara 0,16 av hastigheten för den kemiska reaktionen vid en temperatur på 50 oC.
Ämne. Kemisk jämvikt
Testa frågor och uppgifter
1. Reversibla och irreversibla kemiska reaktioner. Ge exempel. De viktigaste tecknen på irreversibilitet av reaktioner. Falsk kemisk jämvikt.
2. Massverkans lag för reversibla kemiska reaktioner. Fysikalisk betydelse av den kemiska jämviktskonstanten.
3. Skriv ner uttrycket för den kemiska jämviktskonstanten för följande kemiska reaktioner:
3Fe(k) + 4H 2 O(g) Fe3O4 (k) + 4H 2 (g)
CaO(k) + CO 2 (g) CaCO 3 (k)
Ca(k) + C(k) +3/2O 2 (g) CaCO 3 (k)
4. Le Chateliers princip. Ge exempel.
5. Hur påverkar en tryckökning förändringen i kemisk jämvikt i följande reaktioner:
H 2 (g) + J 2 (g) 2HJ (g)
CO(g) + Cl2 (g) COCl2 (g)
2NO(g) + O 2 (g) 2NO 2 (g)
C(k) + CO 2 (g) 2CO(g)
6. Den kemiska jämvikten i följande reaktioner kommer att förskjutas i riktningen för framåt- eller bakåtreaktionen när temperaturen sjunker:
2H 2 S(g) + 3O 2 (g) 2SO 2(g) + 2H 2 O(g) DH< 0
2N 2 (g) + O 2 (g) 2N 2 O (g) DH > 0
2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g) + 192,74 kJ
N2O4 (g) 2NO2 (g) - 54,47 kJ
7. Vilka faktorer kan förskjuta den kemiska jämvikten mot en direkt reaktion:
C(k) + H2O(g) CO(g) + H2 (g) - 129,89 kJ
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) DH< 0
8. Kemisk jämvikt i reaktionen 2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) etablerades vid följande koncentrationer av reaktanter: = 0,2 mol/l, = 0,05 mol/l, = 0,09 mol/l . Hur kommer hastigheten på den framåtriktade reaktionen och hastigheten för den omvända reaktionen att förändras om volymen av gasblandningen minskas med 3 gånger?
9. Beräkna jämviktskoncentrationen av väte och klor i den kemiska reaktionen: H 2 (g) + Cl 2 (g) = 2HCl (g), om de initiala koncentrationerna C (H 2) = 0,5 mol/l, C (Cl) 2) = 1,5 mol/l, och jämviktskoncentrationen av väteklorid = 0,8 mol/l. Beräkna den kemiska jämviktskonstanten.
10. Vid en viss temperatur är sammansättningen av jämviktsblandningen följande: m(CO) = 11,2 g, m(Cl 2) = 14,2 g, m(COCl 2) = 19,8 g, dess volym är 10 liter. Beräkna jämviktskonstanten för den kemiska reaktionen CO(g) + Cl 2 (g) COCl 2 (g)
Exempel på att slutföra uppgifter
Exempel 1. Skriv ett matematiskt uttryck för den kemiska jämviktskonstanten för reaktionen Ca 3 N 2 (k) + 6H 2 O (g) = 3Ca(OH) 2 (k) + 2NH 3 (g).
Lösning. Det matematiska uttrycket för den kemiska jämviktskonstanten (lagen om massverkan för reversibla reaktioner) tar inte hänsyn till ämnens deltagande i den fasta och flytande fasen. Därav,
Svar. Jämviktskonstanten bestäms av förhållandet mellan jämviktskoncentrationerna av ammoniak och vatten i gasfasen.
Exempel 2. För reaktionen CoO(k) + CO(g) = Co(k) + CO 2 (g), beräkna den kemiska jämviktskonstanten om 80 % av CO har reagerat vid tidpunkten för jämvikt, den initiala koncentrationen av CO är 1,88 mol /l.
Lösning
1. Matematiskt uttryck för den kemiska jämviktskonstanten Kc = /.
2. Jämviktskoncentrationer av CO och CO 2. Jämviktskoncentrationen av CO kommer att vara mindre än den initiala (en del av ämnet - 80% - har ingått i en kemisk reaktion:
[CO] = C (CO)ref. – C (CO) reagerar. = 1,88 – (1,88 80)/ 100 =
0,376 mol/l.
