Temperatura i brzina reakcije
Na fiksnoj temperaturi reakcija je moguća ako molekule koje međusobno djeluju imaju određenu količinu energije. Arrhenius je to nazvao višak energije energija aktivacije , i same molekule aktiviran.
Prema Arrheniusu konstanta brzine k i aktivacijsku energiju E a povezani su relacijom koja se naziva Arrheniusova jednadžba:
Ovdje A je predeksponencijalni faktor, R je univerzalna plinska konstanta, T je apsolutna temperatura.
Dakle, pri konstantnoj temperaturi, brzina reakcije određuje E a. Više E a, teme manji broj aktivnih molekula i reakcija se odvija sporije. Prilikom smanjenja E a povećava se brzina i E a= 0 reakcija se odvija trenutno.
Vrijednost E a karakterizira prirodu tvari koje reagiraju i određuje se eksperimentalno iz ovisnosti k = f(T). Zapisujući jednadžbu (5.3) u logaritamskom obliku i rješavajući je za konstante na dvije temperature, nalazimo E a:
γ je temperaturni koeficijent brzine kemijska reakcija. Van't Hoffovo pravilo ima ograničenu primjenu, budući da vrijednost γ ovisi o temperaturi i izvan regije E a= 50–100 kJ ∙ mol–1 ovo pravilo uopće nije ispunjeno.
Na sl. 5.4 može se vidjeti da se energija utrošena na prijenos početnih proizvoda u aktivno stanje (A * - aktivirani kompleks) zatim potpuno ili djelomično ponovno emitira tijekom prijelaza u konačne proizvode. Razlika između energija početnog i finalni proizvodi određuje Δ H reakcija koja ne ovisi o energiji aktivacije.
Dakle, na putu od početnog do konačnog stanja sustav mora prevladati energetsku barijeru. Samo aktivne molekule koje u trenutku sudara posjeduju potreban višak energije jednak E a, može prevladati ovu barijeru i stupiti u kemijsku interakciju. Kako temperatura raste, udio aktivnih molekula u reakcijskom mediju raste.
Preeksponencijalni množiteljA karakterizira ukupni broj sudari. Za reakcije s jednostavnim molekulama A blizu teorijske magnitude sudara Z, tj. A = Z izračunato iz kinetičke teorije plinova. Za složene molekule A ≠ Z, pa je potrebno uvesti sterički faktor P:
Ovdje Z je broj svih sudara, P je udio prostorno povoljnih sudara (poprima vrijednosti od 0 do ), je udio aktivnih, tj. energetski povoljnih sudara.
Dimenzija konstante brzine dobiva se iz relacije
Analizirajući izraz (5.3), dolazimo do zaključka da postoje dvije osnovne mogućnosti za ubrzanje reakcije:
a) povećanje temperature,
b) smanjenje aktivacijske energije.
Zadaci i testovi na temu "Kemijska kinetika. Temperatura i brzina reakcije"
- Brzina kemijske reakcije. Katalizatori - Klasifikacija kemijskih reakcija i zakonitosti njihova tijeka 8.–9
Lekcija: 5 zadataka: 8 kvizova: 1
Brzina kemijske reakcije ovisi o temperaturi, a kako temperatura raste, brzina reakcije raste. Nizozemski znanstvenik Van't Hoff pokazao je da se pri porastu temperature za 10 stupnjeva brzina većine reakcija povećava 2-4 puta;
VT 2 = VT 1 *y (T2-T1)/10
Gdje su VT 2 i VT 1 brzine reakcije na temperaturama T 2 i T 1; y je temperaturni koeficijent brzine reakcije, koji pokazuje koliko se puta povećala brzina reakcije s porastom temperature za 10 K.
Pri koncentraciji reaktanta od 1 mol/l brzina reakcije brojčano je jednaka konstanti brzine k. Zatim jednadžba pokazuje da konstanta brzine ovisi o temperaturi na isti način kao i brzina procesa.
3. Napiši varijantu reakcije eliminacije (eliminacije) uz oslobađanje halogenovodika.
C2H5Cl \u003d C2H4 + HCl
Ulaznica broj 4
1. Što je " atomska masa», « molekularna masa”, “mol tvari” i što se uzima kao jedinica atomske mase (a.m.u.)?
