Χημική κινητική. Θερμοκρασία και ταχύτητα αντίδρασης

Ο ρυθμός των περισσότερων χημικών αντιδράσεων αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας. Δεδομένου ότι η συγκέντρωση των αντιδρώντων είναι πρακτικά ανεξάρτητη από τη θερμοκρασία, σύμφωνα με την κινητική εξίσωση της αντίδρασης, η κύρια επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης είναι μέσω μιας αλλαγής στη σταθερά του ρυθμού αντίδρασης. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ενέργεια των συγκρουόμενων σωματιδίων αυξάνεται και η πιθανότητα να συμβεί χημικός μετασχηματισμός κατά τη σύγκρουση αυξάνεται.

Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία μπορεί να χαρακτηριστεί από την τιμή του συντελεστή θερμοκρασίας.

Πειραματικά δεδομένα σχετικά με την επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό πολλών χημικών αντιδράσεων σε συνηθισμένες θερμοκρασίες (273-373 K), σε ένα μικρό εύρος θερμοκρασίας, έδειξαν ότι μια αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς αυξάνει τον ρυθμό αντίδρασης κατά 2-4 φορές (βαν κανόνας 't Hoff).

Σύμφωνα με τον van't Hoff σταθερός συντελεστής θερμοκρασίας(Συντελεστής Van't Hoff)είναι η αύξηση του ρυθμού μιας αντίδρασης με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10βαθμούς.

(4.63)

όπου και είναι οι σταθερές ρυθμού σε θερμοκρασίες και ? είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης.

Όταν η θερμοκρασία ανέβει σε nδεκάδες μοίρες, ο λόγος των σταθερών ρυθμού θα είναι ίσος με

όπου nμπορεί να είναι είτε ακέραιος είτε κλασματικός αριθμός.

Ο κανόνας του Van't Hoff είναι ένας κατά προσέγγιση κανόνας. Εφαρμόζεται σε στενό εύρος θερμοκρασίας, καθώς ο συντελεστής θερμοκρασίας αλλάζει ανάλογα με τη θερμοκρασία.

Μια πιο ακριβής εξάρτηση της σταθεράς του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία εκφράζεται από την ημι-εμπειρική εξίσωση Arrhenius

όπου το Α είναι ένας προεκθετικός παράγοντας που δεν εξαρτάται από τη θερμοκρασία, αλλά καθορίζεται μόνο από τον τύπο της αντίδρασης. E -την ενέργεια ενεργοποίησης μιας χημικής αντίδρασης. Η ενέργεια ενεργοποίησης μπορεί να αναπαρασταθεί ως μια ορισμένη ενέργεια κατωφλίου που χαρακτηρίζει το ύψος του ενεργειακού φραγμού στη διαδρομή της αντίδρασης. Η ενέργεια ενεργοποίησης επίσης δεν εξαρτάται από τη θερμοκρασία.

Η εξάρτηση αυτή ιδρύθηκε στα τέλη του 19ου αιώνα. Ο Ολλανδός επιστήμονας Arrhenius για στοιχειώδεις χημικές αντιδράσεις.

Ενέργεια άμεσης ενεργοποίησης ( μι 1) και αντίστροφα ( μι 2) η αντίδραση σχετίζεται με τη θερμική επίδραση της αντίδρασης D Hαναλογία (βλ. Εικ. 1):

μι 1 – μι 2=Δ Ν.

Εάν η αντίδραση είναι ενδόθερμη και D Η> 0, λοιπόν μι 1 > Ε 2 και η ενέργεια ενεργοποίησης της μπροστινής αντίδρασης είναι μεγαλύτερη από την αντίστροφη. Εάν η αντίδραση είναι εξώθερμη, τότε μι 1 < Е 2 .

Η εξίσωση Arrhenius (101) σε διαφορική μορφή μπορεί να γραφτεί:

Από την εξίσωση προκύπτει ότι όσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια ενεργοποίησης Ε, τόσο πιο γρήγορα αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης με τη θερμοκρασία.

Διαχωρισμός μεταβλητών κκαι Τκαι λαμβάνοντας υπόψη μισταθερή τιμή, μετά την ολοκλήρωση της εξίσωσης (4.66) παίρνουμε:

Ρύζι. 5. Γράφημα ln κ–1/Τ.