Jämviktskoncentrationen av CO 2 är lika med:
[CO2] = C (CO) reaktion = (1,88 80)/100 = 1,504 mol/l.
3. I det matematiska uttrycket för den kemiska jämviktskonstanten ersätter vi värdena för jämviktskoncentrationerna av CO och CO 2:
Kc = 1,504/0,376 = 4.
Svar. Den kemiska jämviktskonstanten för denna reaktion är 4; vilket indikerar att vid denna tidpunkt är hastigheten för framåtreaktionen 4 gånger högre än hastigheten för den omvända reaktionen.
Exempel 3. I vilken riktning kommer den kemiska jämvikten för reaktionen 2NiO(k) + CO 2 (g) + H 2 O(g) = (NiOH) 2 CO 3 (k) DH o att förskjutas?< 0
a) med ökande tryck, b) med ökande temperatur? Föreslå den optimala förändringen av de termodynamiska parametrarna T och P för att öka utbytet av reaktionsprodukten.
Lösning
1. I enlighet med Le Chateliers princip förskjuter en tryckökning jämvikten för en kemisk reaktion i en riktning som åtföljs av en minskning av reaktionssystemets volym. När trycket ökar skiftar jämvikten för denna reaktion åt höger (hastigheten för den framåtriktade reaktionen är högre än den omvända reaktionen).
2. I enlighet med Le Chateliers princip förskjuter en temperaturökning den kemiska jämvikten mot en endoterm reaktion. Följaktligen, när temperaturen ökar, skiftar jämvikten för denna reaktion åt vänster (hastigheten för den omvända reaktionen är högre än den framåtriktade reaktionen).
3. För att öka utbytet av produkten från den kemiska reaktionen av bildning av nickel (II) hydroxikarbonat, bör trycket ökas och temperaturen minskas.
Exempel 4. Skriv ett uttryck för reaktionens kemiska jämviktskonstant:
MgO(k) + H2(g) = Mg(k) + H2O(l).
Påverkar ökande tryck förändringen i kemisk jämvikt?
Lösning. För heterogena reaktioner i uttrycket för hastighet.
1. Grundläggande begrepp och postulat för kemisk kinetik
Kemisk kinetik är en gren av fysikalisk kemi som studerar hastigheten för kemiska reaktioner. Den kemiska kinetikens huvuduppgifter: 1) beräkning av reaktionshastigheter och bestämning av kinetiska kurvor, d.v.s. beroende av koncentrationerna av reaktanter på tid ( direkt uppgift); 2) bestämning av reaktionsmekanismer från kinetiska kurvor ( omvänt problem).
Hastigheten för en kemisk reaktion beskriver förändringen i koncentrationer av reaktanter per tidsenhet. För reaktion
a A+ b B+... d D+ e E+...
reaktionshastigheten bestäms enligt följande:
där hakparenteser anger koncentrationen av ämnet (vanligtvis mätt i mol/l), t- tid; a, b, d, e- stökiometriska koefficienter i reaktionsekvationen.
Reaktionshastigheten beror på reaktanternas natur, deras koncentration, temperatur och närvaron av en katalysator. Reaktionshastighetens beroende av koncentration beskrivs av grundpostulatet för kemisk kinetik - lagen om massaktion:
Hastigheten för en kemisk reaktion vid varje tidpunkt är proportionell mot de aktuella koncentrationerna av reaktanterna, upphöjda till vissa krafter:
,
Var k- hastighetskonstant (oberoende av koncentration); x, y- några nummer som kallas reaktionsordning efter ämne A respektive B. I allmänhet har dessa siffror ingenting med koefficienterna att göra a Och b i reaktionsekvationen. Summan av exponenter x+ y kallad allmän reaktionsordning. Reaktionsordningen kan vara positiv eller negativ, heltal eller bråkdel.
De flesta kemiska reaktioner består av flera steg som kallas elementära reaktioner. En elementär reaktion förstås vanligtvis som en enda handling av bildning eller klyvning av en kemisk bindning, som fortskrider genom bildandet av ett övergångskomplex. Antalet partiklar som deltar i en elementär reaktion kallas molekyläritet reaktioner. Det finns bara tre typer av elementära reaktioner: monomolekylära (A B + ...), bimolekylära (A + B D + ...) och trimolekylära (2A + B D + ...). För elementära reaktioner är den övergripande ordningen lika med molekylariteten, och ordningsföljderna efter ämne är lika med koefficienterna i reaktionsekvationen.
