Kimyasal reaksiyonlar farklı hızlarda meydana gelir: sarkıt ve dikit oluşumu sırasında düşük bir hızda, yemek pişirirken ortalama bir hızda, bir patlama sırasında anında. Sulu çözeltilerde reaksiyonlar çok hızlı gerçekleşir.
Bir kimyasal reaksiyonun hızını belirlemek ve bunun proses koşullarına bağımlılığını açıklamak, kimyasal kinetiğin, yani kimyasal reaksiyonların zaman içindeki kalıplarını inceleyen bilimin görevidir.
Kimyasal reaksiyonlar homojen bir ortamda, örneğin bir çözeltide veya gaz fazında meydana gelirse, reaksiyona giren maddelerin etkileşimi tüm hacim boyunca meydana gelir. Bu tür reaksiyonlara denir homojen.
(v homog), birim hacim başına birim zamandaki madde miktarındaki değişiklik olarak tanımlanır:
burada Δn, bir maddenin mol sayısındaki değişikliktir (çoğunlukla orijinaldir, ancak aynı zamanda bir reaksiyon ürünü de olabilir); Δt - zaman aralığı (s, dk); V, gazın veya çözeltinin hacmidir (l).
Madde miktarının hacme oranı molar konsantrasyon C'yi temsil ettiğinden, o zaman
Böylece, homojen bir reaksiyonun hızı, maddelerden birinin birim zamandaki konsantrasyonundaki değişiklik olarak tanımlanır:
sistemin hacmi değişmezse.
Farklı toplanma durumlarındaki maddeler arasında (örneğin, bir katı ile bir gaz veya sıvı arasında) veya homojen bir ortam oluşturamayan maddeler arasında (örneğin, karışmayan sıvılar arasında) bir reaksiyon meydana gelirse, bu yalnızca Maddelerin temas yüzeyi. Bu tür reaksiyonlara denir heterojen.
Birim yüzeyde birim zamandaki madde miktarındaki değişiklik olarak tanımlanır.
burada S, maddelerin temas ettiği yüzey alanıdır (m2, cm2).
Reaksiyon hızının belirlendiği maddenin miktarındaki değişiklik, araştırmacı tarafından gözlemlenen bir dış faktördür. Aslında tüm süreçler mikro düzeyde yürütülüyor. Açıkçası, bazı parçacıkların reaksiyona girebilmesi için öncelikle çarpışmaları ve etkili bir şekilde çarpışmaları gerekir: toplar gibi farklı yönlere dağılmamalı, parçacıklardaki "eski bağlar" yok edilecek veya zayıflayacak ve "yeni bağlar" ortaya çıkabilecek şekilde olmalıdır. form. "ve bunun için parçacıkların yeterli enerjiye sahip olması gerekir.
Hesaplanan veriler, örneğin gazlarda, atmosferik basınçta moleküllerin çarpışmasının saniyede milyarlarca olduğunu, yani tüm reaksiyonların anında gerçekleşmesi gerektiğini göstermektedir. Ama bu doğru değil. Etkili çarpışmalara yol açmak için moleküllerin yalnızca çok küçük bir kısmının gerekli enerjiye sahip olduğu ortaya çıktı.
Etkili bir çarpışmanın gerçekleşmesi için bir parçacığın (veya parçacık çiftinin) sahip olması gereken minimum fazla enerjiye denir. aktivasyon enerjisi Ea.
Böylece reaksiyona giren tüm parçacıkların yolu üzerinde aktivasyon enerjisine E a eşit bir enerji bariyeri vardır. Küçük olduğunda üstesinden gelebilecek çok sayıda parçacık vardır ve reaksiyon hızı yüksektir. Aksi takdirde “itme” gereklidir. Bir alkol lambasını yakmak için kibrit getirdiğinizde, alkol moleküllerinin oksijen molekülleriyle etkili bir şekilde çarpışması (bariyerin aşılması) için gerekli olan ek E enerjisini verirsiniz.
Kimyasal reaksiyonun hızı birçok faktöre bağlıdır. Bunlardan başlıcaları şunlardır: reaktanların doğası ve konsantrasyonu, basınç (gazları içeren reaksiyonlarda), sıcaklık, katalizörlerin etkisi ve heterojen reaksiyonlar durumunda reaktanların yüzeyi.
Sıcaklık
Sıcaklık arttıkça çoğu durumda kimyasal reaksiyonun hızı önemli ölçüde artar. 19. yüzyılda Hollandalı kimyager J. X. van't Hoff kuralı formüle etti:
Sıcaklıktaki her 10°C'lik artış, sıcaklık artışına neden olur.reaksiyon hızı 2-4 kat(bu değere reaksiyonun sıcaklık katsayısı denir).
Sıcaklık arttıkça moleküllerin ortalama hızı, enerjileri ve çarpışma sayısı biraz artar, ancak reaksiyonun enerji bariyerini aşan etkili çarpışmalara katılan "aktif" moleküllerin oranı keskin bir şekilde artar. Matematiksel olarak bu bağımlılık şu ilişkiyle ifade edilir:
burada v t 1 ve v t 2 sırasıyla son t 2 ve başlangıç t 1 sıcaklıklarındaki reaksiyon hızlarıdır ve γ reaksiyon hızının sıcaklık katsayısıdır; bu, her 10 °C artışta reaksiyon hızının kaç kat arttığını gösterir sıcaklıkta.
Bununla birlikte, reaksiyon hızını arttırmak için sıcaklığın arttırılması her zaman uygulanabilir değildir; çünkü başlangıç maddeleri ayrışmaya başlayabilir, çözücüler veya maddelerin kendileri buharlaşabilir, vb.
Endotermik ve ekzotermik reaksiyonlar
Metanın atmosferik oksijenle reaksiyonuna büyük miktarda ısının salınımının eşlik ettiği bilinmektedir. Bu nedenle günlük yaşamda yemek pişirmek, su ısıtmak ve ısıtmak için kullanılır. Evlere borularla sağlanan doğalgazın %98'i metandan oluşuyor. Kalsiyum oksidin (CaO) su ile reaksiyonuna büyük miktarda ısı açığa çıkması da eşlik eder.
Bu gerçekler neyi gösterebilir? Reaksiyon ürünlerinde yeni kimyasal bağlar oluştuğunda, Daha Reaktiflerdeki kimyasal bağları kırmak için gerekenden daha fazla enerji. Fazla enerji ısı ve bazen de ışık olarak açığa çıkar.
CH4 + 2O2 = C02 + 2H2O + Q (enerji (ışık, ısı));
CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (enerji (ısı)).
Bu tür reaksiyonlar kolayca gerçekleşmelidir (bir taşın kolayca yokuş aşağı yuvarlanması gibi).