, (4.67)

όπου Α είναι ένας προεκθετικός παράγοντας που έχει τη διάσταση της σταθεράς του ρυθμού. Εάν αυτή η εξίσωση είναι έγκυρη, τότε στο γράφημα σε συντεταγμένες, τα πειραματικά σημεία βρίσκονται σε ευθεία γραμμή υπό γωνία α προς τον άξονα της τετμημένης και η κλίση () είναι ίση με , πράγμα που σας επιτρέπει να υπολογίσετε την ενέργεια ενεργοποίησης μιας χημικής ουσίας αντίδραση από την εξάρτηση της σταθεράς ταχύτητας από τη θερμοκρασία χρησιμοποιώντας την εξίσωση .

Η ενέργεια ενεργοποίησης μιας χημικής αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί από τις τιμές των σταθερών ρυθμού σε δύο διαφορετικές θερμοκρασίες χρησιμοποιώντας την εξίσωση

. (4.68)

Η θεωρητική εξαγωγή της εξίσωσης Arrhenius γίνεται για στοιχειώδεις αντιδράσεις. Αλλά η εμπειρία δείχνει ότι η συντριπτική πλειονότητα των πολύπλοκων αντιδράσεων υπακούει επίσης σε αυτήν την εξίσωση. Ωστόσο, για πολύπλοκες αντιδράσεις, η ενέργεια ενεργοποίησης και ο προεκθετικός παράγοντας στην εξίσωση Arrhenius δεν έχουν ορισμένη φυσική σημασία.

Η εξίσωση Arrhenius (4.67) δίνει τη δυνατότητα να δοθεί μια ικανοποιητική περιγραφή ενός ευρέος φάσματος αντιδράσεων σε ένα στενό εύρος θερμοκρασιών.

Για να περιγράψει την εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία, χρησιμοποιείται επίσης η τροποποιημένη εξίσωση Arrhenius

, (4.69)

που περιλαμβάνει ήδη τρεις παραμέτρους : ΑΛΛΑ, μικαι n.

Η εξίσωση (4.69) χρησιμοποιείται ευρέως για αντιδράσεις που συμβαίνουν σε διαλύματα. Για ορισμένες αντιδράσεις, η εξάρτηση της σταθεράς του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία διαφέρει από τις εξαρτήσεις που δίνονται παραπάνω. Για παράδειγμα, στις αντιδράσεις τρίτης τάξης, η σταθερά ταχύτητας μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας. Στις αλυσιδωτές εξώθερμες αντιδράσεις, η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης αυξάνεται απότομα σε θερμοκρασία πάνω από ένα ορισμένο όριο (θερμική έκρηξη).

4.5.1. Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων

Παράδειγμα 1Η σταθερά ταχύτητας κάποιας αντίδρασης με την αύξηση της θερμοκρασίας μεταβλήθηκε ως εξής: t 1 = 20°C;

κ 1 \u003d 2,76 10 -4 λεπτά. -ένας ; t 2 \u003d 50 0 С; κ 2 = 137,4 10 -4 λεπτά. -1 Προσδιορίστε τον συντελεστή θερμοκρασίας της σταθεράς ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης.

Λύση.Ο κανόνας van't Hoff καθιστά δυνατό τον υπολογισμό του συντελεστή θερμοκρασίας της σταθεράς ρυθμού από τη σχέση

σολ n= =2 ¸ 4, όπου n = = =3;

g 3 \u003d \u003d 49,78 g \u003d 3,68

Παράδειγμα 2Χρησιμοποιώντας τον κανόνα van't Hoff, υπολογίστε σε ποια θερμοκρασία θα τελειώσει η αντίδραση σε 15 λεπτά, αν χρειάστηκαν 120 λεπτά σε θερμοκρασία 20 0 C. Ο συντελεστής θερμοκρασίας της ταχύτητας αντίδρασης είναι 3.

Λύση.Προφανώς, όσο μικρότερος είναι ο χρόνος αντίδρασης ( t), τόσο μεγαλύτερη είναι η σταθερά ταχύτητας της αντίδρασης:

3n = 8, n ln3 = ln8, n== .

Η θερμοκρασία στην οποία θα τελειώσει η αντίδραση σε 15 λεπτά είναι:

20 + 1,9 × 10 \u003d 39 0 C.