ATOMSKA MASA - masa atoma u jedinicama atomske mase (a.m.u.). po jedinici a. e. m., prihvaća se 1/12 mase izotopa ugljika-12.
a.u.m. \u003d 1/12 m 12 6 C \u003d 1,66 * 10 -24
MOLEKULARNA TEŽINA - molarna masa spoja, prema 1/12 molekulska masa atom ugljika-12.
MOL - količina tvari koja sadrži isti broj čestica ili strukturnih jedinica (atoma, iona, molekula, radikala, elektrona, ekvivalenata itd.) kao u 12 a. npr. izotop ugljik-12.
Formula za povećanje brzine reakcije u prisutnosti katalizatora.
Možete promijeniti vrijednost Ea (energije aktivacije) pomoću katalizatora. Tvari koje sudjeluju ali se ne troše u procesu reakcije nazivaju se katalizatori. Sama ova pojava naziva se kataliza. Povećanje brzine reakcije u prisutnosti katalizatora određeno je formulom
Ovisno o tome je li katalizator u istoj fazi kao i reaktanti ili tvori samostalnu fazu, govori se o homogenoj ili heterogenoj katalizi. Mehanizam katalitičkog djelovanja kod njih nije isti, no u oba slučaja dolazi do ubrzanja reakcije zbog smanjenja Ea. Postoji niz specifičnih katalizatora – inhibitora koji smanjuju brzinu reakcije.
gdje su parametri katalitičkog procesa, V, k, Ea- nekatalitički proces.
Napiši reakcije izgaranja ugljika anorganske tvari u kisiku, označavajući oksidacijsko i redukcijsko sredstvo, kao i oksidacijsko stanje ugljika prije i poslije reakcije.
C - redukcijsko sredstvo, proces oksidacije
O - oksidacijsko sredstvo, redukcijski proces
Ulaznica broj 5
1. Što je "elektronegativnost", "valencija", "oksidacijsko stanje" elementa i koja su osnovna pravila za njihovo određivanje?
OKSIDACIJSKO STANJE - uvjetni naboj atoma elementa, dobiven pod pretpostavkom da se spoj sastoji od iona. Može biti pozitivan, negativan, nula, razlomak i označava se arapskim brojem sa znakom "+" ili "-" u obliku gornjeg desnog indeksa simbola elementa: C 1-, O 2-, H + , Mg 2+, N 3-, N 5+, Cr 6+ .
Za određivanje oksidacijskog stanja (s. o.) elementa u spoju (ionu) koriste se sljedeća pravila:
1 V jednostavne tvari(H2, S8, P4) s. oko. jednaka nuli.
2 Konstanta str. oko. imaju alkalne (E+) i zemnoalkalne (E2+) elemente, kao i fluor P-.
3 Vodik u većini spojeva ima s. oko. H + (H2O, CH4, HC1), u hidridima - H-(-NaH, CaH2); S. oko. kisik, u pravilu, jednak je -2 (O2-), u peroksidima (-O-O-) - 1 (O-).
4 U binarnim spojevima nemetala negativni str. oko. dodijeljen elementu s desne strane).
5 Algebarski zbroj str. oko. molekula je nula, ion - njegov naboj.
Sposobnost atoma da veže ili zamijeni određeni broj drugih atoma naziva se VALENCIJA. Mjera valencije je broj atoma vodika ili kisika vezanih za element, pod uvjetom da je vodik jedno-, a kisik dvovalentan.
Povećanje brzine reakcije s povećanjem temperature obično se karakterizira temperaturnim koeficijentom brzine reakcije, brojem koji pokazuje koliko puta se brzina dane reakcije povećava s povećanjem temperature sustava za 10 °C. Temperaturni koeficijent različite reakcije su različite. Na običnim temperaturama, njegova vrijednost za većinu reakcija je u rasponu od 2 ... 4.
Temperaturni koeficijent se određuje u skladu s tzv. "van't Hoffovim pravilom", koje se matematički izražava jednadžbom
v 2 /v 1 = g ( T 2 – T 1)/10 ,
gdje v 1 i v 2 – brzine reakcije pri temperaturama T 1 i T 2; g je temperaturni koeficijent reakcije.