Enerjinin açığa çıktığı reaksiyonlara denir EKZOTERMAL(Latince "exo"dan - çıkış).
Örneğin birçok redoks reaksiyonu ekzotermiktir. Bu güzel reaksiyonlardan biri, aynı tuz - amonyum dikromat (NH 4) 2 Cr 2 O 7 içinde meydana gelen molekül içi oksidasyon-redüksiyondur:
(NH4)2Cr207 = N2 + Cr203 + 4 H2O + Q (enerji).
Başka bir şey de tepkidir. Bunlar bir taşı tepeye doğru yuvarlamaya benzer. CO2 ve sudan metan elde etmek henüz mümkün olmadı ve kalsiyum hidroksit Ca(OH)2'den sönmemiş kireç CaO elde etmek için güçlü ısıtma gerekiyor. Bu reaksiyon yalnızca dışarıdan sabit bir enerji akışıyla gerçekleşir:
Ca(OH)2 = CaO + H2O - Q (enerji (ısı))
Bu, Ca(OH)2'deki kimyasal bağların kırılmasının, CaO ve H2O moleküllerinde yeni kimyasal bağların oluşumu sırasında açığa çıkabilecek enerjiden daha fazla enerji gerektirdiğini göstermektedir.
Enerjinin absorbe edildiği reaksiyonlara denir ENDOTERMAL(“endo”dan - içe doğru).
Reaktanların konsantrasyonu
Gaz halindeki maddeler reaksiyona girdiğinde basınçtaki değişiklik, bu maddelerin konsantrasyonunda da bir değişikliğe yol açar.
Parçacıklar arasındaki kimyasal etkileşimlerin meydana gelmesi için etkili bir şekilde çarpışmaları gerekir. Reaktanların konsantrasyonu ne kadar yüksek olursa, çarpışmalar o kadar fazla olur ve buna bağlı olarak reaksiyon hızı da o kadar yüksek olur. Örneğin asetilen saf oksijende çok çabuk yanar. Bu durumda metali eritmeye yetecek bir sıcaklık gelişir. Büyük miktarda deneysel materyale dayanarak, 1867'de Norveçliler K. Guldenberg ve P. Waage ve onlardan bağımsız olarak 1865'te Rus bilim adamı N.I. Beketov, reaksiyon hızının konsantrasyona bağımlılığını kurarak kimyasal kinetiğin temel yasasını formüle etti. reaksiyona giren maddelerden.
Bir kimyasal reaksiyonun hızı, reaksiyon denklemindeki katsayılarına eşit güçlerde alınan, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarının çarpımı ile orantılıdır.
Bu yasaya da denir kitlesel eylem yasası.
A + B = D reaksiyonu için bu yasa şu şekilde ifade edilecektir:
2A + B = D reaksiyonu için bu yasa şu şekilde ifade edilecektir:
Burada C A, C B, A ve B maddelerinin konsantrasyonlarıdır (mol/l); k 1 ve k 2, reaksiyon hız sabitleri adı verilen orantı katsayılarıdır.
Reaksiyon hız sabitinin fiziksel anlamını belirlemek zor değildir; reaktanların konsantrasyonunun 1 mol/l olduğu veya ürünlerinin birliğe eşit olduğu reaksiyon hızına sayısal olarak eşittir. Bu durumda reaksiyon hız sabitinin yalnızca sıcaklığa bağlı olduğu ve maddelerin konsantrasyonuna bağlı olmadığı açıktır.
Kitlesel eylem yasası katı haldeki reaktanların konsantrasyonunu hesaba katmazÇünkü yüzeylerde reaksiyona girerler ve konsantrasyonları genellikle sabittir.
Örneğin bir kömür yanma reaksiyonu için reaksiyon hızı ifadesi şu şekilde yazılmalıdır:
yani reaksiyon hızı yalnızca oksijen konsantrasyonuyla orantılıdır.
Reaksiyon denklemi yalnızca birkaç aşamada gerçekleşen toplam bir kimyasal reaksiyonu tanımlıyorsa, bu durumda böyle bir reaksiyonun hızı, karmaşık bir şekilde başlangıç maddelerinin konsantrasyonlarına bağlı olabilir. Bu bağımlılık önerilen reaksiyon mekanizmasına dayalı olarak deneysel veya teorik olarak belirlenir.
Katalizörlerin etkisi
Reaksiyon mekanizmasını değiştiren ve onu enerji açısından daha uygun bir yola, daha düşük aktivasyon enerjisine yönlendiren özel maddeler kullanarak reaksiyonun hızını arttırmak mümkündür. Bunlara katalizör denir (Latince katalizden - yıkımdan).
Katalizör deneyimli bir rehber görevi görerek bir grup turiste dağlardaki yüksek bir geçitten değil (bunun üstesinden gelmek çok fazla çaba ve zaman gerektirir ve herkes tarafından erişilemez) değil, kendisi tarafından bilinen çevre yolları boyunca rehberlik eder. dağı çok daha kolay ve hızlı bir şekilde aşabilirsiniz.
Doğru, döner kavşak rotasını kullanarak ana geçişin tam olarak nereye gittiğini tam olarak elde edemezsiniz. Ancak bazen tam da gerekli olan budur! Seçici olarak adlandırılan katalizörler tam da bu şekilde hareket ederler. Amonyak ve nitrojenin yakılmasına gerek olmadığı açıktır ancak nitrik asit üretiminde nitrik oksit (II) kullanılır.
Katalizörler- bunlar kimyasal reaksiyona katılan ve hızını veya yönünü değiştiren, ancak reaksiyonun sonunda niceliksel ve niteliksel olarak değişmeden kalan maddelerdir.
Bir kimyasal reaksiyonun hızının veya yönünün katalizör kullanılarak değiştirilmesine kataliz denir. Katalizörler çeşitli endüstrilerde ve taşımacılıkta yaygın olarak kullanılmaktadır (araba egzoz gazlarındaki nitrojen oksitleri zararsız nitrojene dönüştüren katalitik konvertörler).
İki tür kataliz vardır.
Homojen kataliz, burada hem katalizör hem de reaktanlar aynı toplanma durumunda (faz) bulunur.
Heterojen kataliz Katalizör ve reaktanların farklı fazlarda olduğu. Örneğin, katı bir manganez (IV) oksit katalizörünün varlığında hidrojen peroksitin ayrışması:
Reaksiyon sonucunda katalizörün kendisi tükenmez, ancak yüzeyine başka maddeler adsorbe edilirse (bunlara katalitik zehirler denir) yüzey çalışamaz hale gelir ve katalizörün yenilenmesi gerekir. Bu nedenle katalitik reaksiyonu gerçekleştirmeden önce başlangıç malzemeleri iyice saflaştırılır.
