Temperatura și viteza de reacție
La o temperatură fixă, o reacție este posibilă dacă moleculele care interacționează au o anumită cantitate de energie. Arrhenius a numit acest exces de energie energie activatoare , și moleculele în sine activat.
Potrivit lui Arrhenius, constanta de viteză kși energie de activare E a sunt legate printr-o relație numită ecuația lui Arrhenius:
Aici A este factorul pre-exponenţial, R este constanta universală a gazului, T este temperatura absolută.
Astfel, la o temperatură constantă, viteza de reacție determină E a. Cu atât mai mult E a, subiecte număr mai mic molecule active și cu cât reacția decurge mai lent. Când scade E a viteza crește și E a= 0 reacția decurge instantaneu.
Valoare E a caracterizează natura substanţelor care reacţionează şi se determină experimental din dependenţă k = f(T). Scriind ecuația (5.3) în formă logaritmică și rezolvând-o pentru constante la două temperaturi, găsim E a:
γ este coeficientul de temperatură al vitezei reactie chimica. Regula van't Hoff are o aplicare limitată, deoarece valoarea lui γ depinde de temperatură și din afara regiunii E a= 50–100 kJ ∙ mol–1 această regulă nu este îndeplinită deloc.
Pe fig. 5.4 se poate observa că energia cheltuită pentru transferul produselor inițiale în starea activă (A * - complex activat) este apoi reemisă total sau parțial în timpul tranziției la produsele finale. Diferența dintre energiile inițiale și produse finale determină Δ H reacție care nu depinde de energia de activare.
Astfel, pe drumul de la starea inițială la starea finală, sistemul trebuie să depășească bariera energetică. Doar molecule active care posedă în momentul ciocnirii excesul de energie necesar egal cu E a, poate depăși această barieră și poate intra într-o interacțiune chimică. Pe măsură ce temperatura crește, proporția de molecule active din mediul de reacție crește.
Multiplicator preexponenţialA caracterizează numărul total ciocniri. Pentru reacții cu molecule simple A aproape de magnitudinea ciocnirii teoretice Z, adică A = Z calculată din teoria cinetică a gazelor. Pentru molecule complexe A ≠ Z, deci este necesar să se introducă factorul steric P:
Aici Z este numărul tuturor coliziunilor, P este proporția coliziunilor favorabile din punct de vedere spațial (ia valori de la 0 la ), este proporția coliziunilor active, adică favorabile energetic.
Dimensiunea constantei de viteză se obține din relație
Analizând expresia (5.3), ajungem la concluzia că există două posibilități fundamentale de accelerare a reacției:
a) creșterea temperaturii,
b) scăderea energiei de activare.
Sarcini și teste pe tema "Cinetică chimică. Temperatura și viteza de reacție"
- Viteza unei reacții chimice. Catalizatori - Clasificarea reacțiilor chimice și modelele cursului lor Clasele 8-9
Lecții: 5 Teme: 8 Teste: 1
Viteza unei reacții chimice depinde de temperatură și, pe măsură ce temperatura crește, viteza reacției crește. Omul de știință olandez Van't Hoff a arătat că atunci când temperatura crește cu 10 grade, viteza majorității reacțiilor crește de 2-4 ori;
VT2 = VT1 *y (T2-T1)/10
Unde VT2 şi VT1 sunt vitezele de reacţie la temperaturile T2 şi T1; y este coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, care arată de câte ori viteza de reacție a crescut cu o creștere a temperaturii cu 10K.
La o concentrație de reactant de 1 mol/l, viteza de reacție este numeric egală cu constanta de viteză k. Apoi, ecuația arată că constanta de viteză depinde de temperatură în același mod ca viteza procesului.
3. Scrieți o variantă a reacției de eliminare (eliminare) cu eliberarea de halogenură de hidrogen.
C 2 H 5 Cl \u003d C 2 H 4 + HCI
Biletul numărul 4
1. Ce este " masă atomică», « masa moleculara”, „mol dintr-o substanță” și ce se ia ca unitate de masă atomică (a.m.u.)?
MASA ATOMICA - masa unui atom in unitati de masa atomica (a.m.u.). pe unitate a. e. m., se acceptă 1/12 din masa izotopului carbon-12.
a.u.m. \u003d 1/12 m 12 6 C \u003d 1,66 * 10 -24
GREUTATE MOLECULARĂ - masa molară a unui compus, referită la 1/12 Masă molară atom de carbon-12.
