Klasyczne maturalne zadania obliczeniowych z kinetyki, w których nie następuje zmiana temperatury można podzielić na trzy warianty. W zasadzie każde trudniejsze zadanie obliczeniowe z kinetyki (klasyczne , maturalne) można rozwiązywać w ten sam sposób –przez napisanie wyrażeń na szybkości reakcji w danym momencie i podzielenie przez siebie.
Dla niektórych reakcji chemicznych wyznaczenie równania kinetycznego opiera się na danych eksperymentalnych. Do tego typu przemian należy proces opisany poniższym równaniem chemicznym:
\[2NO^{g} + 2H_{2}^{g} \rightleftarrows N_{2}^{g} + 2H_{2}O^{g}\]
Dla reakcji w stałych warunkach izobaryczno – izotermicznych wyznaczono poniższe dane kinetyczne zapisane w tabeli. Stężenia początkowe wyrażono w \(mol·dm^{- 3}\) , zaś szybkość reakcji w \(mol·dm^{- 3}·s^{- 1}\)
| Numer eksperymentu | \[\lbrack NO\rbrack_{0}\] | \[\left\lbrack H_{2} \right\rbrack_{0}\] | Szybkość reakcji chemicznej |
|---|---|---|---|
| \[1\] | \[0.01\] | \[0.01\] | \[0.006\] |
| \[2\] | \[0.02\] | \[0.03\] | \[0.144\] |
| \[3\] | \[0.01\] | \[0.02\] | \[0.012\] |
Wyznacz równanie kinetyczne oraz stałą szybkości
W zadaniu mamy podane szybkości reakcji przy różnych stężeniach, mamy również podane wartości stężenia. Celem jest wyznaczyć kinetyczne równanie reakcji – czyli w praktyce α i β w równaniu kinetycznym
Ten typ rozpoczynamy od zapisania wyrażenia na szybkości reakcji (na maturze nie spotkałem się żeby były inne reagenty niż substraty, ale mogą one wystąpić z informacją wstępną)
\[v = k\lbrack NO\rbrack^{\alpha}\left\lbrack H_{2} \right\rbrack^{\beta}\]
Po wstawieniu danych i stężeń dostajemy trzy równania
\[v_{1} = 0.006 = k\ {0.01}^{\alpha}\ {0.01}^{\beta}\]
\[v_{2} = 0.144 = k\ {0.02}^{\alpha}{0.03}^{\beta}\]
\[v_{3} = 0.012 = k\ {0.01}^{\alpha}{0.02}^{\beta}\]
W sumie możemy to zadanie traktować jako układ trzech równań o trzech niewiadomych \(k,\alpha\ i\ \beta\)
Dane zwykle są tak dobrane, aby dzielenie przez siebie dwóch, odpowiednio wybrane, szybkości oraz wyrażeń na nie przez siebie, , spowodowało skrócenie wszystkich zmiennych za wyjątkiem jednego ze współczynników reagentów. Oczywiście w przypadku analizowanego zadania są to szybkości reakcji \(v_{1}\ i\ v_{3}\) , podzielenie innych przez siebie prowadzi do równania, w którym będziemy mieć jedną zmienną:
\[\frac{v_{3}}{v_{1}} = \frac{k\ {0.01}^{\alpha}{0.02}^{\beta}}{k\ {0.01}^{\alpha}\ {0.01}^{\beta}} = \frac{0.012}{0.006}\]
Wykorzystując prawa działań na potęgach
\[\frac{{0.02}^{\beta}}{{0.01}^{\beta}} = \left( \frac{0.02}{0.01} \right)^{\beta} = 2^{\beta} = 2\]
Obliczamy β
\[\beta = 1\]
otrzymując tym samym jeden z rzędów.