Örneğin, temas yöntemiyle sülfürik asit üretiminde katı bir katalizör kullanılır - vanadyum (V) oksit V205:
Metanol üretiminde katı bir “çinko-krom” katalizörü (8ZnO Cr203 x CrO3) kullanılır:
Biyolojik katalizörler - enzimler - çok etkili çalışır. Kimyasal yapıları gereği proteinlerdir. Onlar sayesinde düşük sıcaklıklarda canlı organizmalarda karmaşık kimyasal reaksiyonlar yüksek hızda meydana gelir.
Diğer ilginç maddeler de bilinmektedir - inhibitörler (Latince inhibee'den - geciktirmek için). Düşük aktif bileşikler oluşturmak için aktif parçacıklarla yüksek hızda reaksiyona girerler. Sonuç olarak reaksiyon keskin bir şekilde yavaşlar ve sonra durur. İnhibitörler genellikle istenmeyen süreçleri önlemek için çeşitli maddelere özel olarak eklenir.
Örneğin hidrojen peroksit çözeltileri, inhibitörler kullanılarak stabilize edilir.
Reaksiyona giren maddelerin doğası (bileşimleri, yapıları)
Anlam aktivasyon enerjileri reaksiyona giren maddelerin doğasının reaksiyon hızı üzerindeki etkisinin etkilendiği faktördür.
Aktivasyon enerjisi düşükse (< 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.
Aktivasyon enerjisi yüksek ise(> 120 kJ/mol), bu, etkileşim halindeki parçacıklar arasındaki çarpışmaların yalnızca çok küçük bir kısmının reaksiyona yol açtığı anlamına gelir. Bu nedenle böyle bir reaksiyonun hızı çok düşüktür. Örneğin, amonyak sentezi reaksiyonunun normal sıcaklıklarda ilerleyişini fark etmek neredeyse imkansızdır.
Kimyasal reaksiyonların aktivasyon enerjileri orta değerlere (40120 kJ/mol) sahipse, bu tür reaksiyonların oranları ortalama olacaktır. Bu tür reaksiyonlar arasında sodyumun su veya etil alkol ile etkileşimi, bromlu suyun etilen ile renginin giderilmesi, çinkonun hidroklorik asit ile etkileşimi vb. yer alır.
Reaksiyona giren maddelerin temas yüzeyi
Heterojen olan maddelerin yüzeyinde meydana gelen reaksiyonların hızı, diğer şeyler eşit olmak üzere bu yüzeyin özelliklerine bağlıdır. Toz tebeşirin hidroklorik asitte eşit ağırlıktaki bir tebeşir parçasından çok daha hızlı çözündüğü bilinmektedir.
Reaksiyon hızındaki artışın temel nedeni başlangıç maddelerinin temas yüzeyinin arttırılması ve bir dizi başka nedenin yanı sıra, örneğin "doğru" kristal kafesin yapısının ihlali. Bu, ortaya çıkan mikrokristallerin yüzeyindeki parçacıkların "pürüzsüz" bir yüzeydeki aynı parçacıklardan çok daha reaktif olmasına yol açar.
Endüstride, heterojen reaksiyonları gerçekleştirmek için, reaksiyona giren maddelerin temas yüzeyini, başlangıç maddelerinin tedarikini ve ürünlerin uzaklaştırılmasını arttırmak için "akışkan yatak" kullanılır. Örneğin sülfürik asit üretiminde piritler “akışkan yatak” kullanılarak ateşlenir.
Sınava girmek için referans materyali:
Mendeleev tablosu
Çözünürlük tablosu
Basıncın reaksiyon hızı üzerindeki etkisi şunlara bağlıdır: emir reaksiyonlar. Sıcaklık değişmeden kalırsa ve ilk gaz karışımının bileşimi verilirse, her konsantrasyon için durum denklemini kullanarak şunu yazabiliriz: pa=aR M T, p b=bR M T. Burada A, B,…, molar konsantrasyonlardır ve pa, p b, ..., karşılık gelen gazların kısmi basınçlarıdır. Birim hacim başına toplam mol sayısı ise z, o zaman tam olarak aynı şekilde yazabiliriz P=zR M T, Nerede R- genel baskı. Bu nedenle , , ...vb. Miktarlar... vb. bağıl hacimsel konsantrasyonlar vardır. Bunları şu şekilde belirtmek A, İÇİNDE...vb., şunu elde ederiz: pa=ap,
Nerede ; pb =Bp, . Hadi düşünelim tek moleküllü denklemle açıklanan süreç:
bu durumda maddenin dönüşüm hızı basınçla doğru orantılıdır: ~ P.
İçin iki moleküllü reaksiyonlar:
yani ~ P 2. Buna göre üç moleküllü aldığımız tepkiler:
Nerede k- reaksiyon hızı sabiti.
2.2. Aktivasyon enerjisi. Arrhenius yasası
Reaksiyona giren moleküllerin karşılıklı çarpışmalarının sayısı artar, bu da reaksiyon hızının artmasına katkıda bulunur. Örneğin birçok reaksiyon için sıcaklıktaki yalnızca 10°C'lik bir artış, hız sabitinde 2-4 kat artışa yol açar.
Örnek. 2HJ→H 2 +J 2 denklemine göre hidrojen iyodürün yarı ömrü. Şu tarihte: T = 373K'nın yarı ömrü 314.000 yıldır. T=666K 1,3 saate düşer ve T=973K T 1/2 = 0,12 saniye.
Arrhenius: Kimyasal bir reaksiyonun meydana gelmesi için, kararlı bir molekülün iç bağlarının önceden zayıflaması veya kırılması gerekir ve bunun için belirli bir miktarda enerji harcanması gerekir. e . Çarpışan moleküllerin termal enerjisi ne kadar büyük olursa, iç bağların yeniden düzenlenmesi ve yeni moleküllerin yaratılması olasılığı da o kadar artar. Şu tarihte: e= Bir reaksiyonla sonuçlanan çarpışmaların sıklığı, olduğundan önemli ölçüde daha hızlı artacaktır. .
Reaksiyona giren moleküllerin yaklaşmasını ve reaksiyon ürünlerinin oluşmasını engelleyen enerji bariyerini aşmak için gereken enerjiye denir. aktivasyon enerjisi E a. Böylece, bir kimyasal reaksiyonun temel eylemi yalnızca kinetik enerjisi daha büyük olan moleküllerin çarpışması sırasında meydana gelir. E bir.
