Chemische Kinetik Geschwindigkeit chemischer Reaktionen. Gegenstand

irreversible Reaktionen

1. Wie ändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit 2A + B ® A 2 B, wenn die Konzentration von Stoff A um das 2-fache erhöht und die Konzentration von Stoff B um das 2-fache verringert wird?

2. Wie oft soll die Konzentration von Stoff B 2 im System 2A 2 (g) + B 2 (g) ® 2A 2 B (g) erhöht werden, damit bei einer Abnahme der Konzentration von Stoff A um das 4-fache die Geschwindigkeit der direkten Reaktion ändert sich nicht?

3. Im System CO + C1 2 ® COS1 2 wurde die CO-Konzentration von 0,03 auf 0,12 mol/l und die C1 2 -Konzentration von 0,02 auf 0,06 mol/l erhöht. Um wie viel hat sich die Geschwindigkeit der Hinreaktion erhöht?

4. Wie wird sich die Geschwindigkeit der direkten Reaktion N 2 (g) + 3H (g) ® 2 NH 3 ändern, wenn a) der Druck im System um das Dreifache erhöht wird; b) reduzieren Sie die Lautstärke um das 2-fache; c) die Konzentration von N 2 um das 4-fache erhöhen?

5. Wie oft muss der Druck erhöht werden, damit sich die Bildungsgeschwindigkeit von NO 2 durch die Reaktion 2NO + O 2 ® 2 NO 2 um das 1000-fache erhöht?

6. Die Reaktion zwischen Kohlenmonoxid (II) und Chlor verläuft nach der Gleichung CO + C1 2 ® COC1 2. Wie ändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit bei einer Erhöhung der a) CO-Konzentration um das Zweifache; b) die Konzentration von C1 2 in 2 mal; c) die Konzentration beider Substanzen ist 2 mal?

7. Die Reaktion findet in der Gasphase statt. An der Reaktion beteiligen sich zwei Substanzen A und B. Es ist bekannt, dass bei einer 2-fachen Erhöhung der Konzentration der Komponente A die Geschwindigkeit um das 2-fache und bei einer Erhöhung der Konzentration der Komponente B um das 2-fache die Geschwindigkeit zunimmt um das 4-fache erhöht. Schreiben Sie eine Gleichung für die laufende Reaktion. Wie ändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit, wenn der Gesamtdruck um das Dreifache erhöht wird?

8. Untersucht wird die Reaktionsgeschwindigkeit der Wechselwirkung der Stoffe A, B und D. Bei konstanten Konzentrationen B und D führt eine Erhöhung der Konzentration von Stoff A um das 4-fache zu einer Erhöhung der Geschwindigkeit um das 16-fache. Wenn die Konzentration von Stoff B bei konstanten Konzentrationen von Stoff A und D um das 2-fache zunimmt, dann erhöht sich die Geschwindigkeit nur um das 2-fache. Bei konstanten Konzentrationen von A und B führt eine Verdoppelung der Konzentration von Substanz D zu einer 4-fachen Geschwindigkeitssteigerung. Schreiben Sie eine Reaktionsgleichung auf.

9. Bestimmen Sie die Geschwindigkeit der chemischen Reaktion A(g) + B(g) ® AB(g), wenn die Re2 × 10 -1 l × mol -1 × s beträgt, und die Konzentrationen der Stoffe A und B sind 0,025 bzw. 0,01 mol/l. Berechnen Sie die Reaktionsgeschwindigkeit, wenn der Druck um das Dreifache erhöht wird.

10. Finden Sie den Wert der Geschwindigkeitskonstante der Reaktion A + 2B ® AB 2, wenn bei Konzentrationen der Substanzen A bzw. B gleich 0,1 und 0,05 mol / l die Reaktionsgeschwindigkeit 7 × 10 -5 mol / beträgt (l × s) .

11. In einem Gefäß mit einem Volumen von 2 l wurde Gas A mit einer Stoffmenge von 4,5 mol und Gas B mit einer Stoffmenge von 3 mol gemischt. Gase reagieren gemäß der Gleichung A + B = C. Nach 20 Sekunden wurde Gas C im System mit einer Substanz von 2 Mol gebildet. Bestimmen Sie die durchschnittliche Geschwindigkeit der Reaktion. Welche Mengen der Stoffe A und B haben nicht reagiert?

12. Die Reaktion zwischen den Stoffen A und B wird durch die Gleichung A + B ® C ausgedrückt. Die Anfangskonzentrationen sind [A] O = 0,03 mol / l, [B] O = 0,05 mol / l. Die Rebeträgt 0,4. Ermitteln Sie die anfängliche Reaktionsgeschwindigkeit und die Reaktionsgeschwindigkeit nach einiger Zeit, wenn die Konzentration der gebildeten Substanz C gleich 0,01 mol/l wird.

13. Die Reaktion zwischen den gasförmigen Stoffen A und B wird durch die Gleichung A + B ® C ausgedrückt. Die Anfangskonzentrationen der Stoffe sind [A] 0 = 0,03 mol / l, [B] 0 = 0,03 mol / l. Die Rebeträgt 0,1. Nach einiger Zeit nahm die Konzentration von Substanz A um 0,015 mol/l ab. Wie oft muss der Gesamtdruck erhöht werden, damit die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion gleich der Anfangsgeschwindigkeit wird?

14. Um wie viel Grad muss die Temperatur erhöht werden, damit sich die Reaktionsgeschwindigkeit um das 27-fache erhöht? Der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit beträgt 3.

15. Bei 20°C läuft die Reaktion in 2 Minuten ab. Wie lange dauert diese Reaktion a) bei 50 o C, b) bei 0 o C? Der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit beträgt 2.

16. Bei einer Temperatur von 30 o C läuft die Reaktion in 25 Minuten ab und bei 50 o C in 4 Minuten. Berechnen Sie den Temperaturkoeffizienten der Reaktionsgeschwindigkeit.

17. Die Reaktionsgeschwindigkeit bei 0 o C beträgt 1 mol / l × s. Berechnen Sie die Geschwindigkeit dieser Reaktion bei 30 °C, wenn der Temperaturkoeffizient der Geschwindigkeit 3 ​​beträgt.

18. Bei einer Temperaturerhöhung um 50°C erhöhte sich die Reaktionsgeschwindigkeit um das 32-fache. Berechnen Sie den Temperaturkoeffizienten der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion.

19. Zwei Reaktionen laufen bei 25 o C mit der gleichen Geschwindigkeit ab. Der Temperaturkoeffizient der Geschwindigkeit der ersten Reaktion beträgt 2,0 und der zweite - 2,5. Finden Sie das Verhältnis der Geschwindigkeiten dieser Reaktionen bei 95 o C.

20. Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Reaktion, wenn sich bei Temperaturerhöhung von 290 auf 300 K die Reaktionsgeschwindigkeit verdoppelt?

21. Wie oft erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit bei 298 K, wenn durch die Verwendung eines Katalysators die Aktivierungsenergie um 4 kJ / mol reduziert werden konnte?

22. Welchen Wert hat die Aktivierungsenergie der Reaktion, deren Geschwindigkeit bei 300 K zehnmal größer ist als bei 280 K.

23. Die Aktivierungsenergie der Reaktion O 3 (g) + NO (g) ® O 2 (g) + NO 2 (g) beträgt 40 kJ / mol. Wie oft ändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit bei einer Temperaturerhöhung von 27 auf 37 °C?