następnie wstawiamy go do poprzednich wyrażeń na szybkości reakcji:
\[v_{1} = 0.006 = k\ {0.01}^{\alpha}\ {0.01}^{1}\]
\[v_{2} = 0.144 = k\ {0.02}^{\alpha}{0.03}^{1}\]
\[v_{3} = 0.012 = k\ {0.01}^{\alpha}{0.02}^{1}\]
Kolejno dzielimy szybkości reakcji przez siebie tak, aby pozostał drugi z wyznaczanych rzędów (w tym wypadku \(\alpha\) ). Możemy podzielić przez siebie \(v_{1}i\ v_{2}\) lub \(v_{2}\ i\ v_{3}\) . Dla pierwszego wariantu \(v_{1}i\ v_{2}\) dostajemy
\[\frac{v_{2}}{v_{1}} = \frac{k\ {0.02}^{\alpha}{0.03}^{1}}{k\ {0.01}^{\alpha}\ {0.01}^{1}} = \frac{0.144}{0.006}\]
\[\left( \frac{0.02}{0.01} \right)^{\alpha}·\frac{0.03}{0.01} = \frac{0.144}{0.006}\]
\[2^{\alpha}·3 = 24\]
\[2^{\alpha} = 8 = 2^{3}\]
\[\alpha = 3\]
Dzieląc przez siebie \(v_{1}\) i \(v_{3}\) również uzyskamy wartość \(\alpha = 3\)
Mamy wyznaczone rzędy reakcji i tym samym równanie kinetyczne
\[v = k\lbrack NO\rbrack^{3}\lbrack H_{2}\rbrack\]
Reakcja jest więc \(3\) . rzędu względem \(NO\) oraz \(1\) . rzędu względem \(H_{2}\) . Sumarycznie rząd reakcji wynosi \(3 + 1 = 4\) .
Obliczanie wartości, a szczególnie jednostki stałej szybkości reakcji \(k\) jest wybitnie nieprzyjemną rzeczą, aby trochę sobie ułatwić możemy wykonywać oddzielnie obliczenia i oddzielnie rachunek jednostek. Dodatkowo, jednostka stałej \(k\) zależy niestety od rzędu reakcji, co powoduje, że praktycznie za każdym razem powinniśmy obliczyć ją oddzielnie. Uzyskanie wartości liczbowej tej stałej oczywiście polega na wstawieniu wartości liczbowych do uprzednio wyznaczonego równania kinetycznego:
\[v = k\lbrack NO\rbrack^{3}\lbrack H_{2}\rbrack\]
Wstawiając wartości liczbowe np. z pierwszego doświadczenia dostajemy:
\[0.006 = k\ (0.01)^{3}(0.01)\]
\[6·10^{- 3} = k·10^{- 8}\]
\[6·10^{5} = k\]
Oczywiście wartość stałej \(k\) nie powinna zależeć od tego, którego doświadczenia użyje do obliczeń jej wartości.
Rachunek jednostek wykonujemy oddzielnie z uwagi na to, że dla każdego rzędu reakcji jednostka stałej k jest inna więc trzeba ją wyznaczyć. Dla równania kinetycznego:
\[v = k\lbrack NO\rbrack^{3}\lbrack H_{2}\rbrack\]
Jednostką szybkości \(v_{reakcji}\) zawsze jest \(\frac{\frac{mol}{dm^{3}}}{s} = \frac{mol}{dm^{3}}\frac{1}{s}\) , gdyż szybkość reakcji możemy zdefiniować jako zmianę stężenia w czasie \(\frac{\partial\lbrack A\rbrack}{\partial t}\ \) . Jednostką stężenia jest jak dobrze wiemy \(\frac{mol}{dm^{3}}\) (lub dla ciśnienia \(Pa\) ), natomiast jednostką czasu jest sekunda. Analogicznie rozważając przez szybkość reakcji jako zmianę ciśnienia w czasie wówczas jednostką jest to \(\frac{Pa}{s}.\)
Wstawiając te jednostki do wyrażenia na szybkość reakcji \(v = k\lbrack NO\rbrack^{3}\left\lbrack H_{2} \right\rbrack\) dostajemy:
\[\left\lbrack \frac{mol}{dm^{3}s} = k\left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{3}\left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{1} \right\rbrack\]
Przekształcając wyrażenie powyżej otrzymujemy jednostkę stałej \(k\)
\[\frac{mol}{dm^{3}s} = k\left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{4}\]
\[\frac{\frac{mol}{dm^{3}s}}{\left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{4}} = \frac{\frac{mol}{dm^{3}s}}{\frac{mol^{4}}{dm^{12}}} = k\]
\[\frac{mol}{dm^{3}s}·\left( \frac{dm^{12}}{mol^{4}} \right) = k\]
\[\frac{dm^{9}}{mol^{3}s} = k\]
Łącząc jednostkę i obliczoną wcześniej wartość otrzymujemy
\[k = 6·10^{5}\frac{dm^{9}}{mol^{3}s}\]