Tako, na primjer, ako je g = 2, tada za T 2 - T 1 = 50°C v 2 /v 1 = 2 5 = 32, tj. reakcija se ubrzala 32 puta, a to ubrzanje ni na koji način ne ovisi o apsolutnim vrijednostima T 1 i T 2 ali samo na njihovu razliku.
energija aktivacije, razlika između vrijednosti prosječne energije čestica (molekula, radikala, iona itd.) koje ulaze u elementarni čin kemijske reakcije i prosječne energije svih čestica u sustavu koji reagira. Za razne kemijske reakcije E. i. jako varira - od nekoliko do ~ 10 J. / mol. Za istu kemijsku reakciju vrijednost E. a. ovisi o vrsti funkcija raspodjele molekula u smislu energija njihovog translatornog gibanja i unutarnjih stupnjeva slobode (elektronički, vibracijski, rotacijski). Kao statistička vrijednost E. a. treba razlikovati od energije praga, odnosno energetske barijere - minimalne energije koju jedan par čestica koje se sudaraju mora imati da bi se dogodila određena elementarna reakcija.
Arrheniusova jednadžba, temperaturna ovisnost konstante brzine do elementarna kem. reakcije:
gdje je A predeksponencijalni faktor (dimenzija je ista kao dimenzija k), E a-aktivacijska energija, obično prihvaća pozitivnu. vrijednosti, T-aps. temperatura, k-Boltzmannova konstanta. Uobičajeno je citirati E a po molekuli. i na broj čestica N A\u003d 6,02 * 10 23 (Avogadrova konstanta) i izraženo u kJ / mol; u tim slučajevima, u Arrheniusovoj jednadžbi, vrijednost k zamijenite plinsku konstantu R. Grafikon 1nk u odnosu na 1 /kT(Arrheniusov dijagram) - ravna crta čiji je negativni nagib određen aktivacijskom energijom E a a karakterizira pozitivno. temperaturna ovisnost do.
Katalizator - Kemijska tvar, koji ubrzava reakciju, ali nije dio produkata reakcije. Količina katalizatora, za razliku od drugih reagensa, ne mijenja se nakon reakcije. Važno je razumjeti da je katalizator uključen u reakciju. Pružanje više brza staza za reakciju, katalizator reagira s početnim materijalom, rezultirajući intermedijarni spoj prolazi kroz transformacije i konačno se dijeli na produkt i katalizator. Tada katalizator ponovno reagira s početnim materijalom, a taj se katalitički ciklus ponavlja mnogo puta (do milijun puta) [ izvor?] se ponavlja.
Katalizatori se dijele na homogena i heterogena. Homogeni katalizator je u istoj fazi s reaktantima, heterogeni tvori samostalnu fazu odvojenu sučeljem od faze u kojoj se nalaze reaktanti. Tipični homogeni katalizatori su kiseline i baze. Kao heterogeni katalizatori koriste se metali, njihovi oksidi i sulfidi.
Reakcije istog tipa mogu se odvijati i s homogenim i s heterogenim katalizatorima. Dakle, uz kisele otopine, one koje imaju svojstva kiselinačvrsti Al 2 O 3 , TiO 2 , ThO 2 , alumosilikati, zeoliti. Heterogeni katalizatori osnovnih svojstava: CaO, BaO, MgO.
Heterogeni katalizatori, u pravilu, imaju visoko razvijenu površinu, za koju su raspoređeni na inertnoj podlozi (silikagel, glinica, aktivni ugljen itd.).
Za svaku vrstu reakcije djelotvorni su samo određeni katalizatori. Pored već navedenih kiselo-bazni, postoje katalizatori redoks; karakterizira ih prisutnost prijelaznog metala ili njegovog spoja (Co +3, V 2 O 5 + MoO 3). U ovom slučaju, kataliza se provodi promjenom oksidacijskog stanja prijelaznog metala.
Raspršeni sustav- to su tvorevine dviju ili više faza (tijela) koje se uopće ili praktički ne miješaju i međusobno kemijski ne reagiraju. Prva od tvari disperzirana faza) je fino raspoređen u drugom ( disperzijski medij). Ako ima više faza, one se mogu fizički odvojiti jedna od druge (centrifugiranjem, separacijom i sl.).
Obično su disperzni sustavi koloidne otopine, solovi. U disperzne sustave spada i slučaj čvrstog disperznog medija u kojem se nalazi disperzna faza.