24. Ein Katalysator verringert die Aktivierungsenergie bei 300 K um 20 kJ/mol, der andere um 40 kJ/mol. Welcher Katalysator ist effizienter? Begründen Sie Ihre Antwort, indem Sie das Verhältnis der Reaktionsgeschwindigkeiten bei Verwendung des einen oder anderen Katalysators berechnen.

25. Bei 150°C ist ein Teil der Reaktion in 16 Minuten abgeschlossen. Berechnen Sie mit einem Temperaturkoeffizienten der Reaktionsgeschwindigkeit von 2,5, wie lange diese Reaktion endet, wenn sie a) bei 200 o C, b) bei 80 o C durchgeführt wird.

26. Wenn die Temperatur um 10 ° C ansteigt, erhöht sich die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion um das Zweifache. Bei 20 etwa With ist es gleich 0,04 mol/(l × s). Wie schnell ist diese Reaktion bei a) 40 o C, b) 0 o C?

27. Bei 20 ° C beträgt die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion 0,04 mol / (l × s). Berechnen Sie die Geschwindigkeit dieser Reaktion bei 70 °C, wenn die Aktivierungsenergie 70 kJ/mol beträgt.

28. Berechnen Sie den Temperaturkoeffizienten der Reaktion g, wenn die Geschwindigkeitskonstante dieser Reaktion bei 120 ° C 5,88 × 10 -4 und bei 170 ° C - 6,7 × 10 -2 beträgt.

29. Wie oft ändert sich die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion mit steigender Temperatur von 300 K auf 400 K, wenn der Temperaturkoeffizient g = 2 ist? Wie groß ist die Aktivierungsenergie für diese Reaktion?

30. Wie oft erhöht sich die Geschwindigkeit der chemischen Reaktion A + 2B ® C bei einer 4-fachen Druckerhöhung im System und einer gleichzeitigen Temperaturerhöhung um 40 ° C. Die reagierenden Substanzen sind Gase. Der Temperaturkoeffizient der Reaktion ist 2.

31. Wie oft nimmt die Geschwindigkeit der chemischen Reaktion 2A(g) + B(g) ® 2C(g) ab, wenn der Druck aller Substanzen im System um das 3-fache und gleichzeitig die Systemtemperatur um das 30-fache gesenkt wird o C? Der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit g ist 2.

32. Die Reaktion zwischen gasförmigen Stoffen A und B wird durch die Gleichung A + B ® C ausgedrückt. Die Anfangskonzentrationen der Stoffe sind [A] 0 = 0,05 mol / l und [B] 0 = 0,05 mol / l. Nach einiger Zeit nahm die Konzentration der Substanzen um die Hälfte ab. Bestimmen Sie, wie es notwendig ist, die Temperatur zu ändern, damit die Reaktionsgeschwindigkeit gleich der Anfangsgeschwindigkeit wird, wenn a) der Temperaturkoeffizient der Reaktion 2 beträgt, b) die Aktivierungsenergie 70 kJ beträgt und die Reaktionstemperatur 27 ° C beträgt?

33. Es ist bekannt, dass sich die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion verdoppelt, wenn die Temperatur von 290 auf 300 K ansteigt. Berechnen Sie die Aktivierungsenergie. Wie ändert sich die Geschwindigkeit dieser Reaktion bei 310 K, wenn ein Katalysator in das System eingeführt wird, der die Aktivierungsenergie dieser Reaktion um 10 kJ/mol senkt?

Chemisches Gleichgewicht

1. Bei einer bestimmten Temperatur stellte sich das Gleichgewicht im System 2NO 2 «2NO+O 2 bei Konzentrationen =0,4 mol/l, =0,2 mol/l, =0,1 mol/l ein. Finden Sie die Gleichgewichtskonstante und die Anfangskonzentration von NO 2 , wenn die Anfangssauerstoffkonzentration Null ist. Welche Bedingungen begünstigen die Verschiebung des Gleichgewichts hin zur Bildung von NO, wenn die direkte Reaktion endotherm ist?

2. Die Gleichgewichtskonstante des Systems A + B "C + D ist gleich eins. Wie viel Prozent von Stoff A werden umgewandelt, wenn 3 Mol Stoff A und 5 Mol Stoff B gemischt werden? Welche Bedingungen tragen zur Verschiebung des Gleichgewichts hin zur Bildung von B bei, wenn die direkte Reaktion exotherm ist?

3. Für System

CO (G) + H 2 O (G) "CO 2 (G) + H 2 (G)

0 = 0 = 0,03 mol/l, 0 = 0 = 0. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante, wenn die Gleichgewichtskonzentration von Kohlendioxid 0,01 mol/l beträgt. Welche Bedingungen tragen zur Verschiebung des Gleichgewichts hin zur Bildung von CO bei, wenn die direkte Reaktion endotherm ist?

4. Für System

2NO (G) + Cl 2 (G) "2NOCl (G)

0 = 0,5 mol/l, 0 = 0,2 mol/l, 0 = 0 mol/l. Finden Sie die Gleichgewichtskonstante, wenn bis zu ihrem Auftreten 20 % des Stickoxids reagiert haben. Welche Bedingungen begünstigen die Verschiebung des Gleichgewichts hin zur Bildung von NOCl, wenn die direkte Reaktion exotherm ist?

H 2 (G) + I 2 (G) "2HI (G) ,

wenn 1 Mol Jod und 2 Mol Wasserstoff in ein Gefäß mit einem Fassungsvermögen von 10 Litern (K C \u003d 50) gegeben werden. Welche Bedingungen tragen zur Gleichgewichtsverschiebung hin zur Jodbildung bei, wenn die direkte Reaktion exotherm ist?

6. Für das System CO (G) + H 2 O (G) "CO 2 (G) + H 2 (G), 0 \u003d 0 \u003d 1 mol / l, 0 \u003d 0 \u003d 0. Berechnen Sie die Zusammensetzung der Gleichgewichtsmischung (Vol.-%), wenn die Gleichgewichtskonstante K C =1 ist. Welche Bedingungen begünstigen die Gleichgewichtsverschiebung hin zur Bildung von Wasserstoff, wenn die Rückreaktion exotherm ist?

7. In einem geschlossenen Gefäß läuft die Reaktion AB (D) „A (G) + B (G) ab. Gleichgewichtskonstante K C = 0,04. Ermitteln Sie die Anfangskonzentration von AB, wenn die Gleichgewichtskonzentration von AB 0,02 mol/l beträgt. Welche Bedingungen tragen zur Verschiebung des Gleichgewichts hin zur Bildung von A bei, wenn die Rückreaktion exotherm ist?

8. In einem geschlossenen Gefäß mit einem Volumen von 10 l bei einer Temperatur von 800 ° C wurde ein Gleichgewicht hergestellt CaCO 3 (T) „CaO (T) + CO 2 (G). Gleichgewichtskonstante K P = 300 kPa. Welche Masse an CaCO 3 hat sich zersetzt? Welche Bedingungen tragen zur Verschiebung des Gleichgewichts hin zur Bildung von Kohlendioxid bei, wenn die direkte Reaktion endotherm ist?

9. In einem geschlossenen Gefäß bei einer bestimmten Temperatur wurde ein Gleichgewicht hergestellt Fe (T) + H 2 O (G) „FeO (T) + H 2 (G). Bestimmen Sie den Anteil des umgesetzten Wassers, wenn K P = 1 und der anfängliche Wasserstoffpartialdruck null ist. Welche Bedingungen begünstigen die Gleichgewichtsverschiebung hin zur Bildung von Wasserstoff, wenn die Rückreaktion exotherm ist?