Jednostka stałej \(k\) jest uzależniona tylko i wyłącznie od rzędu danej reakcji, co możemy przedstawić w tabeli:
| Rząd całkowity | 0 | 1 | 2 | 3 |
|---|---|---|---|---|
| \[k\] | \[\frac{mol}{dm^{3}}·\frac{1}{s}\] | \[\frac{1}{s}\] | \[\frac{dm^{3}}{mol}·\frac{1}{s}\] | \[\frac{dm^{6}}{mol^{2}}·\frac{1}{s}\] |
Ogólnie, jeżeli albo mamy problem z wyprowadzeniem jednostki stałej albo wolimy posługiwać się wzorem możemy zastosować ogólny wzór na jednostkę stałej \(k\) uzależnionej od rzędu reakcji:
\[k = \left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{1 - rzad_{calk}}·\frac{1}{s}\]
Np. Dla czwartego rzędu otrzymujemy
\[k = \left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{1 - 4}·\frac{1}{s} = \left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{- 3}·\frac{1}{s} = \frac{1}{\left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{3}}·\frac{1}{s} = \frac{1}{\frac{mol^{3}}{dm^{9}}}·\frac{1}{s} = \frac{dm^{9}}{mol^{3}}·\frac{1}{s}\]
Jednocześnie wiedząc, jaka jest jednostka stałej \(k\) jesteśmy w stanie powiedzieć, którego rzędu jest reakcja, najłatwiej korzystając z równania:
\[k = \left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{1 - rzad_{calk}}·\frac{1}{s}\]
Np. podaj rząd reakcji, której stała reakcji wynosi \(3.14\ \frac{\sqrt{dm^{3}}}{\sqrt{mol}}·\frac{1}{s}\) . Rozpoczynamy od zapisu wyrażenia na jednostkę stałej
\[k = \left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{1 - rzad_{calk}}·\frac{1}{s} = \frac{\sqrt{dm^{3}}}{\sqrt{mol}}·\frac{1}{s}\]
Kolejno skracamy człon \(\frac{1}{s}\ \) oraz korzystamy z własności funkcji potęgowej:
\[\sqrt{a} = a^{\frac{1}{2}}\]
\[\left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{1 - rzad_{calk}}·\frac{1}{s} = \frac{\sqrt{dm^{3}}}{\sqrt{mol}}·\frac{1}{s}\]
\[\left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{1 - rzad_{calk}} = \sqrt{\frac{dm^{3}}{mol}}\]
\[\left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{1 - rzad_{calk}} = \left( \frac{dm^{3}}{mol} \right)^{\frac{1}{2}}\]
Wykorzystując właściwości potęgowania \(a = \left( \frac{1}{a} \right)^{- 1}\) dostajemy:
\[\left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{1 - rzad_{calk}} = \left( \frac{mol}{dm^{3}} \right)^{- \frac{1}{2}}\]
Porównując wykładniki potęg w myśl, że jeżeli \(a^{b} = a^{c}\overset{\ }{\Leftrightarrow}\ b = c\)
\[1 - rzad_{calk} = - \frac{1}{2}\]
Dostajemy, iż
\[rzad_{calk} = 1\frac{1}{2}\]
Drugi typem zadań są zadania oparte o zmianę ilości moli reagentów w trakcie trwania procesu– Ogólnie w zadaniu tym musimy powinniśmy mieć podane mole, znać równanie chemiczne i kinetyczne analizowanej reakcji. Zadania tego typu są ogólnie jest zadaniami w stylu reakcji zatrzymanej, a więc robimy je tabelką. Charakterystycznym określeniem używanym w zadaniu jest „w chwili/ momencie” – określenie jasno mówi, że mam jedną reakcję, a stężenia oraz mole reagentów spadają w trakcie reakcji przez przereagowanie.
Przykładem zadania tego typu jest:
Pewna reakcja chemiczna:
\[2A + B \rightarrow C\]
Przebiega w temperaturze 298 K według równania kinetycznego: \(v = k{·c}_{a}^{2}·c_{B}\) . Stała szybkości \(k\) opisanej przemiany w temperaturze 298 K jest równa \(6.7·10^{3}dm^{6}·mol^{- 2}s^{- 1}\) . Początkowe stężenie substancji \(A\) wynosiło \(4\ mol·dm^{- 3}\) , a początkowe stężenie substancji \(B\) było równe \(3\ mol·dm^{- 3}\) .Oblicz szybkość opisanej reakcji w momencie, którym przereagowało \(50\%\) początkowej ilości substancji \(B\) .