Najviše opća klasifikacija disperzni sustavi na temelju razlike u agregatno stanje disperzijski medij i disperzna faza. Kombinacije tri vrste agregatnog stanja omogućuju razlikovanje devet vrsta disperznih sustava. Radi sažetosti, obično se označavaju razlomkom, čiji brojnik označava disperznu fazu, a nazivnik označava disperzijski medij, na primjer, za sustav "plin u tekućini", usvojena je oznaka G/L.
koloidne otopine. Koloidno stanje je karakteristično za mnoge tvari ako njihove čestice imaju veličinu od 1 do 500 nm. To je lako pokazati ukupna površina te su čestice ogromne. Ako pretpostavimo da čestice imaju oblik lopte promjera 10 nm, onda uz ukupni volumen ovih čestice 1 cm 3 imat će
površine oko 10 m2. Kao što je ranije spomenuto, površinski sloj karakterizira površinska energija i sposobnost adsorpcije određenih čestica, uključujući ione
iz rješenja. Karakteristična značajka koloidnih čestica je prisutnost naboja na njihovoj površini zbog selektivne adsorpcije iona. Koloidna čestica ima složenu strukturu. Uključuje jezgru, adsorbirane ione, kontrain i otapalo. Postoje liofilni (vodič.
rofilni) koloidi, u kojima otapalo stupa u interakciju s jezgrama čestica, ilnofobni (hidrofobni) koloidi, u kojima otapalo ne stupa u interakciju s jezgrama
čestice. Otapalo ulazi u sastav hidrofobnih čestica samo kao solvatna ljuska adsorbiranih iona ili u prisutnosti stabilizatora (tenzida) koji imaju liofobni i liofilni dio.
Evo nekoliko primjera koloidnih čestica:
Kako. vidljivo je da se jezgra sastoji od električki neutralnog agregata čestica s adsorbiranim ionima elemenata koji čine jezgru (u ovim primjerima ioni Ag +, HS-, Fe 3+). Koloidna čestica, osim jezgre, ima protuione i molekule otapala. Adsorbirani ioni i protuioni tvore adsorbirani sloj s otapalom. Ukupni naboj čestice jednak je razlici naboja adsorbiranih iona i protuiona. Oko čestica nalazi se difuzni sloj iona, čiji je naboj jednak broju koloidne čestice. Koloidne čestice i difuzni slojevi tvore električki neutralnu micelu
Micele(deminutiv od lat. tinjac- particle, grain) - čestice u koloidnim sustavima, sastoje se od vrlo male jezgre netopljive u određenom mediju, okružene stabilizirajućom ljuskom adsorbiranih iona i molekula otapala. Na primjer, micela arsenovog sulfida ima strukturu:
((As 2 S 3) m nHS − (n-x)H + ) x- xH +
Prosječna veličina micele od 10 −5 do 10 −7 cm.
Zgrušavanje- razdvajanje koloidne otopine na dvije faze - otapalo i želatinoznu masu, odnosno zgušnjavanje otopine kao rezultat zgrubljivanja čestica otopljene tvari
Peptizacija - proces prijelaza koloidnog taloga ili gela u koloidnu otopinu pod djelovanjem tekućine ili njoj dodanih tvari koje talog ili gel dobro adsorbira, u ovom slučaju nazivaju se peptizatori (na primjer, peptizacija masti pod djelovanje žuči).
Peptizacija - odvajanje agregata čestica gelova (želea) ili rastresitih sedimenata pod utjecajem određenih tvari - peptizatora nakon koagulacije koloidnih otopina. Kao rezultat peptizacije, talog (ili gel) prelazi u suspendirano stanje.
RJEŠENJA, jednofazni sustavi koji se sastoje od dvije ili više komponenti. Prema agregatnom stanju otopine mogu biti čvrste, tekuće i plinovite.
Topljivost, sposobnost tvari da s drugom tvari (ili tvarima) tvori homogene smjese s disperziranom raspodjelom komponenata (vidi Otopine). Obično se otapalo smatra tvari koja postoji u svom čistom obliku u istom agregatnom stanju kao i nastala otopina. Ako su prije otapanja obje tvari bile u istom agregatnom stanju, otapalom se smatra tvar prisutna u smjesi u znatno većoj količini.
Topljivost je određena fizikalnim i kemijskim afinitetom molekula otapala i otopljene tvari, omjer energija međudjelovanjem homogenih i raznorodnih komponenti otopine. U pravilu su dobro topljivi jedni u drugima, slični fizički. i kem. svojstva materije (empirijsko pravilo "slično se otapa u sličnom"). Konkretno, tvari koje sadrže polarne molekule, i tvari sa tip iona veze dobro sol. u polarnim otapalima (voda, etanol, tekući amonijak), a nepolarne tvari dobro se otapaju. u nepolarnim otapalima (benzen, ugljikov disulfid).