10. Bestimmen Sie die Gleichgewichtskonzentration von Wasserstoff im System 2HI (G) „H 2 (G) + I 2 (G), wenn die Anfangskonzentration von HI 0,05 mol / l und die Gleichgewichtskonstante K C \u003d 0,02 betrug. Welche Bedingungen tragen zur Verschiebung des Gleichgewichts hin zur Bildung von HI bei, wenn die direkte Reaktion endotherm ist?

1. Grundbegriffe und Postulate der chemischen Kinetik

Die chemische Kinetik ist ein Zweig der physikalischen Chemie, der die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen untersucht. Die Hauptaufgaben der chemischen Kinetik sind: 1) Berechnung von Reaktionsgeschwindigkeiten und Bestimmung von kinetischen Kurven, d.h. die Abhängigkeit der Konzentrationen von Reaktanden von der Zeit ( direkte Aufgabe); 2) Bestimmung von Reaktionsmechanismen aus kinetischen Kurven ( umgekehrtes Problem).

Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion beschreibt die Änderung der Konzentrationen von Reaktionspartnern pro Zeiteinheit. Zur Reaktion

a A+ b B+... d D+ e E+...

Reaktionsgeschwindigkeit ist wie folgt definiert:

wobei eckige Klammern die Konzentration eines Stoffes bezeichnen (üblicherweise in mol/l gemessen), t- Zeit; a, b, d, e- stöchiometrische Koeffizienten in der Reaktionsgleichung.

Die Reaktionsgeschwindigkeit hängt von der Art der Reaktanten, ihrer Konzentration, Temperatur und der Anwesenheit eines Katalysators ab. Die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Konzentration wird durch das Grundpostulat der chemischen Kinetik beschrieben - Gesetz der wirkenden Massen:

Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion zu jedem Zeitpunkt ist proportional zu den aktuellen Konzentrationen der Reaktanten potenziert:

,

wo k- Geschwindigkeitskonstante (konzentrationsunabhängig); x, j- einige Nummern, die angerufen werden Reihenfolge der Reaktion von Stoffen A bzw. B. Diese Zahlen haben im Allgemeinen nichts mit den Koeffizienten zu tun a und b in der Reaktionsgleichung. Summe der Exponenten x+ j namens Allgemeine Reaktionsordnung. Die Reihenfolge der Reaktion kann positiv oder negativ, ganzzahlig oder gebrochen sein.

Die meisten chemischen Reaktionen bestehen aus mehreren Stufen, genannt elementare Reaktionen. Eine Elementarreaktion wird üblicherweise als ein einzelner Akt der Bildung oder Spaltung einer chemischen Bindung verstanden, der über die Bildung eines Übergangskomplexes abläuft. Die Anzahl der an einer Elementarreaktion beteiligten Teilchen wird als bezeichnet Molekularität Reaktionen. Es gibt nur drei Arten von Elementarreaktionen: monomolekular (A B + ...), bimolekular (A + B D + ...) und trimolekular (2A + B D + ...). Bei Elementarreaktionen ist die allgemeine Ordnung gleich der Molekularität, und die stofflichen Ordnungen sind gleich den Koeffizienten in der Reaktionsgleichung.

BEISPIELE

Beispiel 1-1. Die Rate der NO-Bildung in der Reaktion 2NOBr (g) 2NO (g) + Br 2(g) beträgt 1,6 . 10 –4 mol/(l.s). Wie hoch sind die Reaktionsgeschwindigkeit und die NOBr-Verbrauchsgeschwindigkeit?

Entscheidung. Per Definition ist die Geschwindigkeit einer Reaktion:

Maulwurf/(l. s).

Aus derselben Definition folgt, dass die NOBr-Verbrauchsrate gleich der NO-Bildungsrate mit umgekehrtem Vorzeichen ist:

mol / (l. s).

Beispiel 1-2. Bei der Reaktion 2. Ordnung A + B D betragen die Anfangskonzentrationen der Stoffe A und B 2,0 mol/l bzw. 3,0 mol/l. Die Reaktionsgeschwindigkeit beträgt 1,2. 10 -3 mol/(l.s) bei [A] = 1,5 mol/l. Berechnen Sie die Geschwindigkeitskonstante und die Reaktionsgeschwindigkeit bei [B] = 1,5 mol/l.

Entscheidung. Nach dem Massenwirkungsgesetz ist die Reaktionsgeschwindigkeit zu jedem Zeitpunkt:

.

Bis [A] = 1,5 mol/l sind 0,5 mol/l der Stoffe A und B umgesetzt, also [B] = 3 – 0,5 = 2,5 mol/l. Die Geschwindigkeitskonstante ist:

L/(Mol.s).

Bis [B] = 1,5 mol/l sind 1,5 mol/l der Stoffe A und B umgesetzt, also [A] = 2 – 1,5 = 0,5 mol/l. Die Reaktionsgeschwindigkeit beträgt:

Maulwurf/(l. s).

AUFGABEN

1-1. Wie wird die Reaktionsgeschwindigkeit der Ammoniaksynthese 1/2 N 2 + 3/2 H 2 \u003d NH 3 durch die Konzentrationen von Stickstoff und Wasserstoff ausgedrückt? (Antworten)

1-2. Wie ändert sich die Geschwindigkeit der Ammoniaksynthesereaktion 1/2 N 2 + 3/2 H 2 \u003d NH 3, wenn die Reaktionsgleichung als N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 geschrieben wird? (Antworten)

1-3. Wie ist die Reihenfolge der Elementarreaktionen: a) Cl + H 2 = HCl + H; b) 2NO + Cl 2 = 2NOCl? (Antworten)

1-4. Welche der folgenden Werte können a) negativ annehmen; b) Bruchwerte: Reaktionsgeschwindigkeit, Reaktionsordnung, Reaktionsmolekularität, Geschwindigkeitskonstante, stöchiometrischer Koeffizient? (Antworten)

1-5. Hängt die Geschwindigkeit einer Reaktion von der Konzentration der Reaktionsprodukte ab? (Antworten)

1-6. Wie oft erhöht sich die Geschwindigkeit der Gasphasen-Elementarreaktion A = 2D bei einer 3-fachen Druckerhöhung? (Antwort)

1-7. Bestimmen Sie die Reaktionsordnung, wenn die Geschwindigkeitskonstante die Dimension l 2 / (mol 2. s) hat. (Antworten)

1-8. Die Geschwindigkeitskonstante der gasförmigen Reaktion 2. Ordnung bei 25°C beträgt 10 3 l/(mol. s). Wie lautet diese Konstante, wenn die kinetische Gleichung als Druck in Atmosphären ausgedrückt wird? (Antwort)

1-9. Für die Gasphasenreaktion n-ter Ordnung nA B drücken die Bildungsgeschwindigkeit von B in Bezug auf den Gesamtdruck aus (Antwort)

1-10. Die Geschwindigkeitskonstanten der Hin- und Rückreaktion betragen 2,2 bzw. 3,8 L/(mol·s). Nach welchen der folgenden Mechanismen können diese Reaktionen ablaufen: a) A + B = D; b) A+B = 2D; c) A = B + D; d) 2A = B. (Antwort)

1-11. Die Zersetzungsreaktion 2HI H 2 + I 2 hat 2. Ordnung mit einer Geschwindigkeitskonstante k= 5,95 . 10 -6 l/(mol.s). Berechnen Sie die Reaktionsgeschwindigkeit bei einem Druck von 1 atm und einer Temperatur von 600 K. (Antwort)