Zadanie rozpoczynamy od powiązania zmiany stężenia substratów A i B. W tym celu najłatwiej jest zrobić tabelkę, analogicznie do zadań w których substraty nie reagują całkowicie:
| \[V = const\] | A | B | C |
|---|---|---|---|
| \[c^{0}\] | \[4\] | \[3\] | |
| \[\Delta c\] | \[- 2x\] | \[- x\] | \[+ 2x\] |
| \[c^{k}\] | \[4 - 2x\] | \[3 - x\] | \[+ 2x\] |
Zgodnie z treścią zadania przereagowało 50% początkowej ilości reagenta B, co możemy powiązać z zmianą \(x\) :
\[\frac{x}{3} = 0.5 \rightarrow x = 1.5\]
Wstawiając tę wartość do tabelki obliczamy stężenia końcowe każdego z reagentów:
| \[V = const\] | A | B | C |
|---|---|---|---|
| \[c^{k}\] | \[4 - 2·1.5 = 1\] | \[3 - 1.5 = 1.5\] | \[+ 2x = 3\] |
I kolejno możemy obliczyć szybkość reakcji końcowej używając odpowiedniego wzoru:
\[v_{k} = k\lbrack A\rbrack^{2}\lbrack B\rbrack = 6.7·10^{3}·1^{1}·1.5 = 10.05·10^{3}\frac{mol}{dm^{3}}·\frac{1}{s}\]
Trudniejszym wariantem jest zadanie:
Zmieszano dwa reagenty A (2 mol) B (3mol). Znając równanie chemiczne zachodzącej reakcji: \(A + 2B \rightarrow C\) oraz równanie kinetyczne: \(v = k\lbrack A\rbrack\lbrack B\rbrack\) , oblicz jaka była wydajność reakcji w momencie w którym szybkość reakcji była równa \(\frac{1}{10}\) szybkości początkowej. Objętość układu reakcyjnego była niezmienna w trakcie procesu.
Zadanie rozpoczynam od powiązania ze sobą ilości reagujących moli reagentów:
| A | B | C | |
|---|---|---|---|
| \[n^{0}\] | \[2\] | \[3\] | \[0\] |
| \[\Delta n\] | \[- x\] | \[- 2x\] | \[+ x\] |
| \[n^{k}\] | \[2 - x\] | \[3 - 2x\] | \[x\] |
W tym wypadku nie jestem w stanie ustalić, jakie były końcowe ilości moli, muszę pozostawić te wartości uzależnione od niewiadomej \(x\) .
Kolejno zapisuje wyrażenie na szybkości reakcji początkowej i końcowej:
\[v = k\lbrack A\rbrack\lbrack B\rbrack\]
Wstawiam dane z tabelki dla obu warunków (początkowych i końcowych) otrzymuję, jednocześnie pamiętam, iż stężenie molowe to ilość moli podzielona na objętość układu:
\[v_{0} = k\left\lbrack A_{0} \right\rbrack\lbrack B_{0}\rbrack = k\frac{n_{A}^{0}}{V}\frac{n_{B}^{0}}{V} = k\frac{2}{V}\frac{3}{V}\]
\[v_{k} = k\left\lbrack A_{k} \right\rbrack\left\lbrack B_{k} \right\rbrack = k\frac{2 - x}{V}\frac{3 - 2x}{V}\]
Postępując klasycznie dla zadań z kinetyki, a więc dzieląc przez siebie wyrażenia na szybkości reakcji początkowej i końcowej:
\[\frac{v_{k}}{v_{0}} = \frac{k\frac{2 - x}{V}\frac{3 - 2x}{V}}{k\frac{2}{V}\frac{3}{V}} = \frac{1}{10}\]
Widzę, iż skracają się obie niewiadome – zarówno objętość \(V\) jak stała szybkości reakcji \(k\) , dostaje więc równanie jednej zmiennej – \(x\) :
\[\frac{(2 - x)(3 - 2x)}{6} = \frac{1}{10}\]
\[(2 - x)(3 - 2x) = 0.6\]
\[\mathbf{x = 1.15}\ lub\ x = 2.35\]
W tym wypadku mimo, iż uzyskałem obie wartości dodatnie, używam wartości 1.15. Wartość 2.35 doprowadziłaby do ujemnej ilości moli zarówno dla substratu \(A\) jak i \(B\) :
| T =t | A | B | C |
|---|---|---|---|
| \[n^{0}\] | \[2\] | \[3\] | \[0\] |
| \[dn\] | \[- x\] | \[- 2x\] | \[+ x\] |
| \[n^{k}\] | \[2 - 1.15 = 0.85\] | \[3 - 2·1.15 = 0.7\] | \[x = 1.15\] |