EXEMPEL
Exempel 1-1. Hastigheten för NO-bildning i reaktionen 2NOBr (g) 2NO (g) + Br 2 (g) är 1,6. 10-4 mol/(l.s). Vilken är reaktionshastigheten och hastigheten för NOBr-förbrukningen?
Lösning. Per definition är reaktionshastigheten:
Mol/(l.s).
Av samma definition följer att hastigheten för NOBr-förbrukning är lika med hastigheten för NO-bildning med motsatt tecken:
mol/(l.s).
Exempel 1-2. I 2:a ordningens reaktion A + B D är de initiala koncentrationerna av ämnena A och B lika med 2,0 mol/L respektive 3,0 mol/L. Reaktionshastigheten är 1,2. 10-3 mol/(l.s) vid [A] = 1,5 mol/l. Beräkna hastighetskonstanten och reaktionshastigheten vid [B] = 1,5 mol/L.
Lösning. Enligt lagen om massverkan är reaktionshastigheten vid varje tidpunkt lika med:
.
När [A] = 1,5 mol/l har 0,5 mol/l av ämnena A och B reagerat, så [B] = 3 – 0,5 = 2,5 mol/l. Hastighetskonstanten är:
L/(mol. s).
När [B] = 1,5 mol/l har 1,5 mol/l av ämnena A och B reagerat, därför är [A] = 2 – 1,5 = 0,5 mol/l. Reaktionshastigheten är:
Mol/(l.s).
UPPGIFTER
1-1. Hur uttrycks hastigheten för ammoniaksyntesreaktionen 1/2 N 2 + 3/2 H 2 = NH 3 i termer av koncentrationer av kväve och väte? (svar)
1-2. Hur kommer hastigheten för ammoniaksyntesreaktionen 1/2 N 2 + 3/2 H 2 = NH 3 att förändras om reaktionsekvationen skrivs som N 2 + 3H 2 = 2NH 3? (svar)
1-3. Vilken är ordningen på elementära reaktioner: a) Cl + H 2 = HCl + H; b) 2NO + Cl2 = 2NOCl? (svar)
1-4. Vilken av följande storheter kan ta a) negativ; b) bråktalsvärden: reaktionshastighet, reaktionsordning, reaktionsmolekylaritet, hastighetskonstant, stökiometrisk koefficient? (svar)
1-5. Beror reaktionshastigheten på koncentrationen av reaktionsprodukter? (svar)
1-6. Hur många gånger kommer hastigheten för elementärreaktionen i gasfas A = 2D att öka när trycket ökar med 3 gånger? (svar)
1-7. Bestäm reaktionsordningen om hastighetskonstanten har dimensionen l 2 / (mol 2 . s). (svar)
1-8. Hastighetskonstanten för en 2:a ordningens gasreaktion vid 25 o C är lika med 10 3 l/(mol. s). Vad är denna konstant lika med om den kinetiska ekvationen uttrycks i termer av tryck i atmosfärer? (svar)
1-9. För gasfasreaktion n:e ordningen nA B, uttryck bildningshastigheten för B i termer av det totala trycket (svar)
1-10. Hastighetskonstanterna för framåt- och bakåtreaktionerna är 2,2 och 3,8 l/(mol. s). Genom vilken av följande mekanismer kan dessa reaktioner inträffa: a) A + B = D; b) A + B = 2D; c) A = B + D; d) 2A = B.(svar)
1-11. Nedbrytningsreaktionen 2HI H 2 + I 2 har en 2:a ordningen med en hastighetskonstant k= 5,95. 10-6 l/(mol.s). Beräkna reaktionshastigheten vid ett tryck på 1 atm och en temperatur på 600 K. (svar)
1-12. Hastigheten för 2:a ordningens reaktion A + B D är 2,7. 10 -7 mol/(l.s) vid koncentrationer av ämnena A respektive B, 3,0. 10 -3 mol/l och 2,0 mol/l. Beräkna hastighetskonstanten.(svar)
1-13. I 2:a ordningens reaktion A + B 2D är de initiala koncentrationerna av ämnena A och B lika med 1,5 mol/l. Reaktionshastigheten är 2,0. 10-4 mol/(l.s) vid [A] = 1,0 mol/l. Beräkna hastighetskonstanten och reaktionshastigheten vid [B] = 0,2 mol/L. (svar)
1-14. I 2:a ordningens reaktion A + B 2D är de initiala koncentrationerna av ämnena A och B lika med 0,5 respektive 2,5 mol/l. Hur många gånger är reaktionshastigheten vid [A] = 0,1 mol/l mindre än den initiala hastigheten? (svar)
1-15. Hastigheten för gasfasreaktionen beskrivs av ekvationen w = k. [A] 2 . [B]. Vid vilket förhållande mellan koncentrationerna av A och B kommer den initiala reaktionshastigheten att vara maximal vid ett fast totaltryck? (svar)
2. Kinetik för enkla reaktioner
I det här avsnittet, baserat på massaktionens lag, kommer vi att komponera och lösa kinetiska ekvationer för irreversibla reaktioner av en hel ordning.