Παράδειγμα 3Η σταθερά ταχύτητας της αντίδρασης σαπωνοποίησης οξικού-αιθυλεστέρα με διάλυμα αλκαλίου σε θερμοκρασία 282,4 K είναι ίση με 2,37 l 2 / mol 2 min. , και σε θερμοκρασία 287,40 K ισούται με 3,2 l 2 / mol 2 min. Βρείτε τη θερμοκρασία στην οποία η σταθερά ταχύτητας αυτής της αντίδρασης είναι 4;

Λύση.

1. Γνωρίζοντας τις τιμές των σταθερών ρυθμού σε δύο θερμοκρασίες, μπορούμε να βρούμε την ενέργεια ενεργοποίησης της αντίδρασης:

= = 40,8 kJ/mol.

2. Γνωρίζοντας την τιμή της ενέργειας ενεργοποίησης, από την εξίσωση Arrhenius

Ερωτήσεις και εργασίες για αυτοέλεγχο.

1. Ποιες ποσότητες ονομάζονται παράμετροι «Arrhenius»;

2. Ποια είναι η ελάχιστη ποσότητα πειραματικών δεδομένων που απαιτείται για τον υπολογισμό της ενέργειας ενεργοποίησης μιας χημικής αντίδρασης;

3. Δείξτε ότι ο συντελεστής θερμοκρασίας της σταθεράς ρυθμού εξαρτάται από τη θερμοκρασία.

4. Υπάρχουν αποκλίσεις από την εξίσωση Arrhenius; Πώς μπορεί να περιγραφεί η εξάρτηση της σταθεράς ρυθμού από τη θερμοκρασία σε αυτή την περίπτωση;

Κινητική σύνθετων αντιδράσεων

Οι αντιδράσεις, κατά κανόνα, δεν προχωρούν μέσω της άμεσης αλληλεπίδρασης όλων των αρχικών σωματιδίων με την άμεση μετάβασή τους σε προϊόντα αντίδρασης, αλλά αποτελούνται από πολλά στοιχειώδη στάδια. Αυτό ισχύει κυρίως για αντιδράσεις στις οποίες, σύμφωνα με τη στοιχειομετρική τους εξίσωση, συμμετέχουν περισσότερα από τρία σωματίδια. Ωστόσο, ακόμη και οι αντιδράσεις δύο ή ενός σωματιδίου συχνά δεν προχωρούν με έναν απλό δι- ή μονομοριακό μηχανισμό, αλλά από μια πιο σύνθετη διαδρομή, δηλαδή μέσω μιας σειράς στοιχειωδών σταδίων.

Οι αντιδράσεις ονομάζονται πολύπλοκες εάν η κατανάλωση πρώτων υλών και ο σχηματισμός προϊόντων αντίδρασης πραγματοποιούνται μέσω ενός αριθμού στοιχειωδών σταδίων που μπορούν να συμβούν ταυτόχρονα ή διαδοχικά. Ταυτόχρονα, λαμβάνουν χώρα κάποια στάδια με τη συμμετοχή ουσιών που δεν είναι ούτε ουσίες έναρξης ούτε προϊόντα αντίδρασης (ενδιάμεσες ουσίες).

Ως παράδειγμα σύνθετης αντίδρασης, μπορούμε να θεωρήσουμε την αντίδραση χλωρίωσης του αιθυλενίου με το σχηματισμό διχλωροαιθανίου. Η άμεση αλληλεπίδραση πρέπει να διέρχεται από ένα τετραμελές ενεργοποιημένο σύμπλεγμα, το οποίο συνδέεται με την υπέρβαση ενός φραγμού υψηλής ενέργειας. Η ταχύτητα μιας τέτοιας διαδικασίας είναι χαμηλή. Εάν τα άτομα σχηματίζονται στο σύστημα με τον ένα ή τον άλλο τρόπο (για παράδειγμα, υπό τη δράση του φωτός), τότε η διαδικασία μπορεί να προχωρήσει σύμφωνα με έναν μηχανισμό αλυσίδας. Το άτομο ενώνεται εύκολα στον διπλό δεσμό για να σχηματίσει μια ελεύθερη ρίζα - . Αυτή η ελεύθερη ρίζα μπορεί εύκολα να αποκόψει ένα άτομο από ένα μόριο για να σχηματίσει το τελικό προϊόν - , με αποτέλεσμα το ελεύθερο άτομο να αναγεννηθεί.