Widzę, iż otrzymałem wtedy 1.15 mola C
Natomiast dla całkowitego przereagowania reagenta użytego w niedomiarze, – czyli \(B\) jestem w stanie obliczyć uzyskaną ilość moli \(C\) :
| T =nieskonczonosc | A | B | C |
|---|---|---|---|
| \[n^{0}\] | \[2\] | \[3\] | \[0\] |
| \[dn\] | \[- x\] | \[- 2x\] | \[+ x\] |
| \[n^{k}\] | \[2 - x = 0.5\] | \[3 - 2x = 0\] | \[x = 1.5\] |
Widzę, iż dla całkowitego przereagowania uzyskam \(1.5\ mola\ C\)
Wówczas mogę obliczyć wydajność, jako stosunek moli \(C\) , które uzyskałem dla warunków podanych w zadaniu do ilości moli, które uzyskałbym dla całkowitego przereagowania:
\[W = \frac{n_{C}^{prakt}}{n_{C}^{teo}} = \frac{1.15}{1.5}·100\% = 77\%\]
Trzecim typem zadań jest zadanie, w którym mam obliczyć zmianę szybkości reakcji na skutek zmiany ciśnienia, objętości lub stężeń całego układu lub jednego z reagentów lub w drugą stronę – jak musi zmienić się stężenie, objętość lub ciśnienie, aby nastąpiła ilokrotna zmiana szybkości reakcji.
W zadaniach tego typu należy wykorzystywać zależności pomiędzy stężeniem reagenta, ciśnieniem i objętością. Z równania Clapeyrona wynika:
\[pV = nRT \rightarrow p = \frac{n}{V}RT = cRT\]
\[p \uparrow to\ c \uparrow\]
A więc stężenie danego reagenta jest proporcjonalne do ciśnienia tego reagenta, dla reagentów gazowych. Oczywiście wzrost objętości powoduje spadek stężenia:
\[V \uparrow to\ c \downarrow\]
Co najłatwiej wyobrazić sobie jako spadek stężenia drinka na skutek rozcieńczania go.
Rozważmy zadanie:
Mamy reakcje opisaną równanie kinetycznym \(v = k\lbrack A\rbrack\lbrack B\rbrack^{2}\) Ile krotnie muszę zmniejszyć objętość, aby reakcja zaszła 10 razy szybciej, pod warunkiem ze oba reagenty są gazowe.
Najpierw zapisuje wyrażenie na szybkość początkową:
\[v_{0} = k\left\lbrack A_{0} \right\rbrack\left\lbrack B_{0} \right\rbrack^{2}\]
Następnie zapisuje wyrażenie związane ze zmianą stężeń
\[V\ spada\ x\ razy \rightarrow c\ wzrasta\ x\ razy\ (obu\ reagentów)\]
\[\left\lbrack A_{k} \right\rbrack = x\left\lbrack A_{0} \right\rbrack;\ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \left\lbrack B_{k} \right\rbrack = x\ \left\lbrack B_{0} \right\rbrack\]
W kolejnym kroku zapisuje wyrażenie na szybkość końcową reakcji i wstawiam do niej uprzednio wyprowadzone wzory na zmianę stężeń. Należy tutaj szczególną uwagę zwrócić na nawiasy, gdyż kwadrat przy stężeniu \(B\) działa zarówno na stężenie jak i na człon \(x\ \) :
\[v_{k} = k\left\lbrack A_{k} \right\rbrack\left\lbrack B_{k} \right\rbrack^{2} = k\ x\left\lbrack A_{0} \right\rbrack\left( x\left\lbrack B_{0} \right\rbrack \right)^{2} = kx^{3}\left\lbrack A_{0} \right\rbrack\left\lbrack B_{0} \right\rbrack^{2} = v_{k}\]
W ostatnim kroku dzielę przez siebie wyprowadzone wyrażenia na szybkości reakcji, dostając równanie, którego wynikiem będzie odpowiedź do zadania:
\[v_{k} = 10v_{0} \rightarrow \frac{v_{k}}{v_{0}} = 10\]
\[\frac{v_{k}}{v_{0}} = \frac{kx^{3}\left\lbrack A_{0} \right\rbrack\left\lbrack B_{0} \right\rbrack^{2}}{k\left\lbrack A_{0} \right\rbrack\left\lbrack B_{0} \right\rbrack^{2}} = 10\]