0:e ordningens reaktioner. Hastigheten för dessa reaktioner beror inte på koncentrationen:
,
där [A] är koncentrationen av utgångsämnet. Nollordning förekommer i heterogena och fotokemiska reaktioner.
1:a ordningens reaktioner. I typ A–B-reaktioner är hastigheten direkt proportionell mot koncentrationen:
.
Vid lösning av kinetiska ekvationer används ofta följande notation: initial koncentration [A] 0 = a, nuvarande koncentration [A] = a - x(t), Var x(t) är koncentrationen av det reagerade ämnet A. I denna notation har den kinetiska ekvationen för reaktionen av 1:a ordningen och dess lösning formen:
Lösningen till den kinetiska ekvationen är också skriven i en annan form, bekvämt för att analysera reaktionsordningen:
.
Den tid under vilken hälften av ämne A sönderfaller kallas halveringstiden t 1/2. Det definieras av ekvationen x(t 1/2) = a/2 och lika
2:a ordningens reaktioner. I reaktioner av typ A + B D + ... är hastigheten direkt proportionell mot produkten av koncentrationer:
.
Initiala koncentrationer av ämnen: [A] 0 = a, [B] 0 = b; nuvarande koncentrationer: [A] = a- x(t), [B] = b - x(t).
När man löser denna ekvation urskiljs två fall.
1) identiska initiala koncentrationer av ämnena A och B: a = b. Den kinetiska ekvationen har formen:
.
Lösningen till denna ekvation är skriven i olika former:
Halveringstiderna för ämnena A och B är desamma och lika med:
2) De initiala koncentrationerna av ämnena A och B är olika: a
b. Den kinetiska ekvationen har formen: 
.
Lösningen till denna ekvation kan skrivas så här:
Halveringstiderna för ämnena A och B är olika: 
.
N:te ordningens reaktioner n A D + ... Den kinetiska ekvationen har formen:
.
Lösning av den kinetiska ekvationen:
. (2.1)
Halveringstiden för ämne A är omvänt proportionell mot ( n-1):e graden av initial koncentration:
. (2.2)
Exempel 2-1. Halveringstiden för den radioaktiva isotopen 14 C är 5730 år. Vid arkeologiska utgrävningar hittades ett träd vars 14 C-halt var 72 % av det normala. Hur gammalt är trädet?
Lösning. Radioaktivt sönderfall är en reaktion av 1:a ordningen. Hastighetskonstanten är:
Livslängden för ett träd kan hittas från att lösa den kinetiska ekvationen, med hänsyn till det faktum att [A] = 0,72. [A] 0:
Exempel 2-2. Det har fastställts att en 2:a ordningens reaktion (ett reagens) är 75 % fullbordad på 92 minuter vid en initial reagenskoncentration på 0,24 M. Hur lång tid tar det för reagenskoncentrationen att nå 0,16 M under samma förhållanden?
Lösning. Låt oss skriva lösningen av den kinetiska ekvationen för en reaktion av andra ordningen med ett reagens två gånger:
,
där, efter villkor, a= 0,24 M, t 1 = 92 min, x 1 = 0,75. 0,24 = 0,18 M, x 2 = 0,24 - 0,16 = 0,08 M. Låt oss dividera en ekvation med en annan:
Exempel 2-3. För en elementär reaktion n A B betecknar vi halveringstiden för A med t 1/2, och avklingningstiden för A med 75 % med t 3/4. Bevisa att förhållandet t 3/4 / t 1/2 inte beror på den initiala koncentrationen, utan bestäms endast av reaktionsordningen n.Lösning. Låt oss skriva lösningen av den kinetiska ekvationen för reaktionen två gånger n-:e ordningen med ett reagens:
och dela ett uttryck med ett annat. Konstanter k Och a båda uttrycken avbryts och vi får:
.