MOL - cantitatea unei substanțe care conține același număr de particule sau unități structurale (atomi, ioni, molecule, radicali, electroni, echivalenți etc.) ca la 12 a. e.m. izotop carbon-12.
Formula pentru creșterea vitezei unei reacții în prezența unui catalizator.
Puteți modifica valoarea Ea (energia de activare) folosind catalizatori. Substanțele care participă, dar nu sunt consumate în procesul de reacție, se numesc catalizatori. Acest fenomen în sine se numește cataliză. Creșterea vitezei de reacție în prezența unui catalizator este determinată de formula
În funcție de faptul că catalizatorul se află în aceeași fază cu reactanții sau formează o fază independentă, se vorbește de cataliză omogenă sau eterogenă. Mecanismul de acțiune catalitică pentru ei nu este același, totuși, în ambele cazuri, reacția este accelerată din cauza scăderii Ea. Există o serie de catalizatori specifici - inhibitori care reduc viteza de reacție.
unde sunt parametrii procesului catalitic, V, k, Ea- proces necatalitic.
Scrieți reacțiile de ardere a carbonicelor substante anorganiceîn oxigen, indicând agentul de oxidare și agentul reducător, precum și starea de oxidare a carbonului înainte și după reacție.
C - agent reducător, proces de oxidare
O - agent oxidant, proces de reducere
Biletul numărul 5
1. Care este „electronegativitatea”, „valența”, „starea de oxidare” a unui element și care sunt regulile de bază pentru determinarea acestora?
STARE DE OXIDARE - sarcina condiționată a unui atom al unui element, obținută din ipoteza că compusul este format din ioni. Poate fi pozitiv, negativ, zero, fracționar și este indicat printr-o cifră arabă cu semnul „+” sau „-” sub forma indexului din dreapta sus al simbolului elementului: C 1-, O 2-, H + , Mg2+, N3-, N5+, Cr6+.
Pentru a determina starea de oxidare (s. o.) a unui element dintr-un compus (ion), se folosesc următoarele reguli:
1 V substanțe simple(H2, S8, P4) s. despre. este egal cu zero.
2 Constanta p. despre. au elemente alcaline (E+) și alcalino-pământoase (E2+), precum și fluor P-.
3 Hidrogenul din majoritatea compușilor are s. despre. H+ (H2O, CH4, HCI), în hidruri - H- (-NaH, CaH2); Cu. despre. oxigenul, de regulă, este egal cu -2 (O2-), în peroxizi (-O-O-) - 1 (O-).
4 În compuși binari ai nemetalelor, negativ p. despre. atribuit elementului din dreapta).
5 Sumă algebrică p. despre. molecula este zero, ionul - sarcina sa.
Capacitatea unui atom de a atașa sau înlocui un anumit număr de alți atomi se numește VALENCE. Măsura valenței este numărul de atomi de hidrogen sau de oxigen atașați unui element, cu condiția ca hidrogenul să fie unul și oxigenul să fie divalent.
Creșterea vitezei de reacție cu creșterea temperaturii este de obicei caracterizată de coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, un număr care arată de câte ori crește viteza unei anumite reacții odată cu creșterea temperaturii sistemului cu 10 ° C. Coeficientul de temperatură al diferitelor reacții este diferit. La temperaturi obișnuite, valoarea sa pentru majoritatea reacțiilor este în intervalul 2 ... 4.
Coeficientul de temperatură este determinat în conformitate cu așa-numita „regula van’t Hoff”, care este exprimată matematic prin ecuație
v 2 /v 1 = g ( T 2 – T 1)/10 ,
Unde v 1 și v 2 – viteze de reacție la temperaturi T 1 și T 2; g este coeficientul de temperatură al reacției.