1-12. Die Geschwindigkeit der Reaktion 2. Ordnung A + B D beträgt 2,7 . 10 -7 mol/(l. s) bei Konzentrationen der Substanzen A bzw. B von 3,0. 10 -3 mol/l und 2,0 mol/l. Berechnen Sie die Geschwindigkeitskonstante (Antwort)

1-13. Bei der Reaktion 2. Ordnung A + B 2D betragen die Anfangskonzentrationen der Stoffe A und B jeweils 1,5 mol/L. Die Reaktionsgeschwindigkeit beträgt 2,0. 10 -4 mol/(l.s) bei [A] = 1,0 mol/l. Berechnen Sie die Geschwindigkeitskonstante und die Reaktionsgeschwindigkeit bei [B] = 0,2 mol/l. (Antworten)

1-14. Bei der Reaktion 2. Ordnung A + B 2D betragen die Anfangskonzentrationen der Stoffe A und B 0,5 bzw. 2,5 mol/L. Wie oft ist die Reaktionsgeschwindigkeit bei [A] = 0,1 mol/l kleiner als die Anfangsgeschwindigkeit? (Antworten)

1-15. Die Geschwindigkeit der Gasphasenreaktion wird durch die Gleichung beschrieben w = k. [A] 2 . [B]. Bei welchem ​​Verhältnis zwischen den Konzentrationen A und B ist die anfängliche Reaktionsgeschwindigkeit bei einem festen Gesamtdruck maximal? (Antworten)

2. Kinetik einfacher Reaktionen

In diesem Abschnitt werden wir basierend auf dem Massenwirkungsgesetz kinetische Gleichungen für irreversible Reaktionen ganzzahliger Ordnung aufstellen und lösen.

Reaktionen 0. Ordnung. Die Geschwindigkeit dieser Reaktionen hängt nicht von der Konzentration ab:

,

wobei [A] die Konzentration der Ausgangssubstanz ist. Nullte Ordnung tritt bei heterogenen und photochemischen Reaktionen auf.

Reaktionen 1. Ordnung. Bei Typ-A-B-Reaktionen ist die Geschwindigkeit direkt proportional zur Konzentration:

.

Beim Lösen kinetischer Gleichungen wird häufig folgende Schreibweise verwendet: Anfangskonzentration [A] 0 = a, aktuelle Konzentration [A] = a - x(t), wo x(t) ist die Konzentration des umgesetzten Stoffes A. In diesen Notationen haben die kinetischen Gleichungen für die Reaktion 1. Ordnung und ihre Lösung die Form:

Die Lösung der kinetischen Gleichung wird auch in einer anderen Form geschrieben, die für die Analyse der Reaktionsreihenfolge geeignet ist:

.

Die Zeit, die die Hälfte des Stoffes A zum Zerfall braucht, nennt man Halbwertszeit t 1/2. Sie ist durch die Gleichung definiert x(t1/2) = a/2 und gleich

Reaktionen 2. Ordnung. Bei Reaktionen vom Typ A + B D + ... ist die Geschwindigkeit direkt proportional zum Produkt der Konzentrationen:

.

Anfangskonzentrationen der Substanzen: [A] 0 = a, [B] 0 = b; aktuelle Konzentrationen: [A] = a- x(t), [B] = b - x(t).

Bei der Lösung dieser Gleichung werden zwei Fälle unterschieden.

1) gleiche Anfangskonzentrationen der Stoffe A und B: a = b. Die kinetische Gleichung hat die Form:

.

Die Lösung dieser Gleichung wird in verschiedenen Formen geschrieben:

Die Halbwertszeit der Substanzen A und B ist gleich und gleich:

2) Die Anfangskonzentrationen der Stoffe A und B sind unterschiedlich: a b. Die kinetische Gleichung hat die Form:
.

Die Lösung dieser Gleichung kann wie folgt geschrieben werden:

Die Halbwertszeiten der Substanzen A und B sind unterschiedlich: .

Reaktionen n-ter Ordnung n A D + ... Die kinetische Gleichung hat die Form:

.

Lösung der kinetischen Gleichung:

. (2.1)

Die Halbwertszeit von Substanz A ist umgekehrt proportional zu ( n-1)-ter Grad der Anfangskonzentration:

. (2.2)

Beispiel 2-1. Die Halbwertszeit des radioaktiven Isotops 14 C beträgt 5730 Jahre. Bei archäologischen Ausgrabungen wurde ein Baum gefunden, dessen 14 C-Gehalt 72 % des Normalwerts beträgt. Wie alt ist der Baum?
Entscheidung. Radioaktiver Zerfall ist eine Reaktion 1. Ordnung. Die Geschwindigkeitskonstante ist:

Die Lebensdauer eines Baumes kann aus der Lösung der kinetischen Gleichung ermittelt werden, wobei die Tatsache berücksichtigt wird, dass [A] = 0,72 . [A]0:

Beispiel 2-2. Es wurde festgestellt, dass die Reaktion 2. Ordnung (ein Reagenz) in 92 min bei einer anfänglichen Reagenzkonzentration von 0,24 M zu 75 % vollständig ist. Wie lange dauert es, bis die Reagenzkonzentration unter den gleichen Bedingungen 0,16 M erreicht?
Entscheidung. Wir schreiben die doppelte Lösung der kinetischen Gleichung für eine Reaktion 2. Ordnung mit einem Reagenz:

,

wo nach Konvention a= 0,24 M, t 1 = 92 Minuten, x 1 = 0,75 . 0,24 = 0,18 M, x 2 = 0,24 - 0,16 = 0,08 M. Teilen wir eine Gleichung durch eine andere:

Beispiel 2-3. Für eine Elementarreaktion n A B bezeichnet die Halbwertszeit von A bis t 1/2 und die Abklingzeit von A um 75 % bis t 3/4 . Beweisen Sie, dass das Verhältnis t 3/4 / t 1/2 nicht von der Anfangskonzentration abhängt, sondern nur von der Reaktionsordnung bestimmt wird n.Entscheidung. Wir schreiben die doppelte Lösung der Reaktionsgleichung für die Reaktion n-te Ordnung mit einem Reagenz:

und dividiere einen Ausdruck durch einen anderen. Konstanten k und a aus beiden Ausdrücken wird abgebrochen, und wir erhalten:

.

Dieses Ergebnis lässt sich verallgemeinern, indem man beweist, dass das Verhältnis der Zeiten, für die der Umsatzgrad a und b ist, nur von der Reaktionsordnung abhängt:

.