Ως αποτέλεσμα αυτών των δύο σταδίων, ένα μόριο και ένα μόριο μετατρέπονται σε μόριο προϊόντος - , και το αναγεννημένο άτομο αλληλεπιδρά με το επόμενο μόριο αιθυλενίου. Και τα δύο στάδια έχουν χαμηλές ενέργειες ενεργοποίησης και με αυτόν τον τρόπο παρέχει γρήγορη αντίδραση. Λαμβάνοντας υπόψη τη δυνατότητα ανασυνδυασμού ελεύθερων ατόμων και ελεύθερων ριζών, το πλήρες σχήμα της διαδικασίας μπορεί να γραφτεί ως:

Με όλη την ποικιλία, οι πολύπλοκες αντιδράσεις μπορούν να περιοριστούν σε συνδυασμό πολλών τύπων σύνθετων αντιδράσεων, συγκεκριμένα παράλληλες, διαδοχικές και σειριακές-παράλληλες αντιδράσεις.

Τα δύο στάδια ονομάζονται διαδοχικόςεάν το σωματίδιο που σχηματίζεται σε ένα στάδιο είναι το αρχικό σωματίδιο σε ένα άλλο στάδιο. Για παράδειγμα, στο παραπάνω σχήμα, το πρώτο και το δεύτερο στάδιο είναι διαδοχικά:

.

Τα δύο στάδια ονομάζονται παράλληλο, αν τα ίδια σωματίδια συμμετέχουν ως αρχικά και στα δύο. Για παράδειγμα, στο σχήμα αντίδρασης, το τέταρτο και το πέμπτο στάδιο είναι παράλληλα:

Τα δύο στάδια ονομάζονται σειρά-παράλληλη, εάν είναι παράλληλα ως προς το ένα και διαδοχικά ως προς το άλλο από τα σωματίδια που συμμετέχουν σε αυτά τα στάδια.

Ένα παράδειγμα σειριακών-παράλληλων βημάτων είναι το δεύτερο και το τέταρτο βήμα αυτού του σχήματος αντίδρασης.

Τα χαρακτηριστικά σημάδια ότι η αντίδραση προχωρά σύμφωνα με έναν πολύπλοκο μηχανισμό περιλαμβάνουν τα ακόλουθα σημάδια:

Αναντιστοιχία σειράς αντιδράσεων και στοιχειομετρικών συντελεστών.

Αλλαγή της σύνθεσης των προϊόντων ανάλογα με τη θερμοκρασία, τις αρχικές συγκεντρώσεις και άλλες συνθήκες.

Επιτάχυνση ή επιβράδυνση της διαδικασίας όταν προστίθενται μικρές ποσότητες ουσιών στο μείγμα της αντίδρασης.

Επίδραση του υλικού και των διαστάσεων του δοχείου στον ρυθμό αντίδρασης κ.λπ.

Στην κινητική ανάλυση σύνθετων αντιδράσεων εφαρμόζεται η αρχή της ανεξαρτησίας: «Εάν στο σύστημα συμβαίνουν πολλές απλές αντιδράσεις ταυτόχρονα, τότε το βασικό αξίωμα της χημικής κινητικής ισχύει για καθεμία από αυτές, σαν αυτή η αντίδραση να ήταν η μόνη». Αυτή η αρχή μπορεί επίσης να διατυπωθεί ως εξής: «Η τιμή της σταθεράς ταχύτητας μιας στοιχειώδους αντίδρασης δεν εξαρτάται από το εάν άλλες στοιχειώδεις αντιδράσεις προχωρούν ταυτόχρονα σε ένα δεδομένο σύστημα».

Η αρχή της ανεξαρτησίας ισχύει για τις περισσότερες αντιδράσεις που προχωρούν σύμφωνα με έναν πολύπλοκο μηχανισμό, αλλά δεν είναι καθολική, καθώς υπάρχουν αντιδράσεις στις οποίες ορισμένες απλές αντιδράσεις επηρεάζουν την πορεία άλλων (για παράδειγμα, συζευγμένες αντιδράσεις.)