Detta resultat kan generaliseras genom att bevisa att förhållandet mellan de tider för vilka omvandlingsgraden är a och b endast beror på reaktionsordningen:
.
UPPGIFTER
2-1. Använd lösningen till den kinetiska ekvationen och bevisa att för första ordningens reaktioner tiden t x under vilken graden av omvandling av utgångssubstansen når x, beror inte på den initiala koncentrationen. (svar)2-2. Första ordningens reaktion fortskrider med 30 % på 7 minuter. Hur lång tid tar det för reaktionen att vara 99% fullständig? (svar)
2-3. Halveringstiden för den radioaktiva isotopen 137 Cs, som kom in i atmosfären till följd av Tjernobylolyckan, är 29,7 år. Efter vilken tid kommer mängden av denna isotop att vara mindre än 1% av originalet? (svar)
2-4. Halveringstiden för den radioaktiva isotopen 90 Sr, som kommer in i atmosfären under kärnvapenprov, är 28,1 år. Låt oss anta att ett nyfött barns kropp absorberade 1,00 mg av denna isotop. Hur mycket strontium kommer att finnas kvar i kroppen efter a) 18 år, b) 70 år, om vi antar att det inte utsöndras från kroppen? (svar)
2-5. Hastighetskonstanten för första ordningens reaktion SO 2 Cl 2 = SO 2 + Cl 2 är 2,2. 10 -5 s -1 vid 320 o C. Hur stor andel av SO 2 Cl 2 kommer att sönderdelas när den hålls i 2 timmar vid denna temperatur? (svar)
2-6. 1:a ordningens reaktionshastighetskonstant
2N 2 O 5 (g) 4NO 2 (g) + O 2 (g)
vid 25 o C är lika med 3,38. 10-5 s-1. Vad är halveringstiden för N 2 O 5? Vad blir trycket i systemet efter a) 10 s, b) 10 min, om det initiala trycket var 500 mm Hg? Konst. (svar)
2-7. Reaktionen av första ordningen utförs med varierande mängder av utgångsmaterialet. Kommer tangenterna till de första sektionerna av de kinetiska kurvorna att skära varandra vid en punkt på x-axeln? Förklara ditt svar. (svar)
2-8. Första ordningens reaktion A2B sker i gasfasen. Det initiala trycket är sid 0 (B saknas). Hitta beroendet av total press på tid. Efter vilken tid kommer trycket att öka med 1,5 gånger jämfört med originalet? Hur fortskrider reaktionen vid det här laget? (svar)
2-9. Andra ordningens reaktion 2A B sker i gasfasen. Det initiala trycket är sid 0 (B saknas). Hitta beroendet av total press på tid. Efter vilken tid kommer trycket att minska med 1,5 gånger jämfört med originalet? Hur fortskrider reaktionen vid det här laget? (svar)
2-10. Ämne A blandades med ämnena B och C i lika koncentrationer av 1 mol/l. Efter 1000 s återstår 50 % av ämne A. Hur mycket ämne A kommer att finnas kvar efter 2000 s om reaktionen har: a) noll, b) första, c) andra, c) tredje allmänna ordningen? (svar)
2-11. Vilken av reaktionerna - första, andra eller tredje ordningen - kommer att sluta snabbare om de initiala koncentrationerna av ämnen är 1 mol/l och alla hastighetskonstanter uttryckta i mol/l och s är lika med 1? (svar)
2-12. Reaktion
CH 3 CH 2 NO 2 + OH - H 2 O + CH 3 CHNO 2 -
har andra ordningens och hastighetskonstant k= 39,1 l/(mol. min) vid 0°C. En lösning framställdes innehållande 0,004 M nitroetan och 0,005 M NaOH. Hur lång tid tar det för 90% av nitroetan att reagera?