Deci, de exemplu, dacă g = 2, atunci pentru T 2 - T 1 = 50°С v 2 /v 1 = 2 5 = 32, adică reacția a accelerat de 32 de ori, iar această accelerație nu depinde în niciun fel de valorile absolute T 1 și T 2 ci doar pe diferența lor.
energie activatoare, diferența dintre valorile energiei medii a particulelor (molecule, radicali, ioni etc.) care intră într-un act elementar al unei reacții chimice și energia medie a tuturor particulelor din sistemul de reacție. Pentru diverse reacții chimice E. și. variază foarte mult - de la câteva până la ~ 10 j./mol. Pentru aceeași reacție chimică, valoarea lui E. a. depinde de tipul funcțiilor de distribuție ale moleculelor în ceea ce privește energiile mișcării lor de translație și gradele interne de libertate (electronic, vibrațional, rotațional). Ca valoare statistică E. a. ar trebui să fie distinsă de energia de prag sau bariera energetică - energia minimă pe care trebuie să o aibă o pereche de particule care se ciocnesc pentru ca o anumită reacție elementară să aibă loc.
Ecuația lui Arrhenius, dependența de temperatură a constantei de viteză la chimie elementară. reactii:
unde A este un factor pre-exponențial (dimensiunea este aceeași cu dimensiunea lui k), E a-energie de activare, de obicei acceptând pozitiv. valori, T-abs. temperatura, constanta k-Boltzmann. Se obișnuiește să cităm E a pe moleculă. și asupra numărului de particule N / A\u003d 6,02 * 10 23 (constanta lui Avogadro) și exprimată în kJ / mol; în aceste cazuri, în ecuația lui Arrhenius, valoarea kînlocuiți constanta de gaz R. Graficul 1nk versus 1 /kT(Arrhenius plot) - o linie dreaptă, a cărei pantă negativă este determinată de energia de activare E ași caracterizează pozitiv. dependență de temperatură la.
Catalizator - Substanta chimica, care accelerează reacția, dar nu face parte din produșii de reacție. Cantitatea de catalizator, spre deosebire de alți reactivi, nu se modifică după reacție. Este important să înțelegem că catalizatorul este implicat în reacție. Oferind mai mult circuit rapid pentru reacție, catalizatorul reacționează cu materia primă, compusul intermediar rezultat suferă transformări și este în final împărțit într-un produs și un catalizator. Apoi catalizatorul reacţionează din nou cu materia primă, iar acest ciclu catalitic se repetă de multe ori (de până la un milion de ori) [ sursă?] se repetă.
Catalizatorii sunt clasificați în omogenși eterogen. Un catalizator omogen se află în aceeași fază cu reactanții, unul eterogen formează o fază independentă separată printr-o interfață de faza în care se află reactanții. Catalizatorii omogene tipici sunt acizii și bazele. Metalele, oxizii și sulfurile lor sunt utilizate ca catalizatori eterogene.
Reacțiile de același tip pot avea loc atât cu catalizatori omogene, cât și cu catalizatori eterogene. Deci, împreună cu soluțiile acide, cele având proprietăți acide Al203 solid, Ti02, Th02, aluminosilicaţi, zeoliţi. Catalizatori eterogene cu proprietăți de bază: CaO, BaO, MgO.
Catalizatorii eterogene, de regulă, au o suprafață foarte dezvoltată, pentru care sunt distribuiți pe un suport inert (silicagel, alumină, cărbune activ etc.).
Pentru fiecare tip de reacție, doar anumiți catalizatori sunt eficienți. Pe lângă cele deja menționate bază acidă, există catalizatori redox; se caracterizează prin prezența unui metal tranzițional sau a compusului acestuia (Co +3, V 2 O 5 + MoO 3). În acest caz, cataliza se realizează prin schimbarea stării de oxidare a metalului de tranziție.
Sistem dispersat- sunt formațiuni din două sau mai multe faze (corpi) care nu se amestecă deloc sau practic și nu reacţionează chimic între ele. Prima dintre substanțe faza dispersata) este fin distribuită în al doilea ( mediu de dispersie). Dacă sunt mai multe faze, acestea pot fi separate fizic una de cealaltă (prin centrifugare, separare etc.).
Sistemele dispersate sunt de obicei soluțiile coloidale, solurile. Sistemele dispersate includ, de asemenea, cazul unui mediu dispersat solid în care se află faza dispersată.