Σημαντική στη μελέτη σύνθετων χημικών αντιδράσεων είναι η αρχή μικροαναστρεψιμότηταή αναλυτικό ισοζύγιο:

Εάν μια χημική ισορροπία αποκατασταθεί σε μια πολύπλοκη διαδικασία, τότε οι ρυθμοί της μπροστινής και της αντίστροφης αντίδρασης πρέπει να είναι ίσοι για κάθε ένα από τα στοιχειώδη στάδια.

Η πιο συνηθισμένη περίπτωση να συμβεί μια σύνθετη αντίδραση είναι όταν η αντίδραση προχωρά σε πολλά απλά βήματα προχωρώντας με διαφορετικούς ρυθμούς. Η διαφορά στους ρυθμούς οδηγεί στο γεγονός ότι η κινητική απόκτησης του προϊόντος αντίδρασης μπορεί να προσδιοριστεί από τους νόμους μιας μόνο αντίδρασης. Για παράδειγμα, για παράλληλες αντιδράσεις, ο ρυθμός ολόκληρης της διαδικασίας καθορίζεται από τον ρυθμό του ταχύτερου σταδίου και για τις διαδοχικές αντιδράσεις, του πιο αργού. Επομένως, κατά την ανάλυση της κινητικής των παράλληλων αντιδράσεων με σημαντική διαφορά στις σταθερές, ο ρυθμός του αργού σταδίου μπορεί να αγνοηθεί και κατά την ανάλυση διαδοχικών αντιδράσεων, δεν είναι απαραίτητος ο προσδιορισμός του ρυθμού της γρήγορης αντίδρασης.

Στις διαδοχικές αντιδράσεις, ονομάζεται η πιο αργή αντίδραση περιοριστική. Το οριακό στάδιο έχει τη μικρότερη σταθερά ρυθμού.

Εάν οι τιμές των σταθερών ρυθμού των επιμέρους σταδίων μιας σύνθετης αντίδρασης είναι κοντινές, τότε απαιτείται πλήρης ανάλυση ολόκληρου του κινητικού σχήματος.

Η εισαγωγή της έννοιας ενός σταδίου καθορισμού του ρυθμού σε πολλές περιπτώσεις απλοποιεί τη μαθηματική πλευρά της εξέτασης τέτοιων συστημάτων και εξηγεί το γεγονός ότι μερικές φορές η κινητική των πολύπλοκων αντιδράσεων πολλαπλών σταδίων περιγράφεται καλά από απλές εξισώσεις, για παράδειγμα, της πρώτης Σειρά.

Εργασία # 1. Η αλληλεπίδραση με το ελεύθερο οξυγόνο οδηγεί στον σχηματισμό υψηλά τοξικού διοξειδίου του αζώτου //, αν και αυτή η αντίδραση προχωρά αργά υπό φυσιολογικές συνθήκες και σε χαμηλές συγκεντρώσεις δεν παίζει σημαντικό ρόλο στην τοξική κυτταρική βλάβη, αλλά, ωστόσο, οι παθογόνες επιδράσεις αυξάνονται απότομα με την υπερπαραγωγή του. Προσδιορίστε πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός αλληλεπίδρασης του μονοξειδίου του αζώτου (II) με το οξυγόνο όταν η πίεση στο μείγμα των αρχικών αερίων διπλασιάζεται, εάν ο ρυθμός αντίδρασης περιγράφεται από την εξίσωση ?

Λύση.

1. Ο διπλασιασμός της πίεσης ισοδυναμεί με διπλασιασμό της συγκέντρωσης ( Με) και . Επομένως, οι ρυθμοί αλληλεπίδρασης που αντιστοιχούν και θα λάβουν, σύμφωνα με το νόμο της μαζικής δράσης, τις εκφράσεις: και

Απάντηση. Ο ρυθμός αντίδρασης θα αυξηθεί κατά 8 φορές.

Εργασία # 2. Πιστεύεται ότι η συγκέντρωση χλωρίου (πρασινωπό αέριο με έντονη οσμή) στον αέρα πάνω από 25 ppm είναι επικίνδυνη για τη ζωή και την υγεία, αλλά υπάρχουν ενδείξεις ότι εάν ο ασθενής έχει αναρρώσει από οξεία σοβαρή δηλητηρίαση με αυτό το αέριο, τότε δεν παρατηρούνται υπολειμματικές επιδράσεις. Προσδιορίστε πώς θα αλλάξει ο ρυθμός αντίδρασης: , προχωρώντας στην αέρια φάση, εάν αυξηθεί κατά 3: συγκέντρωση , συγκέντρωση , 3) ​​πίεση / /;

Λύση.