Topljivost određene tvari ovisi o temperaturi i tlaku, što odgovara općem principu pomicanja ravnoteže (vidi Le Chatelier-Brownov princip). Koncentracija zasićene otopine u danim uvjetima brojčano određuje R. tvari u određenom otapalu i naziva se još. topljivost. Prezasićene otopine sadrže veću količinu otopljene tvari nego što odgovara njezinoj topivosti, postojanje prezasićenih otopina posljedica je kinetike. poteškoće kristalizacije (vidi Podrijetlo nove faze). Za karakterizaciju topljivosti slabo topljivih tvari koristi se produkt aktivnosti PA (za otopine koje su po svojim svojstvima bliske idealnim, proizvod topljivosti PR).
Iz kvalitativnih razmatranja jasno je da bi se brzina reakcija trebala povećavati s porastom temperature, jer u tom slučaju raste energija čestica koje se sudaraju i povećava se vjerojatnost da će tijekom sudara doći do kemijske transformacije. Za kvantitativni opis utjecaja temperature u kemijskoj kinetici koriste se dvije osnovne relacije - van't Hoffovo pravilo i Arrheniusova jednadžba.
Van't Hoffovo pravilo leži u činjenici da se pri zagrijavanju za 10 ° C brzina većine kemijskih reakcija povećava za 2-4 puta. Matematički, to znači da brzina reakcije ovisi o temperaturi na način potencije:
, (4.1)
gdje je temperaturni koeficijent brzine ( = 24). Van't Hoffovo pravilo je vrlo grubo i primjenjivo samo u vrlo ograničenom rasponu temperatura.
Mnogo je točnije Arrheniusova jednadžba koji opisuje temperaturnu ovisnost konstante brzine:
, (4.2)
gdje R- univerzalna plinska konstanta; A- predeksponencijalni faktor, koji ne ovisi o temperaturi, već je određen samo vrstom reakcije; E A - energija aktivacije, što se može okarakterizirati kao neka energija praga: grubo rečeno, ako je energija čestica koje se sudaraju manja od E A, tada se reakcija neće dogoditi tijekom sudara ako energija premaši E A, doći će do reakcije. Energija aktivacije ne ovisi o temperaturi.
Grafička ovisnost k(T) kako slijedi:
Na niskim temperaturama kemijske reakcije gotovo se ne događaju: k(T) 0. Pri vrlo visokim temperaturama konstanta brzine teži graničnoj vrijednosti: k(T)A. To odgovara činjenici da su sve molekule kemijski aktivne i da svaki sudar dovodi do reakcije.
Energija aktivacije može se odrediti mjerenjem konstante brzine na dvije temperature. Jednadžba (4.2) implicira:
. (4.3)
Točnije, energija aktivacije se određuje iz vrijednosti konstante brzine na nekoliko temperatura. Za to je Arrheniusova jednadžba (4.2) napisana u logaritamskom obliku
i zapišite eksperimentalne podatke u koordinate ln k - 1/T. Tangens nagiba rezultirajuće ravne linije je - E A / R.
Za neke reakcije, predeksponencijalni faktor samo malo ovisi o temperaturi. U ovom slučaju, tzv eksperimentalna energija aktivacije:
. (4.4)
Ako je predeksponencijalni faktor konstantan, tada je eksperimentalna energija aktivacije jednaka Arrheniusovoj energiji aktivacije: E op = E A.
Primjer 4-1. Koristeći Arrheniusovu jednadžbu, procijenite pri kojim temperaturama i energijama aktivacije vrijedi van't Hoffovo pravilo.
Riješenje. Predstavimo van't Hoffovo pravilo (4.1) kao potencnu ovisnost konstante brzine:
,
gdje B - konstantno. Usporedimo ovaj izraz s Arrheniusovom jednadžbom (4.2), uzimajući vrijednost ~ e = 2.718:
.
Uzmimo prirodni logaritam oba dijela ove približne jednakosti:
.
Diferencirajući dobiveni odnos s obzirom na temperaturu, nalazimo željeni odnos između energije aktivacije i temperature:
Ako energija aktivacije i temperatura približno zadovoljavaju ovaj odnos, tada se van't Hoffovo pravilo može koristiti za procjenu učinka temperature na brzinu reakcije.