Aktivasyon enerjisi E bir genellikle moleküllerin termal hareketinin ortalama enerjisinden daha yüksektir. Aktivasyon enerjisi ne kadar düşük olursa, moleküllerin çarpışması o kadar sık meydana gelir, bu da reaksiyon ürünlerinin oluşumuna yol açar ve kimyasal reaksiyonun hızı o kadar yüksek olur. Arttırmak T aşırı enerjiye sahip moleküllerin sayısının artmasına neden olur E bir. Bu, artan sıcaklıkla birlikte kimyasal reaksiyon hızındaki artışı açıklar (Şekil 2.1).
Pirinç. 2.1. Yanma ısısı Q ve aktivasyon enerjisi e=sen maksimum - sen 1
En basit durumlarda, kimyasal reaksiyonların hız sabitleri, moleküler kinetik teorinin genel ilişkileri temelinde belirlenebilir (örneğin bakınız).
ile belirtelim p bir Ve toplu iğne 1 cm3'teki A ve B moleküllerinin sayısı . Reaksiyon hızı sayıya eşit olacaktır Z Enerjisi aktivasyon enerjisinden daha büyük olan A ve B moleküllerinin birim zaman başına bu tür çarpışmaları e . İdeal bir gaz için Z Maxwell-Boltzmann enerji dağıtım yasasına göre belirlenir:
İşte çarpışan moleküllerin ortalama etkin çapı, azaltılmış molekül ağırlığı, R M = 8,315∙10 7 erg/derece - evrensel gaz sabiti, m A, m B - moleküler ağırlıklar.
Çoğu durumda deneysel değerler teorik olanlardan önemli ölçüde daha azdır. Bu nedenle, hesaplama formülüne sözde olasılık veya sterik katsayı dahil edilir. R. Sonuç olarak, bimoleküler bir reaksiyonun hızını hesaplamak için kullanılan formül denir. Arrhenius formülü, aşağıdaki formu alır:
Ortaya çıkan formülü ikinci dereceden reaksiyonlar için denklem (2.8) ile karşılaştırarak, bu reaksiyonun hız sabiti için bir ifade elde edebiliriz:
Sıcaklığın reaksiyon hızları üzerindeki güçlü etkisi esas olarak Arrhenius faktörüne bağlanmaktadır. Bu nedenle, yaklaşık hesaplamalarda üstel faktör genellikle T'den bağımsız olarak alınır.
Formül (2.12)'nin analizi, T'nin artmasıyla W'nin büyüme oranının önce arttığını, belirli bir maksimum değere ulaştığını ve sonra azaldığını, diğer bir deyişle W'ye karşı T eğrisinin bir bükülme noktasına sahip olduğunu göstermektedir. W'nin T'ye göre ikinci türevini sıfıra eşitleyerek bükülme noktasına karşılık gelen sıcaklığı buluruz:
Bu sıcaklığın oldukça yüksek olduğunu görmek kolaydır. Örneğin, E = 20000 cal/(g-mol) T p = 5000 K'da. Sayısal hesaplamalar için formül (2.12) kullanılırken, içerdiği büyüklüklerin boyutları dikkate alınmalıdır.
Formül (2.12) şu şekilde yazılabilir:
ön-üstel faktör nerede, yani n A = n B =1 molekül/cm3'teki toplam çarpışma sayısı. Bazen R aynı zamanda üstel öncesi faktöre de dahildir.
Reaksiyon hızının sırasının tahmini hesaplamaları için değer k Sıcaklık için 0 alınabilir T=300K eşittir 10 -10 cm3 /(molekül∙sn) (d avg "4∙10 -8 ve m A =m B "30 için).
Kimyasal reaksiyon hızı bir birim reaksiyon alanı içinde birim zaman başına madde miktarındaki değişime eşittir Kimyasal reaksiyonun türüne (homojen veya heterojen) bağlı olarak reaksiyon alanının doğası değişir. Reaksiyon alanına genellikle kimyasal işlemin lokalize olduğu alan denir: hacim (V), alan (S).
Homojen reaksiyonların reaksiyon alanı reaktiflerle dolu bir hacimdir. Bir maddenin miktarının birim hacme oranına derişim (c) adı verildiğinden, homojen bir tepkimenin hızı, başlangıç maddelerinin ya da tepkime ürünlerinin derişiminin zaman içinde değişimine eşittir. Ortalama ve anlık reaksiyon oranları vardır.
Ortalama reaksiyon hızı:
burada c2 ve c1, başlangıç maddelerinin t2 ve t1 zamanlarındaki konsantrasyonlarıdır.
Bu ifadedeki eksi işareti “-”, reaktiflerin konsantrasyonundaki bir değişiklik yoluyla hız bulunurken yerleştirilir (bu durumda Dс< 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».
Belirli bir zamandaki reaksiyon hızı veya anlık (gerçek) reaksiyon hızı v şuna eşittir:
SI'daki reaksiyon hızı birimi [mol×m-3×s-1], diğer büyüklük birimleri [mol×l-1×s-1], [mol×cm-3 ×s-1], [mol ×cm –Z×dak-1].
Heterojen bir kimyasal reaksiyonun hızı v birim ara yüzey alanı (S) başına birim zaman (Dt) başına reaktan miktarındaki (Dn) değişiklik denir ve aşağıdaki formülle belirlenir:
veya türev yoluyla:
Heterojen reaksiyon hızının birimi mol/m2 × s'dir.
örnek 1. Klor ve hidrojen bir kapta karıştırıldı. Karışım ısıtıldı. 5 saniye sonra kaptaki hidrojen klorür konsantrasyonu 0,05 mol/dm3'e eşit oldu. Hidrojen klorürün ortalama oluşum hızını belirleyin (mol/dm3 s).
Çözüm. Reaksiyonun başlamasından 5 saniye sonra kaptaki hidrojen klorür konsantrasyonundaki değişikliği belirliyoruz:
burada c2, c1 HCl'nin son ve başlangıç molar konsantrasyonlarıdır.
Dc (HCl) = 0,05 - 0 = 0,05 mol/dm3.
Denklem (3.1)'i kullanarak ortalama hidrojen klorür oluşum oranını hesaplayalım:
Cevap: 7 = 0,01 mol/dm3 ×s.
Örnek 2. Hacmi 3 dm3 olan bir kapta aşağıdaki reaksiyon meydana gelir:
C2H2 + 2H2®C2H6.
Hidrojenin başlangıç kütlesi 1 g'dır. Reaksiyonun başlamasından 2 s sonra hidrojenin kütlesi 0,4 g olur. C2H6'nın ortalama oluşum hızını (mol/dm"×s) belirleyin.
Çözüm. Reaksiyona giren hidrojenin kütlesi (mpror (H2)) hidrojenin başlangıç kütlesi (miout (H2)) ile reaksiyona girmemiş hidrojenin son kütlesi (tk (H2)) arasındaki farka eşittir:
tpror.(H2)= tiskh(H2)-mk(H2); tpror (H2) = 1-0,4 = 0,6 g.