Clasificarea cea mai generală sisteme dispersate pe baza diferenței în starea de agregare mediu de dispersie și faza dispersată. Combinațiile a trei tipuri de stare agregată fac posibilă distingerea a nouă tipuri de sisteme dispersate. Pentru concizie, ele sunt de obicei notate cu o fracție, al cărei numărător indică faza dispersată, iar numitorul indică mediul de dispersie, de exemplu, pentru sistemul „gaz în lichid”, se adoptă denumirea G/L.
soluții coloidale. Starea coloidală este caracteristică multor substanțe dacă particulele lor au o dimensiune de la 1 la 500 nm. Este ușor să arăți asta suprafata totala aceste particule sunt uriașe. Dacă presupunem că particulele au forma unei bile cu diametrul de 10 nm, atunci cu volumul total al acestora particule 1 cm 3 vor avea
suprafata de aproximativ 10 m2. După cum am menționat mai devreme, stratul de suprafață este caracterizat de energia de suprafață și capacitatea de a adsorbi anumite particule, inclusiv ioni.
dintr-o solutie. O trăsătură caracteristică a particulelor coloidale este prezența unei sarcini pe suprafața lor datorită adsorbției selective a ionilor. O particulă coloidală are o structură complexă. Include nucleul, ionii adsorbiți, contrainele și solventul. Există liofile (ghid.
coloizi rofili, în care solventul interacționează cu nucleii particulelor, coloizi ilnofobi (hidrofobi), în care solventul nu interacționează cu nucleii
particule. Solventul este inclus în compoziția particulelor hidrofobe numai ca înveliș de solvat de ioni adsorbiți sau în prezența stabilizatorilor (agenți tensioactivi) având părți liofobe și liofile.
Iată câteva exemple de particule coloidale:
Cum. se poate observa că miezul constă dintr-un agregat neutru din punct de vedere electric de particule cu ioni adsorbiți ai elementelor care alcătuiesc miezul (în aceste exemple, ioni Ag +, HS-, Fe 3+). O particulă coloidală, în plus față de nucleu, are contraioni și molecule de solvent. Ionii adsorbiți și contraionii formează un strat adsorbit cu solventul. Sarcina totală a particulei este egală cu diferența dintre sarcinile ionilor adsorbiți și contraionilor. În jurul particulelor există un strat difuz de ioni, a cărui sarcină este egală cu numărul particulei coloidale. Particulele coloidale și straturile difuze formează o micelă neutră din punct de vedere electric
Micele(diminutiv din lat. mica- particule, boabe) - particule din sistemele coloidale, constau dintr-un nucleu foarte mic insolubil într-un mediu dat, înconjurat de o înveliș stabilizator de ioni adsorbiți și molecule de solvent. De exemplu, o micelă de sulfură de arsen are structura:
((As 2 S 3) m nHS − (n-x)H + ) X- xH +
Dimensiunea medie micelii de la 10 −5 la 10 −7 cm.
Coagulare- separarea unei soluții coloidale în două faze - un solvent și o masă gelatinoasă sau îngroșarea soluției ca urmare a îngroșării particulelor de dizolvat
Peptizarea este procesul de tranziție a unui precipitat sau gel coloidal într-o soluție coloidală sub acțiunea unui lichid sau a unor substanțe adăugate acestuia care sunt bine adsorbite de precipitat sau gel, în acest caz numite peptizeri (de exemplu, peptizarea grăsimilor sub acţiunea bilei).
Peptizare - separarea agregatelor de particule de geluri (jeleu) sau sedimente libere sub influența anumitor substanțe - peptizers după coagularea soluțiilor coloidale. Ca rezultat al peptizării, precipitatul (sau gelul) trece în stare suspendată.
SOLUȚII, sisteme monofazate formate din două sau mai multe componente. După starea lor de agregare, soluțiile pot fi solide, lichide sau gazoase.
Solubilitate, capacitatea unei substanțe de a forma cu o altă substanță (sau substanțe) amestecuri omogene cu o distribuție dispersă a componentelor (vezi Soluții). De obicei, un solvent este considerat o substanță care există în formă pură în aceeași stare de agregare ca și soluția rezultată. Dacă, înainte de dizolvare, ambele substanțe se aflau în aceeași stare de agregare, solventul este considerat a fi o substanță prezentă în amestec într-o cantitate semnificativ mai mare.