1. Αν συμβολίσουμε τις συγκεντρώσεις και αντίστοιχα μέσω και , τότε η έκφραση για την ταχύτητα αντίδρασης θα έχει τη μορφή: .

2. Αφού αυξηθούν οι συγκεντρώσεις κατά 3, θα είναι ίσες για και για . Επομένως, η έκφραση για τον ρυθμό αντίδρασης θα έχει τη μορφή: 1) 2)

3. Επομένως, μια αύξηση της πίεσης αυξάνει τη συγκέντρωση των αερίων αντιδραστηρίων κατά την ίδια ποσότητα

4. Η αύξηση του ρυθμού αντίδρασης σε σχέση με την αρχική καθορίζεται από την αναλογία, αντίστοιχα: 1) , 2) , 3) .

Απάντηση. Ο ρυθμός αντίδρασης θα αυξηθεί: 1), 2), 3) φορές.

Εργασία #3. Πώς αλλάζει ο ρυθμός αλληλεπίδρασης των αρχικών ουσιών με αλλαγή της θερμοκρασίας από σε εάν ο συντελεστής θερμοκρασίας της αντίδρασης είναι 2,5;

Λύση.

1. Ο συντελεστής θερμοκρασίας δείχνει πώς αλλάζει ο ρυθμός αντίδρασης με μια αλλαγή στη θερμοκρασία για κάθε (κανόνας van't Hoff):.

2. Εάν η μεταβολή της θερμοκρασίας είναι: , τότε λαμβάνοντας υπόψη το γεγονός ότι , παίρνουμε: . Ως εκ τούτου, .

3. Σύμφωνα με τον πίνακα των αντιλογαρίθμων, βρίσκουμε: .

Απάντηση. Με μια αλλαγή στη θερμοκρασία (δηλαδή με αύξηση), η ταχύτητα θα αυξηθεί κατά 67,7 φορές.

Εργασία #4. Υπολογίστε τον συντελεστή θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης, γνωρίζοντας ότι όσο αυξάνεται η θερμοκρασία, ο ρυθμός αυξάνεται κατά 128.

Λύση.

1. Η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία εκφράζεται από τον εμπειρικό κανόνα van't Hoff:

.Λύνοντας την εξίσωση για , βρίσκουμε: , . Επομένως, =2

Απάντηση. =2.

Εργασία αριθμός 5. Για μία από τις αντιδράσεις, προσδιορίστηκαν δύο σταθερές ταχύτητας: στο 0,00670 και στο 0,06857. Προσδιορίστε τη σταθερά ταχύτητας της ίδιας αντίδρασης στο .

Λύση.

1. Με βάση δύο τιμές των σταθερών ρυθμού αντίδρασης, χρησιμοποιώντας την εξίσωση Arrhenius, προσδιορίζουμε την ενέργεια ενεργοποίησης της αντίδρασης: . Για αυτήν την περίπτωση: Ως εκ τούτου: J/mol.

2. Υπολογίστε τη σταθερά ταχύτητας αντίδρασης στο , χρησιμοποιώντας τη σταθερά ταχύτητας στο και την εξίσωση Arrhenius στους υπολογισμούς: . Για αυτήν την περίπτωση: και δεδομένου ότι: , παίρνουμε: . Συνεπώς,

Απάντηση.

Υπολογισμός της σταθεράς χημικής ισορροπίας και προσδιορισμός της κατεύθυνσης μετατόπισης ισορροπίας σύμφωνα με την αρχή Le Chatelier .

Εργασία αριθμός 6.Το διοξείδιο του άνθρακα // σε αντίθεση με το μονοξείδιο του άνθρακα // δεν παραβιάζει τις φυσιολογικές λειτουργίες και την ανατομική ακεραιότητα ενός ζωντανού οργανισμού και η ασφυκτική τους δράση οφείλεται μόνο στην παρουσία σε υψηλές συγκεντρώσεις και στη μείωση του ποσοστού οξυγόνου στον εισπνεόμενο αέρα. Τι ισούται με σταθερά ισορροπίας αντίδρασης / /: σε θερμοκρασία που εκφράζεται ως εξής: α) μερικές πιέσεις των αντιδρώντων. β) τις μοριακές συγκεντρώσεις τους, γνωρίζοντας ότι η σύνθεση του μίγματος ισορροπίας εκφράζεται σε κλάσματα όγκου: , και , και η συνολική πίεση στο σύστημα είναι Pa;

Λύση.