Hidrojen miktarını hesaplayalım:
= 0,3 mol.
Oluşan C2H6 miktarını belirleyin:
Denkleme göre: 2 mol H2®'den 1 mol C2H6 oluşur;
Koşuluna göre: 0,3 mol H2'den ® x mol C2H6 oluşur.
n(C2H6) = 0,15 mol.
Oluşan C2H6'nın konsantrasyonunu hesaplıyoruz:
C2H6 konsantrasyonundaki değişimi buluyoruz:
0,05-0 = 0,05 mol/dm3. Denklem (3.1)'i kullanarak C2H6'nın ortalama oluşum hızını hesaplayalım:
Cevap: =0,025 mol/dm3 ×s.
Kimyasal reaksiyonun hızını etkileyen faktörler . Kimyasal reaksiyonun hızı aşağıdaki ana faktörlerle belirlenir:
1) reaksiyona giren maddelerin doğası (aktivasyon enerjisi);
2) reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonu (kütle etkisi yasası);
3) sıcaklık (van't Hoff kuralı);
4) katalizörlerin varlığı (aktivasyon enerjisi);
5) basınç (gazları içeren reaksiyonlar);
6) öğütme derecesi (katıları içeren reaksiyonlar);
7) radyasyon türü (görünür, UV, IR, X-ışını).
Kimyasal reaksiyon hızının konsantrasyona bağımlılığı, kimyasal kinetiğin temel yasası olan kütle etki yasası ile ifade edilir.
Kitlesel eylem yasası . 1865 yılında, Profesör N.N. Beketov ilk olarak reaktanların kütleleri ile reaksiyon süresi arasındaki niceliksel ilişki hakkında bir hipotez ortaya attı: "... çekim, etkili olan kütlelerin çarpımı ile orantılıdır." Bu hipotez, 1867'de iki Norveçli kimyager K. M. Guldberg ve P. Waage tarafından kurulan kitle eylemi yasasında doğrulandı. Kitle eylemi yasasının modern formülasyonu aşağıdaki gibidir: sabit bir sıcaklıkta, bir kimyasal reaksiyonun hızı, reaksiyon denklemindeki stokiyometrik katsayılara eşit güçlerde alınan, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarının çarpımı ile doğru orantılıdır.
aA + bB = tM + nN reaksiyonu için kütle etki yasasının kinetik denklemi şu şekildedir:
, (3.5)
reaksiyon hızı nerede;
k- kimyasal reaksiyonun hız sabiti olarak adlandırılan orantı katsayısı (= 1 mol/dm3 k'de sayısal olarak eşittir); - reaksiyona dahil olan reaktiflerin konsantrasyonu.
Bir kimyasal reaksiyonun hız sabiti, reaktanların konsantrasyonuna bağlı değildir, ancak reaktanların doğasına ve reaksiyon koşullarına (sıcaklık, katalizör varlığı) göre belirlenir. Belirli koşullar altında meydana gelen spesifik bir reaksiyon için hız sabiti sabit bir değerdir.
Örnek 3. Reaksiyon için kütle etki yasasının kinetik denklemini yazın:
2NO (g) + C12 (g) = 2NOCl (g).
Çözüm. Bu kimyasal reaksiyon için denklem (3.5) aşağıdaki forma sahiptir:
.
Heterojen kimyasal reaksiyonlar için kütle etki yasası denklemi yalnızca gaz veya sıvı fazda bulunan maddelerin konsantrasyonlarını içerir. Bir maddenin katı fazdaki konsantrasyonu genellikle sabittir ve hız sabitine dahil edilir.
Örnek 4. Reaksiyonlar için kütle etki yasasının kinetik denklemini yazın:
a)4Fe(ler) + 3O2(g) = 2Fe2O3(ler);
b) CaCO3 (k) = CaO (k) + CO2 (g).
Çözüm. Bu reaksiyonlar için denklem (3.5) aşağıdaki forma sahip olacaktır:
Kalsiyum karbonat, reaksiyon sırasında konsantrasyonu değişmeyen katı bir madde olduğundan, yani bu durumda belirli bir sıcaklıkta reaksiyon hızı sabittir.
Örnek 5. Reaktiflerin konsantrasyonları iki katına çıkarsa nitrik oksidin (II) oksijenle oksidasyonunun reaksiyon hızı kaç kat artacaktır?
Çözüm. Reaksiyon denklemini yazıyoruz:
2NO + O2= 2NO2.
Reaktiflerin başlangıç ve son konsantrasyonlarını sırasıyla c1(NO), cl(O2) ve c2(NO), c2(O2) olarak gösterelim. Aynı şekilde başlangıç ve son reaksiyon hızlarını da belirtiyoruz: vt, v2. Daha sonra denklem (3.5)'i kullanarak şunu elde ederiz:
.
Koşula göre c2(NO) = 2c1 (NO), c2(O2) = 2c1(O2).
v2 =к2 ×2cl(O2)'yi buluyoruz.
Reaksiyon hızının kaç kat artacağını bulun:
Cevap: 8 kez.
Basıncın kimyasal reaksiyon hızı üzerindeki etkisi, gazları içeren işlemler için çok önemlidir. Basınç n kat değiştiğinde hacim azalır ve konsantrasyon n kat artar; bunun tersi de geçerlidir.
Örnek 6. Sistemdeki basınç iki katına çıkarsa A + B = C denklemine göre reaksiyona giren gaz halindeki maddeler arasındaki kimyasal reaksiyon hızı kaç kat artar?
Çözüm. Denklem (3.5)'i kullanarak, basıncı arttırmadan önce reaksiyon hızını ifade ederiz:
.
Basıncın artmasından sonraki kinetik denklem aşağıdaki forma sahip olacaktır:
.
Basınç 2 kat arttığında Boyle-Mariotte yasasına göre (рУ = const) gaz karışımının hacmi de 2 kat azalacaktır. Sonuç olarak, maddelerin konsantrasyonu 2 kat artacaktır.
Böylece c2(A) = 2c1(A), c2(B) = 2c1(B) olur. Daha sonra
Artan basınçla reaksiyon hızının kaç kat artacağını belirliyoruz.
Hayatta farklı kimyasal reaksiyonlarla karşılaşırız. Bazıları demirin paslanması gibi birkaç yıl sürebilir. Şekerin alkole fermente edilmesi gibi diğerleri birkaç hafta sürer. Sobadaki yakacak odun birkaç saat içinde yanar, motordaki benzin ise bir saniyeden kısa sürede yanar.