Solubilitatea este determinată de afinitatea fizică și chimică a moleculelor solventului și solutului, raportul de energii prin interacțiunea componentelor omogene și diferite ale soluției. De regulă, ele sunt bine solubile unele în altele, similare fizic. si chimic. proprietățile materiei (regula empirică „asemănător se dizolvă în asemănător”). În special, substanțe care conțin molecule polare, și substanțe cu tipul de ioni conexiuni bine sol. în solvenți polari (apă, etanol, amoniac lichid), iar substanțele nepolare sunt bine sol. în solvenți nepolari (benzen, disulfură de carbon).
Solubilitatea unei substanțe date depinde de temperatură și presiune corespunde principiului general al echilibrului de deplasare (vezi principiul Le Chatelier-Brown). Concentrația unei soluții saturate în condiții date determină numeric R. a unei substanțe într-un solvent dat și se mai numește. solubilitate. Soluțiile suprasaturate conțin o cantitate mai mare de dizolvat decât corespunde solubilității sale, existența soluțiilor suprasaturate se datorează cineticii. dificultăți de cristalizare (vezi Originea unei noi faze). Pentru a caracteriza solubilitatea substanțelor slab solubile, se folosește produsul activităților PA (pentru soluții apropiate în proprietățile lor de ideal, produsul solubilității PR).
Din considerente calitative, este clar că viteza reacțiilor ar trebui să crească odată cu creșterea temperaturii, deoarece în acest caz, energia particulelor care se ciocnesc crește și probabilitatea ca în timpul coliziunii să aibă loc o transformare chimică. Pentru o descriere cantitativă a efectelor temperaturii în cinetica chimică, sunt utilizate două relații de bază - regula van't Hoff și ecuația Arrhenius.
Regula lui Van't Hoff constă în faptul că atunci când este încălzit cu 10 ° C, viteza majorității reacțiilor chimice crește de 2-4 ori. Din punct de vedere matematic, aceasta înseamnă că viteza de reacție depinde de temperatură într-o manieră a legii puterii:
, (4.1)
unde este coeficientul de temperatură al vitezei ( = 24). Regula lui Van't Hoff este foarte aspră și este aplicabilă doar într-un interval de temperatură foarte limitat.
Mult mai precis este Ecuația lui Arrhenius care descrie dependența de temperatură a constantei de viteză:
, (4.2)
Unde R- constanta universala a gazului; A- factor pre-exponenţial, care nu depinde de temperatură, ci este determinat doar de tipul de reacţie; E A - energie activatoare, care poate fi caracterizată ca o energie de prag: aproximativ vorbind, dacă energia particulelor care se ciocnesc este mai mică decât E A, atunci reacția nu va avea loc în timpul coliziunii dacă energia depășește E A, reacția va avea loc. Energia de activare nu depinde de temperatură.
Dependența grafică k(T) după cum urmează:
La temperaturi scăzute, reacțiile chimice aproape nu au loc: k(T) 0. La temperaturi foarte ridicate, constanta de viteză tinde spre valoarea limită: k(T)A. Aceasta corespunde faptului că toate moleculele sunt active din punct de vedere chimic și fiecare ciocnire duce la o reacție.
Energia de activare poate fi determinată prin măsurarea constantei de viteză la două temperaturi. Ecuația (4.2) implică:
. (4.3)
Mai precis, energia de activare este determinată din valorile constantei de viteză la mai multe temperaturi. Pentru a face acest lucru, ecuația Arrhenius (4.2) este scrisă în formă logaritmică
și scrieți datele experimentale în coordonatele ln k - 1/T. Tangenta pantei dreptei rezultate este - E A / R.
Pentru unele reacții, factorul pre-exponențial depinde doar puțin de temperatură. În acest caz, așa-numitul energie de activare experimentală:
. (4.4)
Dacă factorul pre-exponențial este constant, atunci energia de activare experimentală este egală cu energia de activare Arrhenius: E op = E A.
Exemplul 4-1. Folosind ecuația Arrhenius, estimați la ce temperaturi și energii de activare este valabilă regula van't Hoff.