Primjer 4-2. Reakcija prvog reda na 70°C je 40% dovršena za 60 minuta. Na kojoj temperaturi će reakcija biti 80% gotova za 120 min ako je aktivacijska energija 60 kJ/mol?
Riješenje. Za reakciju prvog reda, konstanta brzine izražava se u smislu stupnja pretvorbe kako slijedi:
,
gdje je a = x/a- stupanj transformacije. Zapisujemo ovu jednadžbu na dvije temperature, uzimajući u obzir Arrheniusovu jednadžbu:
gdje E A= 60 kJ/mol, T 1 = 343K, t 1 = 60 min, a 1 = 0,4, t 2 = 120 min, a 2 = 0,8. Podijelite jednu jednadžbu s drugom i uzmite logaritam:
Zamjenom gornjih količina u ovaj izraz, nalazimo T 2 \u003d 333 K \u003d 60 o C.
Primjer 4-3. Brzina bakterijske hidrolize ribljih mišića udvostručuje se pri prelasku s temperature od -1,1 o C na temperaturu od +2,2 o C. Ocijenite energiju aktivacije ove reakcije.
Riješenje. Povećanje brzine hidrolize za 2 puta je zbog povećanja konstante brzine: k 2 = 2k jedan . Energija aktivacije u odnosu na konstante brzine na dvije temperature može se odrediti iz jednadžbe (4.3) s T 1 = t 1 + 273,15 = 272,05 K T 2 = t 2 + 273,15 = 275,35K:
130800 J/mol = 130,8 kJ/mol.
4-1. Pomoću van't Hoffova pravila izračunajte na kojoj će temperaturi reakcija završiti nakon 15 minuta, ako je na 20 °C potrebno 2 sata. Temperaturni koeficijent brzine je 3. (odgovor)
4-2. Vrijeme poluraspada tvari na 323 K je 100 minuta, a na 353 K 15 minuta. Odredite temperaturni koeficijent brzine (odgovor).
4-3. Kolika treba biti energija aktivacije da bi se brzina reakcije povećala 3 puta s porastom temperature za 10 0 C a) pri 300 K; b) na 1000 K? (odgovor)
4-4. Reakcija prvog reda ima aktivacijsku energiju od 25 kcal/mol i predeksponencijalni faktor 5 . 10 13 sek -1 . Na kojoj će temperaturi vrijeme poluraspada ove reakcije biti: a) 1 min; b) 30 dana? (odgovor)
4-5. U kojem od ta dva slučaja konstanta brzine reakcije raste više puta: pri zagrijavanju od 0 o C do 10 o C ili pri zagrijavanju od 10 o C do 20 o C? Obrazložite svoj odgovor pomoću Arrheniusove jednadžbe. (Odgovor)
4-6. Energija aktivacije neke reakcije je 1,5 puta veća od energije aktivacije druge reakcije. Kada se zagrije od T 1 do T 2 konstanta brzine druge reakcije se povećala a jednom. Koliko se puta povećala konstanta brzine prve reakcije pri zagrijavanju od T 1 do T 2? (odgovor)
4-7. Konstanta brzine složene reakcije izražava se u smislu konstanti brzine elementarnih koraka kako slijedi:
Izrazite aktivacijsku energiju i predeksponencijalni faktor složene reakcije preko odgovarajućih veličina vezanih uz elementarne stupnjeve. (Odgovor)
4-8. NA ireverzibilna reakcija 1. red 20 min na 125 o C, stupanj pretvorbe polaznog materijala bio je 60%, a na 145 o C isti stupanj pretvorbe postignut je za 5,5 min. Nađite konstante brzine i energiju aktivacije ove reakcije. (Odgovor)
4-9 (prikaz, ostalo). Reakcija 1. reda na temperaturi od 25 ° C je završena za 30% u 30 minuta. Na kojoj temperaturi će reakcija biti 60% gotova za 40 minuta ako je aktivacijska energija 30 kJ/mol? (Odgovor)
4-10 (prikaz, stručni). Reakcija 1. reda na temperaturi od 25 ° C je završena za 70% u 15 minuta. Na kojoj temperaturi će reakcija biti 50% gotova za 15 minuta ako je aktivacijska energija 50 kJ/mol? (Odgovor)
4-11 (prikaz, stručni). Konstanta brzine reakcije prvog reda je 4,02. 10 -4 s -1 pri 393 K i 1,98 . 10 -3 s -1 pri 413 K. Izračunajte predeksponencijalni faktor za ovu reakciju. (Odgovor)