Ekipman maliyetlerini azaltmak için kimya tesisleri reaksiyon hızını artırır. Gıda bozulması ve metal korozyonu gibi bazı süreçlerin de yavaşlatılması gerekiyor.
Kimyasal reaksiyon hızışu şekilde ifade edilebilir birim zaman (t) başına madde miktarındaki değişiklik (n, modülo) - fizikte hareketli bir cismin hızını birim zaman başına koordinatlardaki değişiklik olarak karşılaştırın: υ = Δx/Δt. Hızın reaksiyonun gerçekleştiği kabın hacmine bağlı olmaması için ifadeyi reaksiyona giren maddelerin (v) hacmine böleriz, yani. birim hacim başına birim zamanda bir maddenin miktarındaki değişiklik veya Birim zamanda maddelerden birinin konsantrasyonundaki değişiklik:
n 2 - n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс/Δt (1)
(t 2 - t 1) v Δt v
burada c = n / v maddenin konsantrasyonudur,
Δ ("delta" olarak okunur) değerdeki bir değişiklik için genel olarak kabul edilen bir tanımdır.
Denklemdeki maddelerin farklı katsayıları varsa, her biri için bu formül kullanılarak hesaplanan reaksiyon hızı farklı olacaktır. Örneğin 2 mol kükürt dioksit, 1 litrede 1 mol oksijenle 10 saniyede tamamen reaksiyona girdi:
2SO2 + O2 = 2SO3
Oksijen oranı şöyle olacaktır: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l·s
Kükürt dioksit için hız: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l·s- Bunun ezberlenmesine ve sınav sırasında söylenmesine gerek yoktur, bu soru ortaya çıkarsa kafanın karışmaması için örnek verilmiştir.
Heterojen reaksiyonların (katıları içeren) hızı genellikle temas eden yüzeylerin birim alanı başına ifade edilir:
Δn
υ = –––––– (2)
Δt S
Reaktanlar farklı fazlarda olduğunda reaksiyonlara heterojen denir:
- bir katının başka bir katı, sıvı veya gazla birlikte olması,
- birbirine karışmayan iki sıvı
- gazlı sıvı.
Bir fazdaki maddeler arasında homojen reaksiyonlar meydana gelir:
- iyi karıştırılmış sıvılar arasında,
- gazlar,
- çözeltilerdeki maddeler.
Kimyasal reaksiyonların hızını etkileyen koşullar
1) Reaksiyon hızı şunlara bağlıdır: reaktanların doğası. Basitçe söylemek gerekirse, farklı maddeler farklı oranlarda reaksiyona girer. Örneğin çinko hidroklorik asitle şiddetli reaksiyona girerken demir oldukça yavaş reaksiyona girer.
2) Reaksiyon hızı ne kadar yüksek olursa, o kadar hızlı olur konsantrasyon maddeler. Çinko, yüksek derecede seyreltik asitle çok daha uzun süre reaksiyona girecektir.
3) Reaksiyon hızı arttıkça önemli ölçüde artar sıcaklık. Örneğin yakıtın yanması için onu tutuşturmak yani sıcaklığı arttırmak gerekir. Pek çok reaksiyon için sıcaklıktaki 10°C'lik bir artışa, hızda 2-4 kat artış eşlik eder.
4) Hız heterojen tepkiler arttıkça artar reaksiyona giren maddelerin yüzeyleri. Katılar genellikle bu amaç için öğütülür. Örneğin demir ve kükürt tozlarının ısıtıldığında reaksiyona girebilmesi için demirin ince talaş halinde olması gerekir.
Lütfen bu durumda formül (1)'in ima edildiğini unutmayın! Formül (2) birim alan başına hızı ifade eder, dolayısıyla alana bağlı olamaz.
5) Reaksiyonun hızı katalizörlerin veya inhibitörlerin varlığına bağlıdır.
Katalizörler- kimyasal reaksiyonları hızlandıran ancak tüketilmeyen maddeler. Bir örnek, bir katalizör - manganez (IV) oksit ilavesiyle hidrojen peroksitin hızlı ayrışmasıdır:
2H 2 Ö 2 = 2H 2 Ö + Ö 2
Manganez(IV) oksit altta kalır ve yeniden kullanılabilir.
İnhibitörler- reaksiyonu yavaşlatan maddeler. Örneğin, boruların ve akülerin ömrünü uzatmak için su ısıtma sistemine korozyon önleyiciler eklenir. Arabalarda fren ve soğutma sıvısına korozyon önleyiciler eklenir.
Birkaç örnek daha.
Gazlı sistemler için bir reaksiyonun kinetik denklemini yazarken, sistemdeki basınçtaki değişim konsantrasyondaki değişime benzer olduğundan konsantrasyon (C) yerine reaktanların basıncı (P) yazılır. Sistemdeki basıncın artması, sistemin hacminde aynı miktarda azalmaya neden olurken, birim hacim başına reaktiflerin konsantrasyonu da aynı şekilde artar. Basınç azaldıkça sistemin hacmi artar ve buna bağlı olarak birim hacim başına konsantrasyon da azalır.
Sorunlara örnekler ve çözümler.
Örnek 1.
Birinci reaksiyonun sonucunda birim hacim başına birim zamanda 9 g su buharı ve ikinci reaksiyonun sonucunda 3.65 g hidrojen klorür oluştuğunda hangi reaksiyonun hızı daha büyük olur?
Bir reaksiyonun hızı, birim zamanda birim hacim başına oluşan bir maddenin mol sayısıyla ölçülür. Suyun molar kütlesi Hidrojen klorürün molar kütlesi 
o zaman ilk reaksiyonun hızı,
Mol/l×s,
ve ikinci reaksiyonun hızı
irade 
mol/l.
Su buharı oluşum hızı daha yüksektir çünkü su buharı oluşumunun mol sayısı, hidrojen klorür oluşumunun mol sayısından daha fazladır.
Örnek 2.
A ve B maddeleri arasındaki reaksiyon şu denklemle ifade edilir: A+2B®C. A maddesinin başlangıç konsantrasyonu 0,3 mol/l, B maddesi ise 0,5 mol/l'dir. Hız sabiti 0,4'tür. A maddesinin konsantrasyonu 0,1 mol/l azaldığında bir süre sonra reaksiyon hızını belirleyin.
A maddesinin konsantrasyonu 0,1 mol/l azaldı. Bu nedenle, reaksiyon denklemine dayanarak, B maddesinin önünde 2 katsayısı olduğundan B maddesinin konsantrasyonu 0,2 mol/l azaldı. Daha sonra A maddesinin konsantrasyonu bir süre sonra 0,3-0,1 = 0,2 mol'e eşit olacaktır. / l ve B konsantrasyonu 0,5-0,2 = 0,3 mol/l'dir.