AUFGABEN

2-2. Die Reaktion erster Ordnung läuft zu 30 % in 7 min ab. Wie lange dauert es, bis die Reaktion zu 99 % abgeschlossen ist? (Antworten)

2-3. Die Halbwertszeit des radioaktiven Isotops 137 Cs, das durch den Unfall von Tschernobyl in die Atmosphäre gelangt ist, beträgt 29,7 Jahre. Nach welcher Zeit wird die Menge dieses Isotops weniger als 1 % des ursprünglichen betragen? (Antworten)

2-4. Die Halbwertszeit des radioaktiven Isotops 90 Sr, das bei Atomtests in die Atmosphäre gelangt, beträgt 28,1 Jahre. Nehmen wir an, der Körper eines Neugeborenen hat 1,00 mg dieses Isotops aufgenommen. Wie viel Strontium verbleibt nach a) 18 Jahren, b) 70 Jahren im Körper, wenn wir davon ausgehen, dass es nicht aus dem Körper ausgeschieden wird? (Antwort)

2-5. Die Geschwindigkeitskonstante für die Reaktion erster Ordnung SO 2 Cl 2 = SO 2 + Cl 2 beträgt 2,2. 10 -5 s -1 bei 320 o C. Wie viel Prozent SO 2 Cl 2 zersetzt sich, wenn es 2 Stunden lang bei dieser Temperatur gehalten wird? (Antwort)

2-6. Re1. Ordnung

2N 2 O 5 (g) 4NO 2 (g) + O 2 (g)

bei 25 °C sind es 3,38. 10 –5 s –1 . Was ist die Halbwertszeit von N 2 O 5 ? Wie hoch ist der Druck im System nach a) 10 s, b) 10 min, wenn der Anfangsdruck 500 mm Hg betrug? Kunst. (Antworten)

2-7. Die Reaktion erster Ordnung wird mit unterschiedlichen Mengen an Ausgangsmaterial durchgeführt. Werden sich die Tangenten an die Anfangsteile der kinetischen Kurven in einem Punkt auf der x-Achse schneiden? Erklären Sie die Antwort. (Antwort)

2-8. Die Reaktion erster Ordnung A 2B läuft in der Gasphase ab. Der Anfangsdruck ist p 0 (B fehlt). Finden Sie die Abhängigkeit des Gesamtdrucks von der Zeit. Nach welcher Zeit steigt der Druck gegenüber dem Anfangsdruck um das 1,5-fache? Wie groß ist die Reaktion zu diesem Zeitpunkt? (Antworten)

2-9. Die Reaktion zweiter Ordnung 2A B läuft in der Gasphase ab. Der Anfangsdruck ist p 0 (B fehlt). Finden Sie die Abhängigkeit des Gesamtdrucks von der Zeit. Nach welcher Zeit sinkt der Druck um das 1,5-fache im Vergleich zum Anfangsdruck? Wie groß ist die Reaktion zu diesem Zeitpunkt? (Antworten)

2-10. Substanz A wurde mit den Substanzen B und C in gleichen Konzentrationen von 1 mol/l gemischt. Nach 1000 s verbleiben 50 % von Stoff A. Wie viel Stoff A bleibt nach 2000 s übrig, wenn die Reaktion: a) null, b) erste, c) zweite, c) dritte allgemeine Ordnung hat? (Antwort)

2-11. Welche der Reaktionen - erster, zweiter oder dritter Ordnung - endet schneller, wenn die Anfangskonzentrationen der Substanzen 1 mol / l betragen und alle Geschwindigkeitskonstanten ausgedrückt in mol / l und s gleich 1 sind? (Antworten)

2-12. Reaktion

CH 3 CH 2 NO 2 + OH – H 2 O + CH 3 CHNO 2 –

hat zweite Ordnung und Geschwindigkeitskonstante k= 39,1 l/(Mol. min) bei 0°C. Es wurde eine Lösung hergestellt, die 0,004 M Nitroethan und 0,005 M NaOH enthielt. Wie lange dauert es, bis 90 % Nitroethan reagiert?

2-13. Die Geschwindigkeitskonstante für die Rekombination von H+ und FG – (Phenylglyoxinat)-Ionen zu einem UFH-Molekül bei 298 K ist k= 10 11,59 l/(mol. s). Berechnen Sie die Zeit, in der die Reaktion zu 99,999 % abgelaufen ist, wenn die Anfangskonzentrationen beider Ionen gleich 0,001 mol/L sind. (Antworten)

2-14. Die Oxidationsgeschwindigkeit von Butanol-1 mit hypochloriger Säure hängt nicht von der Alkoholkonzentration ab und ist proportional zu 2 . Wie lange dauert es, bis die Oxidationsreaktion bei 298 K 90 % erreicht, wenn die Ausgangslösung 0,1 mol/l HClO und 1 mol/l Alkohol enthält? Die Reist k= 24 l/(Mol.min). (Antworten)

2-15. Bei einer bestimmten Temperatur wird eine 0,01 M Lösung von Ethylacetat mit einer 0,002 M NaOH-Lösung in 23 min zu 10 % verseift. Nach wie vielen Minuten ist es mit 0,005 M KOH-Lösung im gleichen Maße verseift? Bedenken Sie, dass diese Reaktion von zweiter Ordnung ist und die Alkalien vollständig dissoziiert sind.

2-16. Die Reaktion zweiter Ordnung A + B P wird in einer Lösung mit Anfangskonzentrationen [A] 0 = 0,050 mol/l und [B] 0 = 0,080 mol/l durchgeführt. Nach 1 h war die Konzentration von Substanz A auf 0,020 mol/l abgesunken. Berechnen Sie die Geschwindigkeitskonstante und die Halbwertszeit beider Substanzen.

SITZUNG 10 10. Klasse(erstes Studienjahr)

Grundlagen der chemischen Kinetik. Zustand des chemischen Gleichgewichts Plan

1. Chemische Kinetik und ihr Untersuchungsgebiet.

2. Die Rate homogener und heterogener Reaktionen.

3. Die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von verschiedenen Faktoren: der Art der Reaktanten, der Konzentration der Reaktanten (Massenwirkungsgesetz), der Temperatur (Van't-Hoff-Regel), dem Katalysator.

4. Reversible und irreversible chemische Reaktionen.

5. Chemisches Gleichgewicht und Bedingungen für seine Verdrängung. Das Prinzip von Le Chatelier.

Der Zweig der Chemie, der die Geschwindigkeiten und Mechanismen chemischer Reaktionen untersucht, wird chemische Kinetik genannt. Eines der Hauptkonzepte in diesem Abschnitt ist das Konzept der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion. Einige chemische Reaktionen laufen fast augenblicklich ab (z. B. die Neutralisationsreaktion in Lösung), andere laufen über Jahrtausende ab (z. B. die Umwandlung von Graphit in Ton während der Verwitterung von Gesteinen).

Die Geschwindigkeit einer homogenen Reaktion ist die Menge eines Stoffes, die pro Zeiteinheit pro Volumeneinheit des Systems eine Reaktion eingeht oder als Ergebnis einer Reaktion entsteht:

Mit anderen Worten, die Geschwindigkeit einer homogenen Reaktion ist gleich der Änderung der molaren Konzentration eines der Reaktanten pro Zeiteinheit. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist ein positiver Wert, daher wird, wenn sie durch eine Änderung der Konzentration des Reaktionsprodukts ausgedrückt wird, ein „+“-Zeichen gesetzt, und wenn sich die Konzentration des Reagenz ändert, ist das Zeichen „–“.

Die Geschwindigkeit einer heterogenen Reaktion ist die Menge eines Stoffes, die pro Zeiteinheit pro Phasenoberflächeneinheit eine Reaktion eingeht oder als Folge einer Reaktion entsteht:

Die wichtigsten Faktoren, die die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflussen, sind die Art und Konzentration der Reaktanten, die Temperatur und das Vorhandensein eines Katalysators.