4-12 (prikaz, stručni). Za reakciju H 2 + I 2 2HI, konstanta brzine na temperaturi od 683 K je 0,0659 l / (mol. min), a na temperaturi od 716 K - 0,375 l / (mol. min). Nađite energiju aktivacije te reakcije i konstantu brzine pri temperaturi od 700 K. (Odgovor)
4-13 (prikaz, ostalo). Za reakciju 2N 2 O 2N 2 + O 2, konstanta brzine na temperaturi od 986 K je 6,72 l / (mol. min), a na temperaturi od 1165 K - 977,0 l / (mol. min). Nađite energiju aktivacije te reakcije i konstantu brzine pri temperaturi od 1053,0 K. (Odgovor)
4-14 (prikaz, ostalo). Trikloroacetatni ion u ionizirajućim otapalima koja sadrže H + razlaže se prema jednadžbi
H + + CCl 3 COO - CO 2 + CHCl 3
Korak koji određuje brzinu je monomolekularno cijepanje C-C veze u trikloroacetatnom ionu. Reakcija se odvija u prvom redu, a konstante brzine imaju sljedeće vrijednosti: k= 3,11. 10 -4 s -1 na 90 o C, k= 7,62. 10 -5 s -1 pri 80 o C. Izračunajte a) energiju aktivacije, b) konstantu brzine pri 60 o C. (odgovor)
4-15 (prikaz, ostalo). Za reakciju CH 3 COOC 2 H 5 + NaOH * CH 3 COONa + C 2 H 5 OH, konstanta brzine na temperaturi od 282,6 K je 2,307 l / (mol. min), a na temperaturi od 318,1 K - 21,65 l/(mol. min). Nađite energiju aktivacije te reakcije i konstantu brzine pri temperaturi od 343 K. (Odgovor)
4-16 (prikaz, ostalo). Za reakciju C 12 H 22 O 11 + H 2 O C 6 H 12 O 6 + C 6 H 12 O 6, konstanta brzine na temperaturi od 298,2 K je 0,765 l / (mol. min), a na temperaturi od 328,2 K - 35,5 l/(mol min). Nađite energiju aktivacije te reakcije i konstantu brzine pri temperaturi od 313,2 K. (Odgovor)
4-17 (prikaz, ostalo). Tvar se razgrađuje u dva paralelna puta s konstantama brzine k 1 i k 2. Kolika je razlika između energija aktivacije ove dvije reakcije, ako je pri 10 o C k 1 /k 2 = 10, a na 40 o C k 1 /k 2 = 0,1? (odgovor)
4-18 (prikaz, ostalo). U dvjema reakcijama istog reda razlika u energijama aktivacije je E 2 - E 1 = 40 kJ/mol. Na temperaturi od 293 K omjer konstanti brzine je k 1 /k 2 \u003d 2. Na kojoj će temperaturi konstante brzine postati jednake? (Odgovor)
4-19 (prikaz, ostalo). Razgradnja aceton dikarboksilne kiseline u vodenoj otopini je reakcija prvog reda. Konstante brzine ove reakcije izmjerene su na različitim temperaturama:
Izračunajte aktivacijsku energiju i predeksponencijalni faktor. Koliki je poluživot na 25°C?
Problem 336.
Na 150°C neka reakcija je gotova za 16 minuta. Uzimajući temperaturni koeficijent brzine reakcije jednak 2,5, izračunajte koliko dugo će ova reakcija završiti ako se provodi: a) pri 20 0 °S; b) na 80°C.
Riješenje:
Prema van't Hoffovom pravilu, ovisnost brzine o temperaturi izražava se jednadžbom:
v t i k t - brzina i konstanta brzine reakcije na temperaturi od t°C; v (t + 10) i k (t + 10) iste vrijednosti na temperaturi (t + 10 0 C); - temperaturni koeficijent brzine reakcije, čija vrijednost za većinu reakcija leži u rasponu od 2 - 4.
a) S obzirom da je brzina kemijske reakcije pri danoj temperaturi obrnuto proporcionalna trajanju njezina tijeka, podatke navedene u uvjetu zadatka zamijenimo formulom koja kvantitativno izražava van't Hoffovo pravilo, dobivamo :
b) Budući da se ova reakcija odvija uz pad temperature, tada je pri danoj temperaturi brzina ove reakcije izravno proporcionalna trajanju njezina tijeka, podatke navedene u uvjetu zadatka zamijenimo formulom koja kvantitativno izražava van't Hoffovo pravilo, dobivamo:
Odgovor: a) pri 200 0 S t2 = 9,8 s; b) pri 80 0 S t3 = 162 h 1 min 16 s.