Reaksiyon hızını belirleyin:
Mol/l×s
Örnek 3.
NO konsantrasyonu 3 kat arttırılırsa reaksiyon hızı nasıl değişir? Kütle etki yasasına göre reaksiyon hızının ifadesini yazıyoruz:
.
NO konsantrasyonu 3 kat arttığında reaksiyon hızı şöyle olacaktır:
Reaksiyon hızı 9 kat artacaktır.
Örnek 4.
Reaksiyon hızının nasıl değişeceğini belirleyin 
sistemdeki basıncı 2 kat artırırsanız.
Sistemdeki basıncın 2 kat artması sistemin hacminde 2 kat azalmaya neden olurken, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonları 2 kat artacaktır.
Kütle etki yasasına göre ilk reaksiyon hızını yazıyoruz 
ve basınçta 2 kat artışla:
, .
Reaksiyon hızı 8 kat artacaktır.
Örnek 5.
A+3B=2C sistemindeki A ve B maddelerinin başlangıç derişimlerini hesaplayın; eğer A maddelerinin denge derişimleri 0,1 mol/l, B maddeleri 0,2 mol/l, C maddeleri 0,7 mol/l ise.
Oranı reaksiyon denklemine göre oluşturarak reaksiyona harcanan A maddesinin konsantrasyonunu buluruz:
1 mol/l A'dan elde edilen 2 mol/l C,
0,7 mol/l C®x mol/l × A.
mol/l A.
Bu nedenle A maddesinin başlangıç konsantrasyonu:
0,1 + 0,35 = 0,45 mol/l.
Reaksiyonda harcanan B maddesinin konsantrasyonunu bulun.
Oranı reaksiyon denklemine göre oluşturuyoruz:
3 mol/l B'den elde edilen 2 mol/l C
0,7 mol/l C ® x mol/l B
x=mol/l A.
O halde B maddesinin başlangıç konsantrasyonu:
mol/l.
Örnek 6.
40 0 C sıcaklıkta 0,5 mol/l A maddesi oluştu. Sıcaklık 80 0 C'ye çıkarılırsa kaç mol/l A maddesi oluşur? Reaksiyonun sıcaklık katsayısı 2'dir.
Van't Hoff kuralını kullanarak 80 0 C'deki reaksiyon hızının ifadesini yazıyoruz:
.
Bu problemleri denklemde yerine koyarsak şunu elde ederiz:
80 0 C'de 8 mol/l A maddesi oluşur.
Örnek 7.
Aktivasyon enerjisi 191 kJ/mol olan bir reaksiyonun sıcaklığı 330 K'den 400 K'ye çıktığında hız sabitindeki değişimi hesaplayın.
Problem koşulu için Arrhenius denklemini yazalım:
burada R, 8,32 J/k(K×mol)'e eşit evrensel gaz sabitidir.
hız sabitindeki değişimin olacağı yer:
Test görevleri
61. Kimyasal reaksiyon hızı
2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)
reaktantların =0,3 mol/1 ve =0,15 mol/l konsantrasyonlarında 1,2·10-3 mol/(l·s) idi. Reaksiyon hız sabitinin değerini bulun.
62. Sistemdeki reaksiyon hızının 30 kat (=2,5) artması için sistemin sıcaklığı kaç derece artırılmalıdır?
63. Sistemdeki karbon monoksit konsantrasyonu kaç kat arttırılmalıdır?
2CO = CO2+ C,
yani reaksiyon hızı 4 kat artar mı?
64. NO2 oluşumunun reaksiyon hızının reaksiyona uygun olması için basınç kaç kat arttırılmalıdır?
1000 kat mı arttı?
65. Reaksiyon denkleme göre ilerler
2NO(g) + Cl2(g) = 2NOCl(g).
Reaksiyonun başlamasından önce başlangıç maddelerinin konsantrasyonları şöyleydi: =0,4 mol/l; =0,3 mol/l. Nitrik oksidin yarısının reaksiyona girme zamanı olduğu anda reaksiyon hızı ilkine kıyasla kaç kez değişecek?
66. =3,2 ise, sıcaklık 40°C arttığında kimyasal reaksiyonun hız sabiti kaç kat artar?
67. Homojen bir sistemde meydana gelen kimyasal reaksiyonun hızı için denkleme göre bir ifade yazınız.
ve aşağıdaki durumlarda bu reaksiyonun hızının kaç kat artacağını belirleyin:
a) A konsantrasyonu 2 kat azalacaktır;
b) A konsantrasyonu 2 kat artacaktır;
c) B konsantrasyonu 2 kat artacaktır;
d) her iki maddenin konsantrasyonu 2 kat artacaktır.
68. Sistemdeki hidrojen konsantrasyonu kaç kat artırılmalıdır?
N2 + 3H2= 2NH3,
yani reaksiyon hızı 100 kat mı artar?
69. 100 C'de hız sabiti 0,0006 ve 150 C'de 0,072 ise reaksiyon hızının sıcaklık katsayısını hesaplayın.
70. Nitrik oksit (II) ile klor arasındaki reaksiyon aşağıdaki denkleme göre ilerler:
2NO + Cl2= 2NOCl.
Reaksiyon hızı arttıkça nasıl değişir:
a) nitrik oksit konsantrasyonu 2 katıdır;
b) klor konsantrasyonu 2 kat;
c) Her iki maddenin derişimleri 2 katı mıdır?
KİMYASAL DENGE
Problem çözme örnekleri
Kimyasal denge, ileri ve geri kimyasal reaksiyonların hızlarının eşit olduğu ve reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarının zamanla değişmediği bir sistem durumudur.
Kimyasal dengenin niceliksel bir özelliği denge sabitidir. Sabit bir sıcaklıkta denge sabiti, reaksiyon ürünlerinin denge konsantrasyonlarının ürününün stokiyometrik katsayılarının güçleri olarak alınan başlangıç maddelerinin denge konsantrasyonlarının ürününe oranına eşittir ve sabit bir değerdir.
Genel olarak homojen bir reaksiyon için mA+ nB« pC+qD
denge sabiti:
Bu denklemi tersinir bir reaksiyon için kütle etki yasasıyla ifade ediyoruz.
Dış koşullar değiştiğinde, başlangıç maddelerinin ve reaksiyon ürünlerinin denge konsantrasyonlarındaki değişiklikle ifade edilen kimyasal denge değişir. Denge kaymasının yönü Le Chatelier ilkesine göre belirlenir: Dengedeki bir sisteme dış bir etki uygulanırsa, o zaman denge, dış etkiyi zayıflatacak yönde kayar.