\[x^{3} = 10\]
\[x = \sqrt[3]{10}\]
W roztworze alkilowo – wodnym zawierającym bromometan oraz wodorotlenek sodu przebiega reakcja opisana równaniem:
\[CH_{3}Br + OH^{-} \rightarrow CH_{3}OH + Br^{-}\]
Zależność szybkości tej reakcji od stężeń reagentów przedstawia równanie kinetyczne:
\[v = k·c_{CH_{3}Br}·c_{OH^{-}}\]
W temperaturze 55°C wartość \(k\) jest równa \(2.14·10^{- 2}\ dm^{3}mol^{- 1}s^{- 1}\)
Opisaną reakcję otrzymywania metanolu prowadzono w jednakowej temperaturze w dwóch roztworach (I i II) o równej początkowej liczbie moli jonów \(OH^{-}\) i bromometanu. Wskutek użycia większej ilości rozpuszczalnika objętość roztworu II była dwukrotnie większa. Trzej uczniowie – oznaczeni jako \(A,\ B\ i\ C\) - sformułowani wnioski dotyczące wpływu różnicy objętości roztworów na początkową szybkość reakcji. Wnioski poszczególnych uczniów zapisano w tabeli.
| Uczeń | Wniosek |
|---|---|
| A | Początkowa szybkość reakcji w roztworze I jest dwukrotnie większa od początkowej szybkości reakcji w rozworze II |
| B | Początkowa szybkość reakcji w roztworze I jest czterokrotnie większa od początkowej szybkości reakcji w rozworze II |
| C | Początkowa szybkość reakcji w roztworze I jest taka sama jak początkowa szybkość reakcji w rozworze II |
Rozstrzygnij, który uczeń sformułował poprawny wniosek, odpowiedź uzasadnij.
Zadanie rozpoczynam od napisania wyrażenia na szybkość początkową reakcji
\[v_{0} = k\left\lbrack CH_{3}Br_{0} \right\rbrack\left\lbrack OH_{0}^{-} \right\rbrack\]
Następnie zapisuje jak mi się zmieniają stężenia reagentów na skutek rozcieńczania
\[V\ wzrasta\ 2\ razy \rightarrow c\ spada\ 2\ razy\ (obu\ reagentów)\]
\[\left\lbrack CH_{3}Br_{K} \right\rbrack = \frac{\left\lbrack CH_{3}Br_{0} \right\rbrack}{2};\ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \lbrack OH_{K}^{-}\rbrack = \frac{\left\lbrack OH_{0}^{-} \right\rbrack}{2}\]
Kolejno zapisuje wyrażenia na szybkość drugiego procesu po zmianie stężeń wstawiając zależności z poprzedniego podpunktu:
\[v_{k} = k\left\lbrack CH_{3}Br_{K} \right\rbrack\lbrack OH_{K}^{-}\rbrack = k\ \frac{\left\lbrack CH_{3}Br_{0} \right\rbrack}{2}\frac{\left\lbrack OH_{0}^{-} \right\rbrack}{2}\]
W ostatnim kroku dzielę obie szybkości reakcji przez siebie:
\[\frac{v_{K}}{v_{0}} = \frac{k\ \frac{\left\lbrack CH_{3}Br_{0} \right\rbrack}{2}\frac{\left\lbrack OH_{0}^{-} \right\rbrack}{2}}{k\left\lbrack CH_{3}Br_{0} \right\rbrack\left\lbrack OH_{0}^{-} \right\rbrack} = \frac{1}{4}\]
W trzecim typie zadań należy upewnić się, że objętość układu, stężenie, czy ciśnienie dotyczy wszystkich reagentów (a nie tylko jednego) oraz uważać na to żeby nie pomylić tego typu z drugim typem czyli reakcją przerwaną. Dla drugiego typu mamy jedną reakcję, w której stężenia czy ilości moli reagentów powiązane są przez stosunki stechiometryczne reagentów, takim charakterystycznym zwrotem jest, że zbadano reakcję w „pewnym momencie”. Dla tego sformułowania jasnym jest, że dotyczy jednej reakcji , w przeciwieństwie do omawianego trzeciego typu zadań, gdzie są minimum dwie reakcje przeprowadzone oddzielnie.