Problem 337.
Hoće li se promijeniti vrijednost konstante brzine reakcije: a) pri zamjeni jednog katalizatora drugim; b) kada se mijenjaju koncentracije reaktanata?
Riješenje:
Konstanta brzine reakcije je vrijednost koja ovisi o prirodi reaktanata, o temperaturi i prisutnosti katalizatora, a ne ovisi o koncentraciji reaktanata. Ona može biti jednaka brzini reakcije u slučaju kada su koncentracije reaktanata jednake jedinici (1 mol/l).
a) Kada se jedan katalizator zamijeni drugim, brzina određene kemijske reakcije će se promijeniti ili povećati. Ako se koristi katalizator, povećat će se brzina kemijske reakcije, a time će se povećati i vrijednost konstante brzine reakcije. Promjena vrijednosti konstante brzine reakcije također će se dogoditi kada se jedan katalizator zamijeni drugim, što će povećati ili smanjiti brzinu ove reakcije u odnosu na originalni katalizator.
b) Kada se promijeni koncentracija reaktanata, promijenit će se vrijednosti brzine reakcije, a vrijednost konstante brzine reakcije neće se promijeniti.
Problem 338.
Ovisi li toplinski učinak reakcije o njezinoj energiji aktivacije? Obrazloži odgovor.
Riješenje:
Toplinski učinak reakcije ovisi samo o početnom i konačnom stanju sustava i ne ovisi o međufazama procesa. Aktivacijska energija je višak energije koji moraju imati molekule tvari da bi njihovim sudarom došlo do stvaranja nove tvari. Energija aktivacije može se mijenjati podizanjem ili snižavanjem temperature, odnosno snižavanjem ili povećanjem. Katalizatori smanjuju aktivacijsku energiju, a inhibitori je smanjuju.
Dakle, promjena aktivacijske energije dovodi do promjene brzine reakcije, ali ne i do promjene topline reakcije. Toplinski učinak reakcije je stalna vrijednost i ne ovisi o promjeni aktivacijske energije za određenu reakciju. Na primjer, reakcija stvaranja amonijaka iz dušika i vodika je:
Ova reakcija je egzotermna, > 0). Reakcija se odvija uz smanjenje broja molova reagirajućih čestica i broja molova plinovite tvari, koji dovodi sustav iz manje stabilnog stanja u stabilnije, entropija se smanjuje,< 0. Данная реакция в обычных условиях не протекает (она возможна только при достаточно низких температурах). В присутствии катализатора энергия активации уменьшается, и скорость реакции возрастает. Но, как до применения катализатора, так и в присутствии его тепловой эффект реакции не изменяется, реакция имеет вид:
Problem 339.
Za koju je reakciju, izravnu ili obrnutu, energija aktivacije veća ako izravna reakcija teče uz oslobađanje topline?
Riješenje:
Razlika između energija aktivacije izravne i obrnute reakcije jednaka je toplinskom učinku: H \u003d E a (pr.) - E a (arr.) . Ova reakcija se odvija uz oslobađanje topline, tj. je egzotermna,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a (npr.)< Е а(обр.) .
Odgovor: E a (npr.)< Е а(обр.) .
Problem 340.
Koliko će se puta povećati brzina reakcije koja se odvija na 298 K ako se njena aktivacijska energija smanji za 4 kJ/mol?
Riješenje:
Označimo smanjenje aktivacijske energije s Ea, a konstante brzine reakcije prije i poslije smanjenja aktivacijske energije s k odnosno k. Koristeći Arrheniusovu jednadžbu dobivamo:
E a je energija aktivacije, k i k" su konstante brzine reakcije, T je temperatura u K (298).
Zamjenom podataka problema u posljednju jednadžbu i izražavanjem aktivacijske energije u džulima izračunavamo povećanje brzine reakcije:
Odgovor: 5 puta.