2-13. Hastighetskonstanten för rekombinationen av H + och FG - (fenylglyoxynat) joner till en UFG-molekyl vid 298 K är lika med k= 10 11,59 l/(mol. s). Beräkna tiden det tar för reaktionen att slutföra 99,999 % om de initiala koncentrationerna av båda jonerna är 0,001 mol/L. (svar)
2-14. Oxidationshastigheten för 1-butanol med hypoklorsyra beror inte på alkoholkoncentrationen och är proportionell mot 2. Hur lång tid tar det för oxidationsreaktionen vid 298 K att fullborda 90 % om den ursprungliga lösningen innehöll 0,1 mol/L HClO och 1 mol/L alkohol? Reaktionshastighetskonstanten är k= 24 l/(mol min). (svar)
2-15. Vid en viss temperatur förtvålas en 0,01 M etylacetatlösning med en 0,002 M NaOH-lösning med 10 % på 23 minuter. Efter hur många minuter kommer det att förtvålas i samma grad med en 0,005 M KOH-lösning? Tänk på att denna reaktion är av andra ordningen och att alkalierna är helt dissocierade (svar)
2-16. Andra ordningens reaktion A + B P utförs i en lösning med initiala koncentrationer [A] 0 = 0,050 mol/L och [B] 0 = 0,080 mol/L. Efter 1 timme minskade koncentrationen av ämne A till 0,020 mol/l. Beräkna hastighetskonstanten och halveringstiderna för båda ämnena.
LEKTION 10 10:e klass(första studieåret)
Grunderna i kemisk kinetik. Plan för kemisk jämviktstillstånd
1. Kemisk kinetik och dess studieområde.
2. Hastighet av homogena och heterogena reaktioner.
3. Reaktionshastighetens beroende av olika faktorer: reaktanternas beskaffenhet, koncentrationen av reagenserna (lagen om massverkan), temperatur (van't Hoff-regeln), katalysator.
4. Reversibla och irreversibla kemiska reaktioner.
5. Kemisk jämvikt och villkor för dess förskjutning. Le Chateliers princip.
Den gren av kemin som studerar hastigheter och mekanismer för kemiska reaktioner kallas kemisk kinetik. Ett av huvudbegreppen i det här avsnittet är begreppet hastigheten för en kemisk reaktion. Vissa kemiska reaktioner inträffar nästan omedelbart (till exempel en neutraliseringsreaktion i lösning), andra tar tusentals år (till exempel omvandlingen av grafit till lera under vittring av stenar).
Hastigheten för en homogen reaktion är mängden av ett ämne som reagerar eller bildas som ett resultat av en reaktion per tidsenhet per volymenhet av systemet:
Med andra ord är hastigheten för en homogen reaktion lika med förändringen i molkoncentrationen av någon av reaktanterna per tidsenhet. Reaktionshastigheten är en positiv kvantitet, därför, när den uttrycks genom en förändring i koncentrationen av reaktionsprodukten, ges ett "+"-tecken, och när reagenskoncentrationen ändras ges ett "-"-tecken.
Hastigheten för en heterogen reaktion är mängden ämne som reagerar eller bildas som ett resultat av en reaktion per tidsenhet per ytarea av fasen:
De viktigaste faktorerna som påverkar hastigheten för en kemisk reaktion är arten och koncentrationen av reagenserna, temperaturen och närvaron av en katalysator.
Inflytande reagensernas natur visar sig i det faktum att olika ämnen under samma förhållanden interagerar med varandra i olika takt, till exempel:
Vid ökning reagenskoncentrationer antalet kollisioner mellan partiklar ökar, vilket leder till en ökning av reaktionshastigheten. Det kvantitativa beroendet av reaktionshastigheten på koncentrationen av reagens uttrycks av lagen om effektiv massa (K.M. Guldberg och P. Waage, 1867; N.I. Beketov, 1865). Hastigheten för en homogen kemisk reaktion vid en konstant temperatur är direkt proportionell mot produkten av koncentrationen av de reagerande ämnena i potenser lika med deras stökiometriska koefficienter (koncentrationer av fasta ämnen beaktas inte), till exempel:
där A och B är gaser eller vätskor, k – reaktionshastighetskonstant lika med reaktionshastigheten vid en reaktantkoncentration av 1 mol/l. Konstant k beror på egenskaperna hos de reagerande ämnena och temperatur, men beror inte på koncentrationen av ämnena.
Beroende av reaktionshastighet på temperatur beskrivs av Van t-Goffs experimentella regel (1884). När temperaturen ökar med 10° ökar hastigheten för de flesta kemiska reaktioner med 2–4 gånger:
var är temperaturkoefficienten.