Soluţie. Să reprezentăm regula van't Hoff (4.1) ca o dependență de lege de putere a constantei ratei:
,
Unde B - constant. Să comparăm această expresie cu ecuația lui Arrhenius (4.2), luând valoarea ~ e = 2.718:
.
Să luăm logaritmul natural al ambelor părți ale acestei egalități aproximative:
.
Diferențiând relația obținută față de temperatură, găsim relația dorită între energia de activare și temperatură:
Dacă energia de activare și temperatura satisfac aproximativ această relație, atunci regula van't Hoff poate fi utilizată pentru a estima efectul temperaturii asupra vitezei de reacție.
Exemplul 4-2. Reacția de ordinul întâi la 70°C este 40% completă în 60 de minute. La ce temperatură va fi reacția 80% completă în 120 de minute dacă energia de activare este de 60 kJ/mol?
Soluţie. Pentru o reacție de ordinul întâi, constanta vitezei este exprimată în termeni de gradul de conversie după cum urmează:
,
unde a = X/A- gradul de transformare. Scriem această ecuație la două temperaturi, ținând cont de ecuația Arrhenius:
Unde E A= 60 kJ/mol, T 1 = 343K, t 1 = 60 min, a 1 = 0,4, t 2 = 120 min, a 2 = 0,8. Împărțiți o ecuație la cealaltă și luați logaritmul:
Înlocuind cantitățile de mai sus în această expresie, găsim T 2 \u003d 333 K \u003d 60 o C.
Exemplul 4-3. Viteza de hidroliză bacteriană a mușchilor peștilor se dublează la trecerea de la o temperatură de -1,1 o C la o temperatură de +2,2 o C. Estimați energia de activare a acestei reacții.
Soluţie. Creșterea vitezei de hidroliză de 2 ori se datorează creșterii constantei vitezei: k 2 = 2k unu . Energia de activare în raport cu constantele vitezei la două temperaturi poate fi determinată din ecuația (4.3) cu T 1 = t 1 + 273,15 = 272,05K T 2 = t 2 + 273,15 = 275,35K:
130800 J/mol = 130,8 kJ/mol.
4-1. Folosind regula van't Hoff, calculați la ce temperatură se va termina reacția după 15 minute, dacă la 20 ° C durează 2 ore. Coeficientul de temperatură al ratei este 3. (răspuns)
4-2. Timpul de înjumătățire al unei substanțe la 323 K este de 100 de minute, iar la 353 K este de 15 minute. Determinați coeficientul de temperatură al vitezei (Răspuns)
4-3. Care ar trebui să fie energia de activare pentru ca viteza de reacție să crească de 3 ori cu o creștere a temperaturii cu 10 0 С a) la 300 K; b) la 1000 K? (răspuns)
4-4. Reacția de ordinul întâi are o energie de activare de 25 kcal/mol și un factor pre-exponențial de 5 . 10 13 sec -1. La ce temperatură va fi timpul de înjumătățire pentru această reacție: a) 1 min; b) 30 de zile? (răspuns)
4-5. În care dintre cele două cazuri crește constanta de viteză a unei reacții în Mai mult ori: când este încălzit de la 0 o C la 10 o C sau când este încălzit de la 10 o C la 20 o C? Justifică-ți răspunsul folosind ecuația lui Arrhenius. (Răspuns)
4-6. Energia de activare a unei reacții este de 1,5 ori mai mare decât energia de activare a unei alte reacții. Când este încălzit de la T 1 la T 2 constanta de viteză a celei de-a doua reacții a crescut în A o singura data. De câte ori a crescut constanta de viteză a primei reacții la încălzire din T 1 la T 2? (răspuns)
4-7. Constanta de viteză a unei reacții complexe este exprimată în termenii constantelor de viteză ale etapelor elementare, după cum urmează:
Exprimați energia de activare și factorul pre-exponențial al reacției complexe în termenii cantităților corespunzătoare legate de etapele elementare (Răspuns)