Beeinflussen die Art der Reagenzien Sie äußert sich darin, dass unter gleichen Bedingungen verschiedene Substanzen unterschiedlich schnell miteinander interagieren, zum Beispiel:

Mit Steigerung Reagenzienkonzentrationen die Anzahl der Kollisionen zwischen Partikeln nimmt zu, was zu einer Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit führt. Quantitativ wird die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Konzentration der Reagenzien durch das Wirkungsgesetz in u u u s u s u s s und s (K. M. Guldberg und P. Waage, 1867; N. I. Beketov, 1865) ausgedrückt. Die Geschwindigkeit einer homogenen chemischen Reaktion bei konstanter Temperatur ist direkt proportional zum Produkt der Konzentrationen der Reaktanten in Potenzen gleich ihren stöchiometrischen Koeffizienten (die Feststoffkonzentrationen werden nicht berücksichtigt), zum Beispiel:

wobei A und B Gase oder Flüssigkeiten sind, k- Reaktionsgeschwindigkeitskonstante, gleich der Reaktionsgeschwindigkeit bei einer Reaktantenkonzentration von 1 mol/l. Konstante k hängt von den Eigenschaften der Reaktanten und der Temperatur ab, hängt jedoch nicht von der Konzentration der Substanzen ab.

Die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von Temperatur wird durch die experimentelle Regel von Van t-Goff (1884) beschrieben. Bei einer Temperaturerhöhung um 10 ° erhöht sich die Geschwindigkeit der meisten chemischen Reaktionen um das 2- bis 4-fache:

wo ist der temperaturkoeffizient.

Katalysator Eine Substanz wird eine Substanz genannt, die die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ändert, aber nicht als Ergebnis dieser Reaktion verbraucht wird. Es gibt positive Katalysatoren (spezifisch und universell), negative (Inhibitoren) und biologische (Enzyme oder Enzyme). Die Änderung der Reaktionsgeschwindigkeit in Gegenwart von Katalysatoren wird genannt Katalyse. Unterscheiden Sie zwischen homogener und heterogener Katalyse. Befinden sich die Reaktanden und der Katalysator im gleichen Aggregatzustand, ist die Katalyse homogen; in verschiedenen - heterogen.

Homogene Katalyse:

heterogene Katalyse:

Der Wirkungsmechanismus von Katalysatoren ist sehr komplex und noch nicht vollständig verstanden. Es gibt eine Hypothese über die Bildung von Zwischenverbindungen zwischen dem Reaktanten und dem Katalysator:

A + Kat. ,

Bei AB + Kat.

Um die Wirkung von Katalysatoren zu verstärken, werden Promotoren verwendet; es gibt auch katalytische Gifte, die die Wirkung von Katalysatoren abschwächen.

Die Geschwindigkeit einer heterogenen Reaktion wird beeinflusst durch Schnittstellengröße(der Feinheitsgrad der Substanz) und die Geschwindigkeit der Zufuhr von Reagenzien und der Entfernung von Reaktionsprodukten von der Grenzfläche.

Alle chemischen Reaktionen werden in zwei Arten unterteilt: reversibel und irreversibel.

Irreversibel sind chemische Reaktionen, die nur in eine Richtung ablaufen., d.h. die Produkte dieser Reaktionen treten nicht miteinander in Wechselwirkung, um die Ausgangsmaterialien zu bilden. Die Bedingungen für die Irreversibilität der Reaktion sind die Bildung eines Niederschlags, eines Gases oder eines schwachen Elektrolyten. Zum Beispiel:

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2 HCl,

K 2 S + 2 HCl \u003d 2 KCl + H 2 S,

HCl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O.

Reversibel sind Reaktionen, die gleichzeitig in Vorwärts- und Rückwärtsrichtung ablaufen., Zum Beispiel:

Wenn eine reversible chemische Reaktion auftritt, hat die Geschwindigkeit der direkten Reaktion zunächst einen maximalen Wert und nimmt dann aufgrund einer Abnahme der Konzentration der Ausgangsstoffe ab. Im Gegensatz dazu hat die Rückreaktion im Anfangsmoment eine minimale Geschwindigkeit, die allmählich zunimmt. Also zu einem bestimmten Zeitpunkt Zustand des chemischen Gleichgewichts bei dem die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion ist. Der Zustand des chemischen Gleichgewichts ist dynamisch - sowohl Hin- als auch Rückreaktionen laufen weiter ab, aber da ihre Geschwindigkeiten gleich sind, ändern sich die Konzentrationen aller Substanzen im Reaktionssystem nicht. Diese Konzentrationen werden Gleichgewicht genannt.

Das Verhältnis der Geschwindigkeitskonstanten der Hin- und Rückreaktion ist eine Konstante und wird Gleichgewichtskonstante genannt ( Zu R ) . Feststoffkonzentrationen sind nicht in den Ausdruck der Gleichgewichtskonstante eingeschlossen. Die Gleichgewichtskonstante einer Reaktion hängt von Temperatur und Druck ab, jedoch nicht von der Konzentration der Reaktanten und vom Vorhandensein eines Katalysators, der sowohl die Hin- als auch die Rückreaktion beschleunigt. Je mehr Zu p, desto höher ist die praktische Ausbeute an Reaktionsprodukten. Wenn ein Zu p > 1, dann überwiegen die Reaktionsprodukte im System; Wenn Zu R< 1, в системе преобладают реагенты.

Das chemische Gleichgewicht ist beweglich, d.h. Wenn sich die äußeren Bedingungen ändern, kann die Geschwindigkeit der Hin- oder Rückreaktion zunehmen. Die Richtung der Gleichgewichtsverschiebung wird durch das vom französischen Wissenschaftler Le Chatelier 1884 formulierte Prinzip bestimmt. Wird auf ein Gleichgewichtssystem ein äußerer Einfluss ausgeübt, so verschiebt sich das Gleichgewicht hin zu der Reaktion, die diesem Einfluss entgegenwirkt. Die Gleichgewichtsverschiebung wird durch Änderungen in der Konzentration von Reagenzien, Temperatur und Druck beeinflusst.

Eine Erhöhung der Konzentration von Edukten und der Entzug von Produkten führen zu einer Verschiebung des Gleichgewichts hin zu einer direkten Reaktion.

Bei Erwärmung des Systems verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der endothermen Reaktion, bei Abkühlung in Richtung der exothermen Reaktion.

Bei Reaktionen mit gasförmigen Stoffen verschiebt eine Druckerhöhung das Gleichgewicht in Richtung einer Reaktion, die mit einer Abnahme der Zahl der Gasmoleküle abläuft. Wenn die Reaktion abläuft, ohne die Anzahl der Moleküle gasförmiger Substanzen zu ändern, beeinflusst eine Druckänderung die Gleichgewichtsverschiebung in keiner Weise.

Aufgabe 325.
Ermitteln Sie den Wert der ReaA + B ⇒ AB, wenn bei Konzentrationen der Substanzen A und B von 0,05 bzw. 0,01 mol / l die Reaktionsgeschwindigkeit 5 beträgt . 10 –5 Mol/(L min).
Entscheidung:
Geschwindigkeit Eine chemische Reaktion wird durch die Gleichung ausgedrückt:

v- , k- Reaktionsgeschwindigkeit konstant

Antworten: 0,1/Mol. Mindest.

Aufgabe 326.
Wie oft ändert sich die Geschwindigkeit der Reaktion 2A + B ⇒ A 2 B, wenn die Konzentration von Stoff A verdoppelt und die Konzentration von Stoff B um das Zweifache verringert wird?
Entscheidung:

v- , k- Reaktionsgeschwindigkeit konstant, [A] und [B] sind die Konzentrationen der Ausgangsstoffe.

Aufgrund einer Erhöhung der Konzentration von Stoff A um das Zweifache und einer Verringerung der Konzentration von Stoff B um das Zweifache wird die Reaktionsgeschwindigkeit durch die Gleichung ausgedrückt:

Beim Vergleich der Ausdrücke für v und v" stellen wir fest, dass sich die Reaktionsgeschwindigkeit um das Zweifache erhöht hat.