Katalysatorär ett ämne som ändrar hastigheten för en kemisk reaktion, men som inte förbrukas som ett resultat av denna reaktion. Det finns positiva katalysatorer (specifika och universella), negativa (inhibitorer) och biologiska (enzymer eller enzymer). Förändringen i reaktionshastighet i närvaro av katalysatorer kallas katalys. Det finns homogen och heterogen katalys. Om reaktanterna och katalysatorn är i samma aggregationstillstånd är katalysen homogen; i olika – heterogena.
Homogen katalys:
heterogen katalys:
Verkningsmekanismen för katalysatorer är mycket komplex och inte helt förstådd. Det finns en hypotes om bildandet av mellanliggande föreningar mellan reagenset och katalysatorn:
A + katt. ,
B AB + kat.
Promotorer används för att förbättra verkan av katalysatorer; Det finns också katalytiska gifter som försvagar effekten av katalysatorer.
Hastigheten för en heterogen reaktion påverkas av gränssnittsområdet(substansens malningsgrad) och tillförselhastigheten för reagens och avlägsnande av reaktionsprodukter från fasgränsytan.
Alla kemiska reaktioner är indelade i två typer: reversibla och irreversibla.
Kemiska reaktioner som bara går i en riktning kallas irreversibla., dvs. produkterna från dessa reaktioner interagerar inte med varandra för att bilda utgångsmaterialen. Förutsättningar för irreversibiliteten av en reaktion är bildandet av en fällning, gas eller svag elektrolyt. Till exempel:
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl,
K2S + 2HCl = 2KCl + H2S,
HCl + NaOH = NaCl + H2O.
Reversibla reaktioner är de som inträffar samtidigt i framåt- och bakåtriktningen., Till exempel:
När en reversibel kemisk reaktion inträffar har hastigheten för den direkta reaktionen initialt ett maximalt värde, och minskar sedan på grund av en minskning av koncentrationen av utgångsämnena. Den omvända reaktionen, tvärtom, i det första ögonblicket har en lägsta hastighet, som gradvis ökar. Så vid en viss tidpunkt kommer det kemisk jämviktstillstånd, vid vilken hastigheten för den framåtriktade reaktionen är lika med hastigheten för den omvända reaktionen. Tillståndet för kemisk jämvikt är dynamiskt - både framåt- och bakåtreaktioner fortsätter att inträffa, men eftersom deras hastigheter är lika förändras inte koncentrationerna av alla ämnen i reaktionssystemet. Dessa koncentrationer kallas för jämvikt.
Förhållandet mellan hastighetskonstanterna för framåt- och bakåtreaktioner är ett konstant värde och kallas för jämviktskonstanten ( TILL R ) . Fasta koncentrationer ingår inte i uttrycket för jämviktskonstanten. Reaktionens jämviktskonstant beror på temperatur och tryck, men beror inte på koncentrationen av reaktanterna och på närvaron av en katalysator, vilket påskyndar utvecklingen av både framåt- och bakåtreaktioner. Ju mer TILL p, desto högre är det praktiska utbytet av reaktionsprodukter. Om TILL p > 1, då dominerar reaktionsprodukterna i systemet; Om TILL R< 1, в системе преобладают реагенты.
Kemisk jämvikt är mobil, d.v.s. när yttre förhållanden förändras kan hastigheten på framåt- eller bakåtreaktionen öka. Riktningen på jämviktsförskjutningen bestäms av den princip som formulerades av den franske vetenskapsmannen Le Chatelier 1884. Om ett yttre inflytande utövas på ett jämviktssystem, så skiftar jämvikten mot den reaktion som motverkar denna påverkan. Jämviktsförskjutningar påverkas av förändringar i reaktantkoncentrationer, temperatur och tryck.
En ökning av koncentrationen av reagens och avlägsnande av produkter leder till en förskjutning i jämvikt mot den direkta reaktionen.
När systemet värms upp skiftar jämvikten mot den endotermiska reaktionen och när den kyls mot den exoterma reaktionen.
För reaktioner som involverar gasformiga ämnen förskjuter en tryckökning jämvikten mot en reaktion som sker med en minskning av antalet gasmolekyler. Om reaktionen fortskrider utan att ändra antalet molekyler av gasformiga ämnen, så påverkar inte tryckförändringen på något sätt skiftet i jämvikt.