4-8. LA reacție ireversibilă Ordinul 1 timp de 20 min la 125 o C, gradul de conversie al materiei prime a fost de 60%, iar la 145 o C același grad de conversie a fost atins în 5,5 min. Găsiți constantele vitezei și energia de activare ale acestei reacții (Răspuns)
4-9. Reacția de ordinul 1 la o temperatură de 25 ° C este finalizată cu 30% în 30 de minute. La ce temperatură va fi reacția 60% completă în 40 de minute dacă energia de activare este de 30 kJ/mol? (Răspuns)
4-10. Reacția de ordinul 1 la o temperatură de 25 ° C este finalizată cu 70% în 15 minute. La ce temperatură va fi reacția 50% completă în 15 minute dacă energia de activare este de 50 kJ/mol? (Răspuns)
4-11. Constanta de viteză a reacției de ordinul întâi este 4,02. 10 -4 s -1 la 393 K și 1,98. 10 -3 s -1 la 413 K. Calculați factorul pre-exponențial pentru această reacție (Răspuns)
4-12. Pentru reacția H 2 + I 2 2HI, constanta de viteză la o temperatură de 683 K este de 0,0659 l / (mol. min), iar la o temperatură de 716 K - 0,375 l / (mol. min). Aflați energia de activare a acestei reacții și constanta de viteză la o temperatură de 700 K. (Răspuns)
4-13. Pentru reacția 2N 2 O 2N 2 + O 2, constanta de viteză la o temperatură de 986 K este de 6,72 l / (mol. min), iar la o temperatură de 1165 K - 977,0 l / (mol. min). Aflați energia de activare a acestei reacții și constanta de viteză la o temperatură de 1053,0 K. (Răspuns)
4-14. Ionul tricloracetat din solvenții ionizanți care conțin H + se descompune conform ecuației
H + + CCl3COO - CO2 + CHCI3
Etapa care determină viteza este scindarea monomoleculară a legăturii C-C în ionul tricloracetat. Reacția se desfășoară în primul rând, iar constantele vitezei au următoarele valori: k= 3,11 . 10 -4 s -1 la 90 o C, k= 7,62. 10 -5 s -1 la 80 o C. Calculați a) energia de activare, b) constanta de viteză la 60 o C. (răspuns)
4-15. Pentru reacția CH 3 COOC 2 H 5 + NaOH * CH 3 COONa + C 2 H 5 OH, constanta de viteză la o temperatură de 282,6 K este de 2,307 l / (mol. min), iar la o temperatură de 318,1 K - 21,65 l /(mol. min). Aflați energia de activare a acestei reacții și constanta de viteză la o temperatură de 343 K. (Răspuns)
4-16. Pentru reacția C 12 H 22 O 11 + H 2 O C 6 H 12 O 6 + C 6 H 12 O 6, constanta de viteză la o temperatură de 298,2 K este de 0,765 l / (mol. min), și la o temperatură de 328,2 K - 35,5 l/(mol min). Aflați energia de activare a acestei reacții și constanta de viteză la o temperatură de 313,2 K. (Răspuns)
4-17. Substanța se descompune în două căi paralele cu constante de viteză k 1 și k 2. Care este diferența dintre energiile de activare ale acestor două reacții, dacă la 10 o C k 1 /k 2 = 10 și la 40 o C k 1 /k 2 = 0,1? (răspuns)
4-18. În două reacții de același ordin, diferența de energii de activare este E 2 - E 1 = 40 kJ/mol. La o temperatură de 293 K, raportul constantelor de viteză este k 1 /k 2 \u003d 2. La ce temperatură vor deveni egale constantele ratei? (Răspuns)
4-19. Descompunerea acidului acetonă dicarboxilic în soluție apoasă este o reacție de ordinul întâi. Constantele de viteză ale acestei reacții au fost măsurate la diferite temperaturi:
Calculați energia de activare și factorul pre-exponențial. Care este timpul de înjumătățire la 25°C?
Problema 336.
La 150°C, o reacție este completă în 16 minute. Luând coeficientul de temperatură al vitezei de reacție egal cu 2,5, calculați cât timp se va termina această reacție dacă se efectuează: a) la 20°C. 0 °С; b) la 80°C.