Antworten: um das 2fache erhöht.

Aufgabe 327.
Wie oft sollte die Konzentration von Stoff B 2 im System erhöht werden?
2A 2 (g) + B 2 (g) \u003d 2A 2 B, sodass sich die Geschwindigkeit der direkten Reaktion nicht ändert, wenn die Konzentration von Substanz A um das Vierfache abnimmt?
Entscheidung:
Die Konzentration von Substanz A wurde um das 4-fache reduziert. Die Änderung der Konzentration von Substanz B wird mit bezeichnet x. Dann kann vor der Änderung der Konzentration von Substanz A die Reaktionsgeschwindigkeit durch die Gleichung ausgedrückt werden:

v- , k- Reaktionsgeschwindigkeit konstant, [A] und [B] sind die Konzentrationen der Ausgangsstoffe.
Nach Änderung der Konzentration von Substanz A 2 wird die Reaktionsgeschwindigkeit durch die Gleichung ausgedrückt:

Durch die Bedingung des Problems ist v = v" oder

Somit sollte die Konzentration des Stoffes B 2 im System 2A 2 (g) + B 2 (g) \u003d 2A 2 B um das 16-fache erhöht werden, so dass bei einer Abnahme der Konzentration des Stoffes A 2 um das 4-fache die Geschwindigkeit der direkte Reaktion ändert sich nicht.

Antworten: 16 mal.

Aufgabe 328.
Zwei Gefäße mit gleichem Fassungsvermögen werden eingeführt: in das erste - 1 Mol Gas A und 2 Mol Gas B, in das zweite 2 Mol Gas A und 1 Mol Gas B. Die Temperatur in beiden Gefäßen ist gleich. Unterscheidet sich die Reaktionsgeschwindigkeit zwischen den Gasen A und B in diesen Behältern, wenn die Reaktionsgeschwindigkeit ausgedrückt wird durch: a) Gleichung b) Gleichung
Entscheidung:
a) Wenn die Reaktionsgeschwindigkeit durch die Gleichung ausgedrückt wird, schreiben wir unter Berücksichtigung der Konzentrationen der Stoffe A und B in den Gefäßen die Ausdrücke für die Reaktionsgeschwindigkeiten für die Gefäße:

Auf diese Weise,

b) Wenn die Reaktionsgeschwindigkeit durch die Gleichung ausgedrückt wird, schreiben wir unter Berücksichtigung der Konzentrationen der Stoffe A und B in den Gefäßen die Ausdrücke für die Reaktionsgeschwindigkeiten für die Gefäße:

Auf diese Weise,

Antworten: a) nein, b) ja.

Aufgabe 329.
Einige Zeit nach Beginn der Reaktion 3A + B ⇒ 2C+D-Konzentrationen der Substanzen waren: [A] = 0,03 mol/l; [B] = 0,01 mol/l; [C] = 0,008 mol/l. Wie hoch sind die Anfangskonzentrationen der Stoffe A und B?

Entscheidung:
Um die Konzentrationen der Stoffe A und B zu finden, berücksichtigen wir, dass gemäß der Reaktionsgleichung 1 Mol Stoff C aus 3 Mol Stoff A und 1 Mol Stoff B gebildet wird. Da gemäß der Bedingung der Problem, 0,008 Mol Stoff C wurden in jedem Liter des Systems gebildet, dann 0,012 Mol Stoff A (3/2 . 0,008 = 0,012) und 0,004 mol Substanz B (1/2 . 0,008 = 0,004). Somit sind die Anfangskonzentrationen der Stoffe A und B gleich:

[A] 0 = 0,03 + 0,012 = 0,042 mol/l;
[B] 0 = 0,01 + 0,004 = 0,014 mol/L.

Antworten:[A] 0 = 0,042 mol/l; [B] 0 = 0,014 mol/l.

Aufgabe 330.
Im System CO + C1 2 = COC1 2 wurde die Konzentration von 0,03 auf 0,12 Mol/l und die Chlorkonzentration von 0,02 auf 0,06 Mol/l erhöht. Um wie viel hat sich die Geschwindigkeit der Hinreaktion erhöht?
Entscheidung:
Vor dem Ändern der Konzentration kann die Reaktionsgeschwindigkeit durch die Gleichung ausgedrückt werden:

v ist die Reaktionsgeschwindigkeit, k ist die Reaktionsgeschwindigkeitskonstante, [CO] und sind die Konzentrationen der Ausgangsstoffe.

Nach Erhöhung der Konzentration der Reaktanten beträgt die Reaktionsgeschwindigkeit:

Berechnen Sie, wie oft sich die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht hat:

Antworten: 12 mal.