Kimyasal denge, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonu, sıcaklık ve basınçtaki değişikliklerin etkisiyle değişebilir.
Başlangıç maddelerinin konsantrasyonundaki bir artışla denge, Le Chatelier ilkesine göre reaksiyon ürünlerine doğru ve ürünlerin konsantrasyonlarındaki artışla başlangıç maddelerine doğru kayacaktır.
Sıcaklık değiştiğinde (arttığında), denge, ısının emilmesiyle meydana gelen endotermik reaksiyona (DH > 0) doğru kayar; İleri reaksiyonun hızı artar ve denge reaksiyon ürünlerine doğru kayar. Ekzotermik reaksiyon olması durumunda (DH > 0), sıcaklık arttıkça ters reaksiyonun hızı artacak, bu da ısının emilmesini sağlayacak ve denge başlangıç maddeleri yönüne kayacaktır.
Reaksiyon gaz halindeki maddeleri içeriyorsa, o zaman kimyasal denge, basınç değiştirilerek değiştirilebilir. Basınçtaki bir artış, reaktanların konsantrasyonundaki bir artışa eşdeğerdir. Basınç arttıkça denge, daha az mol gazlı madde içeren bir reaksiyona doğru ve basınç azaldıkça daha fazla sayıda mol gazlı madde içeren bir reaksiyona doğru kayar.
Örnek 1.
Denge konsantrasyonları A = 0,1 mol/l, B = 0,2 mol/l, C = 0,7 mol/l ise, A + 3B «2C homojen sisteminde A ve B maddelerinin başlangıç konsantrasyonlarını hesaplayın.
Bir maddenin başlangıç konsantrasyonunun, denge konsantrasyonu ile reaksiyonda harcanan konsantrasyonun toplamına eşit olduğu bilinmektedir; tepki gösterdi:
Bunu bulmak için A maddesinin ne kadar reaksiyona girdiğini bilmeniz gerekir.
Oranı reaksiyon denklemine göre oluşturarak hesaplıyoruz:
1 mol/l A'dan elde edilen 2mol/l C
0,7 mol/l C ––––––––x mol/l A,
x= (0,7×1)/2= 0,35 mol/l
B maddesinin başlangıç konsantrasyonunu hesaplıyoruz:
Bunu bulmak için bir orantı oluşturalım:
3 mol/l B'den elde edilen 2 mol/l C
0,7 mol/l C –––––––––––––x mol/l B
x = (0,7×3)/2 = 1,05 mol/l
O halde başlangıç konsantrasyonu B:
Örnek 2.
Maddelerin başlangıç konsantrasyonlarının şu şekilde olması koşuluyla, A + B “C + D sistemindeki maddelerin denge konsantrasyonlarını hesaplayın: A = 1 mol/l, B = 5 mol/l. Denge sabiti 1'dir.
A maddesinin denge zamanına kadar mollerinin reaksiyona girdiğini varsayalım. Reaksiyon denklemine göre denge konsantrasyonları şöyle olacaktır:
;
Çünkü B maddesinin reaksiyon denklemine göre A maddesinin reaksiyona girdiği miktarla aynı miktarda reaksiyon almıştır.
Denge konsantrasyonlarının değerlerini denge sabitine koyarız ve x'i buluruz.
Daha sonra: 
Örnek 3.
Sistemde bir denge kurulmuştur: 2AB + B 2 “2AB; DH > 0.
Sıcaklık azaldıkça denge hangi yöne kayar?
Bu doğrudan reaksiyon endotermiktir, yani. ısının emilmesiyle birlikte gider, bu nedenle sistemdeki sıcaklık azaldığında Le Chatelier ilkesine göre denge sola, ekzotermik olan ters reaksiyona doğru kayacaktır.
Örnek 4.
A + B « AB sisteminin dengesi aşağıdaki madde konsantrasyonlarında oluşturulmuştur: C (A) = C ( B) = C ( AB) = 0,01 mol/l. Maddelerin denge sabitini ve başlangıç derişimlerini hesaplayın. 72. Sistemdeki nitrojen (II) oksit ve klorun başlangıç konsantrasyonları
2NO + Cl2 2NOCl
sırasıyla 0,5 mol/l ve 0,2 mol/l'dir. Denge oluştuğunda 20 nitrik oksit reaksiyona girmişse denge sabitini hesaplayın.
73. Belirli bir sıcaklıkta, tersinir bir kimyasal reaksiyonun reaktiflerinin denge konsantrasyonları
2A(g)+B(g) 2C(g)
[A]=0,04 mol/l, [B]=0,06 mol/l, [C]=0,02 mol/l idi. A ve B maddelerinin denge sabitini ve başlangıç derişimlerini hesaplayın.
74. Belirli bir sıcaklıkta sistemdeki denge konsantrasyonları
sırasıyla: = 0,04 mol/l, = 0,06 mol/l,
0,02 mol/l. Denge sabitini ve başlangıç bağıntısını hesaplayın.
kükürt (IV) oksit ve oksijen konsantrasyonu.
75. Sistem dengede olduğunda
ilgili maddelerin konsantrasyonları şöyleydi: = 0,3 mol/l; = =0,9 mol/l; = 0,4 mol/l. Basıncın 5 kat artması durumunda ileri ve geri reaksiyonların oranlarının nasıl değişeceğini hesaplayın. Denge hangi yöne değişecek?
76. Tersinir bir reaksiyonun denge sabitini hesaplayın
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g),
denge konsantrasyonu = 0,04 mol/l ve maddelerin başlangıç konsantrasyonları = 1 mol/l, = 0,8 mol/l ise.
77. Sistemin dengesi
CO + Cl2 COCl2,
aşağıdaki reaktan konsantrasyonlarında oluşturulmuştur: [CO] = =[Cl2] = = 0,001 mol/l. Denge sabitini ve karbon monoksit ve klorun başlangıç konsantrasyonlarını belirleyin.
78. Karbon monoksit (II) ve su buharının başlangıç konsantrasyonları eşittir ve 0,03 mol/l tutarındadır. Sistemdeki CO, H2O ve H2'nin denge konsantrasyonlarını hesaplayın
CO + H2O CO2+ H2,
CO2'nin denge konsantrasyonu 0,01 mol/l'ye eşitse. Denge sabitini hesaplayın.
79. Sistemdeki hidrojenin denge konsantrasyonunu belirleyin
HJ'nin başlangıç konsantrasyonu 0,05 mol/1 ve denge sabiti K = 0,02 ise.
80. Sistem denge sabiti
CO + H2O CO2+ H2
belirli bir sıcaklıkta 1'e eşittir. CO ve H2O'nun başlangıç konsantrasyonları 1 mol/l ise, dengedeki karışımın yüzde bileşimini hesaplayın.