Soluţie:
Conform regulii van't Hoff, dependenţa vitezei de temperatură este exprimată prin ecuaţia:
v t și k t - viteza și constanta de viteză a reacției la o temperatură de t°C; v (t + 10) și k (t + 10) aceleași valori la temperatură (t + 10 0 C); - coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, a cărui valoare pentru majoritatea reacțiilor se află în intervalul 2 - 4.
a) Având în vedere că viteza unei reacții chimice la o anumită temperatură este invers proporțională cu durata cursului acesteia, înlocuim datele date în condiția problemei într-o formulă care exprimă cantitativ regula van't Hoff, obținem :
b) Deoarece această reacție are loc cu o scădere a temperaturii, atunci la o anumită temperatură viteza acestei reacții este direct proporțională cu durata cursului ei, înlocuim datele date în starea problemei într-o formulă care exprimă cantitativ regula van't Hoff, obținem:
Răspuns: a) la 200 0 С t2 = 9,8 s; b) la 80 0 С t3 = 162 h 1 min 16 s.
Problema 337.
Se va modifica valoarea constantei vitezei de reacție: a) la înlocuirea unui catalizator cu altul; b) când se modifică concentraţiile reactanţilor?
Soluţie:
Constanta vitezei de reacție este o valoare care depinde de natura reactanților, de temperatură și de prezența catalizatorilor și nu depinde de concentrația reactanților. Poate fi egală cu viteza de reacție în cazul în care concentrațiile reactanților sunt egale cu unitatea (1 mol/l).
a) Când un catalizator este înlocuit cu altul, viteza unei anumite reacții chimice se va modifica sau va crește. Dacă se folosește un catalizator, viteza unei reacții chimice va crește, iar valoarea constantei vitezei de reacție va crește în mod corespunzător. O modificare a valorii constantei vitezei de reacție va avea loc și atunci când un catalizator este înlocuit cu altul, ceea ce va crește sau scade viteza acestei reacții în raport cu catalizatorul original.
b) Când se modifică concentrația reactanților, valorile vitezei de reacție se vor modifica, iar valoarea constantei vitezei de reacție nu se va modifica.
Problema 338.
Efectul termic al unei reacții depinde de energia de activare a acesteia? Justificați răspunsul.
Soluţie:
Efectul termic al reacției depinde doar de starea inițială și finală a sistemului și nu depinde de etapele intermediare ale procesului. Energia de activare este energia în exces pe care trebuie să o aibă moleculele de substanțe pentru ca ciocnirea lor să ducă la formarea unei noi substanțe. Energia de activare poate fi modificată prin creșterea sau scăderea temperaturii, respectiv scăderea sau creșterea acesteia. Catalizatorii scad energia de activare, în timp ce inhibitorii o scad.
Astfel, o modificare a energiei de activare duce la o modificare a vitezei de reacție, dar nu la o modificare a căldurii reacției. Efectul termic al unei reacții este o valoare constantă și nu depinde de o modificare a energiei de activare pentru o reacție dată. De exemplu, reacția de formare a amoniacului din azot și hidrogen este:
Această reacție este exotermă, > 0). Reacția are loc cu o scădere a numărului de moli de particule care reacţionează și a numărului de moli substanțe gazoase, care aduce sistemul de la o stare mai puțin stabilă la una mai stabilă, entropia scade,< 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:
Problema 339.
Pentru care reacție, directă sau inversă, energia de activare este mai mare dacă reacția directă are loc cu eliberarea de căldură?
Soluţie:
Diferența dintre energiile de activare ale reacțiilor directe și inverse este egală cu efectul termic: H \u003d E a (pr.) - E a (arr.) . Această reacție are loc cu eliberarea de căldură, adică. este exotermă,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a(ex.)< Е а(обр.) .
Răspuns: E a(ex.)< Е а(обр.) .
Problema 340.
De câte ori va crește viteza unei reacții care se desfășoară la 298 K dacă energia sa de activare este redusă cu 4 kJ/mol?
Soluţie:
Să notăm scăderea energiei de activare cu Ea, iar constantele de viteză ale reacției înainte și după scăderea energiei de activare, respectiv, prin k și k. Folosind ecuația lui Arrhenius, obținem:
E a este energia de activare, k și k" sunt constantele vitezei de reacție, T este temperatura în K (298).
Înlocuind datele problemei în ultima ecuație și, exprimând energia de activare în jouli, calculăm creșterea vitezei de reacție:
Răspuns: de 5 ori.