Die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen Der Zweig der Chemie, der die Geschwindigkeit und den Mechanismus chemischer Reaktionen untersucht, wird als chemische Kinetik bezeichnet. Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist die Anzahl elementarer Wechselwirkungen pro Zeiteinheit in einer Reaktionsraumeinheit. Diese Definition gilt sowohl für homogene als auch für heterogene Prozesse. Im ersten Fall ist der Reaktionsraum das Volumen des Reaktionsgefäßes und im zweiten Fall die Oberfläche, auf der die Reaktion stattfindet. Denn während der Wechselwirkung ändern sich die Konzentrationen von Edukten oder Reaktionsprodukten pro Zeiteinheit. In diesem Fall muss die Konzentrationsänderung aller an der Reaktion beteiligten Substanzen nicht überwacht werden, da ihre stöchiometrische Gleichung das Verhältnis zwischen den Konzentrationen der Reagenzien festlegt. Die Konzentration der Reaktanten wird am häufigsten als Molzahl in 1 Liter (mol/l) ausgedrückt. Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt von der Art der Reaktanten, der Konzentration, der Temperatur, der Größe der Kontaktfläche der Substanzen, der Anwesenheit von Katalysatoren und anderen ab. , und sprechen von einer monomolekularen Reaktion; wenn zwei verschiedene Moleküle in einem elementaren Akt zusammenstoßen, hat die Abhängigkeit folgende Form: u - k[A][B], und man spricht von einer bimolekularen Reaktion; stoßen drei Moleküle in einem Elementarakt zusammen, so gilt die Abhängigkeit der Geschwindigkeit von der Konzentration: v - k[A] [B] [C], und man spricht von einer trimolekularen Reaktion. In allen analysierten Abhängigkeiten: v ist die Reaktionsgeschwindigkeit; [A], [B], [C] - Konzentrationen der Reaktanten; k - Proportionalitätskoeffizient; wird als Geschwindigkeitskonstante der Reaktion bezeichnet. v = k, wenn die Konzentrationen der Reaktanten oder ihrer Produkte gleich eins sind. Die Geschwindigkeitskonstante hängt von der Art der Reaktanten und von der Temperatur ab. Die Abhängigkeit der Geschwindigkeit einfacher Reaktionen (d. h. Reaktionen, die durch einen Elementarvorgang ablaufen) von der Konzentration wird durch das 1867 von K. Guldberg und P. Waage aufgestellte Massenwirkungsgesetz beschrieben: Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist direkt proportional zu das Produkt der Konzentration der reagierenden Substanzen potenziert mit ihren stöchiometrischen Koeffizienten. Zum Beispiel für die Reaktion 2NO + 02 = 2N02; v - k2 und wird dreimal zunehmen Finde: Lösung: 1) Schreibe die Reaktionsgleichung: 2CO + 02 = 2CO2. Nach dem Massenwirkungsgesetz ist v - k[C0]2. 2) Bezeichne [CO] = a; = b, dann: v = k a2 b. 3) Bei Erhöhung der Konzentration der Ausgangsstoffe um den Faktor 3 erhalten wir: [CO] = 3a, a = 3b. 4) Berechnen Sie die Reaktionsgeschwindigkeit u1: - k9a23b - k27a% a if k27 D2b 27 v k a2b Antwort: 27 mal. Beispiel 3 Wie oft erhöht sich die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion bei einer Temperaturerhöhung um 40 °C, wenn der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit 3 ​​beträgt? Gegeben: Bei \u003d 40 ° C Y - 3 Finden: 2 Lösung: 1) Nach der Van't-Hoff-Regel: h-U vt2 \u003d vh y 10, 40 und - vt\u003e 3 10 - vt -81. 2 1 1 Antwort: 81 mal. a Beispiel 4 Die Reaktion zwischen den Substanzen A und B verläuft nach dem Schema 2A + B * » C. Die Konzentration der Substanz A beträgt 10 mol / l und der Substanz B - b mol / l. Die Rebeträgt 0,8 l2 4 mol „2 sec“1. Berechnen Sie die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion im Anfangsmoment sowie in dem Moment, in dem 60 % des Stoffes B im Reaktionsgemisch verbleiben Gegeben: k - 0,8 l2 mol "2 sec" 1 [A] = 10 mol / l [B] = 6 mol / l Finde: "Anfang! ^ Lösung: 1) Finde die Reaktionsgeschwindigkeit im Anfangsmoment: v - k [A] 2 [B], r> \u003d 0,8 102 b - 480 mol - l Sek „1. Start 2) Nach einiger Zeit verbleiben noch 60 % des Stoffes B im Reaktionsgemisch Dann: Also [B] verringert um: 6 - 3,6 = 2,4 mol / l. 3) Aus der Reaktionsgleichung folgt, dass die Substanzen A und B im Verhältnis 2: 1 miteinander interagieren, daher nahm [A] um 4,8 mol / l ab und wurde gleich: [A] \u003d 10 - 4,8 \u003d 5,2 mol/l. 4) Wir berechnen, wenn: d) \u003d 0,8 * 5,22 3,6 \u003d 77,9 mol l "1 * s" 1. Antwort: r>Anfang ~ 480 mol l sec "1, r / \u003d 77,9 mol l-1 sec" 1. Beispiel 5 Die Reaktion bei einer Temperatur von 30°C läuft in 2 Minuten ab. Wie lange dauert es, bis diese Reaktion bei einer Temperatur von 60 °C beendet ist, wenn in einem bestimmten Temperaturbereich der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit 2 beträgt? Gegeben: t1 \u003d 30 ° С t2 \u003d 60 ° С 7 \u003d 2 t \u003d 2 min \u003d 120 s Finden Sie: h Lösung: 1) Gemäß der Van't-Hoff-Regel: vt - \u003d y u 1 vt - \u003d 23 \u003d 8. Vt 2) Die Reaktionsgeschwindigkeit ist umgekehrt proportional zur Reaktionszeit, daher: Antwort: t=15s. Fragen und Aufgaben zur selbstständigen Lösung 1. Definieren Sie die Reaktionsgeschwindigkeit. Nennen Sie Beispiele für Reaktionen, die mit unterschiedlichen Geschwindigkeiten ablaufen. 2. Der Ausdruck für die wahre Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion, die bei einem konstanten Volumen des Systems auftritt, wird wie folgt geschrieben: dC v = ±--. d t Geben Sie an, in welchen Fällen ein positives und in welchen Fällen ein negatives Vorzeichen auf der rechten Seite des Ausdrucks erforderlich ist. 3. Welche Faktoren bestimmen die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion? 4. Was wird als Aktivierungsenergie bezeichnet? Welcher Faktor beeinflusst die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion? 5. Was erklärt den starken Anstieg der Reaktionsgeschwindigkeit mit steigender Temperatur? 6. Definieren Sie das Grundgesetz der chemischen Kinetik - das Massenwirkungsgesetz. Von wem und wann wurde es formuliert? 7. Wie nennt man die Geschwindigkeitskonstante einer chemischen Reaktion und von welchen Faktoren hängt sie ab? 8. Was ist ein Katalysator und wie beeinflusst er die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion? 9. Nennen Sie Beispiele für Prozesse, die Inhibitoren verwenden. 10. Was sind Promotoren und wo werden sie eingesetzt? 11. Welche Substanzen werden als „katalytische Gifte“ bezeichnet? Nennen Sie Beispiele für solche Substanzen. 12. Was ist homogene und heterogene Katalyse? Geben Sie Beispiele für Prozesse, die ihre katalytischen Prozesse verwenden. 13. Wie ändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit 2CO + O2 = 2CO2, wenn das Volumen des Gasgemisches um das Zweifache reduziert wird? 14. Wie oft erhöht sich die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion bei einem Temperaturanstieg von 10 ° C auf 40 ° C, wenn bekannt ist, dass bei einem Temperaturanstieg um 10 ° C die Reaktionsgeschwindigkeit um das Zweifache zunimmt ? 15. Die Reaktionsgeschwindigkeit A + B \u003d C erhöht sich bei einer Temperaturerhöhung um jeweils 10 ° C um das Dreifache. Um wie viel Mal erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit, wenn die Temperatur um 50 °C steigt? 16. Wie oft erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit der Wechselwirkung von Wasserstoff und Brom, wenn die Konzentrationen der Ausgangsstoffe um das 4-fache erhöht werden? 17. Wie oft erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit bei einer Temperaturerhöhung um 40 ° C (y \u003d 2)? 18. Wie ändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit 2NO + 02 ^ 2N02, wenn sich der Druck im System verdoppelt? 19. Wie oft sollte die Wasserstoffkonzentration im System N2 + 3H2^ 2NH3 erhöht werden, damit sich die Reaktionsgeschwindigkeit um das 125-fache erhöht? 20. Die Reaktion zwischen Stickoxid (II) und Chlor verläuft nach der Gleichung 2NO + C12 2NOC1; wie sich die Reaktionsgeschwindigkeit ändert mit einer Erhöhung von: a) der Konzentration von Stickstoffmonoxid zweimal; b) Chlorkonzentration verdoppelt; c) die Konzentration beider Stoffe verdoppelt? . 21. Bei 150°C ist eine gewisse Reaktion in 16 Minuten abgeschlossen. Berechnen Sie unter der Annahme eines Temperaturkoeffizienten von 2,5, wie lange es dauert, bis dieselbe Reaktion bei 80 °C endet. 22. Um wie viel Grad sollte die Temperatur erhöht werden, damit sich die Reaktionsgeschwindigkeit um das 32-fache erhöht. Der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit beträgt 2,23. Bei 30°C läuft die Reaktion in 3 Minuten ab. Wie lange dauert die gleiche Reaktion bei 50 °C, wenn der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit 3 ​​beträgt. 24. Bei einer Temperatur von 40 °C dauert die Reaktion 36 Minuten und bei 60 °C - 4 Minuten. Berechnen Sie den Temperaturkoeffizienten der Reaktionsgeschwindigkeit. 25. Die Reaktionsgeschwindigkeit bei 10 °C beträgt 2 mol/l. Berechnen Sie die Geschwindigkeit dieser Reaktion bei 50 °C, wenn der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit 2 beträgt.