1. Η μερική πίεση ενός αερίου είναι ίση με τη συνολική πίεση επί το κλάσμα όγκου του αερίου στο μείγμα, άρα:

2. Αντικαθιστώντας αυτές τις τιμές στην έκφραση της σταθεράς ισορροπίας, παίρνουμε:

3. Η σχέση μεταξύ και καθορίζεται με βάση την εξίσωση Mendeleev Clapeyron για τα ιδανικά αέρια και εκφράζεται με την ισότητα: , πού είναι η διαφορά μεταξύ του αριθμού των γραμμομορίων αέριων προϊόντων αντίδρασης και των αέριων αρχικών ουσιών. Για αυτή την αντίδραση: Επειτα: .

Απάντηση. Pa. .

Εργασία αριθμός 7.Προς ποια κατεύθυνση θα μετατοπιστεί η ισορροπία στις ακόλουθες αντιδράσεις:

3. ;

α) με αύξηση της θερμοκρασίας, β) με μείωση της πίεσης, γ) με αύξηση της συγκέντρωσης του υδρογόνου;

Λύση.

1. Η χημική ισορροπία στο σύστημα εδραιώνεται με τη σταθερότητα των εξωτερικών παραμέτρων (κ.λπ.). Εάν αλλάξουν αυτές οι παράμετροι, τότε το σύστημα φεύγει από την κατάσταση ισορροπίας και αρχίζει να επικρατεί η άμεση (στα δεξιά) ή η αντίστροφη αντίδραση (στα αριστερά). Η επίδραση διαφόρων παραγόντων στη μετατόπιση της ισορροπίας αντανακλάται στην αρχή του Le Chatelier.

2. Εξετάστε την επίδραση στις παραπάνω αντιδράσεις και των 3 παραγόντων που επηρεάζουν τη χημική ισορροπία.

α) Με την αύξηση της θερμοκρασίας, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μια ενδόθερμη αντίδραση, δηλ. αντίδραση που λαμβάνει χώρα με την απορρόφηση θερμότητας. Η 1η και η 3η αντίδραση είναι εξώθερμες //, επομένως, με αύξηση της θερμοκρασίας, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την αντίστροφη αντίδραση και στη 2η αντίδραση // - προς την άμεση αντίδραση.

β) Όταν η πίεση μειώνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς αύξηση του αριθμού των γραμμομορίων αερίων, δηλ. προς υψηλότερη πίεση. Στην 1η και 3η αντίδραση, η αριστερή και η δεξιά πλευρά της εξίσωσης θα έχουν τον ίδιο αριθμό γραμμομορίων αερίων (2-2 και 1-1, αντίστοιχα). Η αλλαγή της πίεσης λοιπόν δεν θα προκαλέσειαλλαγές ισορροπίας στο σύστημα. Στη 2η αντίδραση, υπάρχουν 4 moles αερίων στην αριστερή πλευρά και 2 moles στη δεξιά, επομένως, καθώς η πίεση μειώνεται, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την αντίστροφη αντίδραση.

σε) Με την αύξηση της συγκέντρωσης των συστατικών της αντίδρασης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατανάλωσή τους.Στην 1η αντίδραση, το υδρογόνο βρίσκεται στα προϊόντα και η αύξηση της συγκέντρωσής του θα ενισχύσει την αντίστροφη αντίδραση, κατά την οποία καταναλώνεται. Στη 2η και 3η αντίδραση, το υδρογόνο είναι μεταξύ των αρχικών ουσιών, επομένως, η αύξηση της συγκέντρωσής του μετατοπίζει την ισορροπία προς την αντίδραση που προχωρά με την κατανάλωση υδρογόνου.

Απάντηση.

α) Με αύξηση της θερμοκρασίας στις αντιδράσεις 1 και 3, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά και στην αντίδραση 2 - προς τα δεξιά.

β) Οι αντιδράσεις 1 και 3 δεν θα επηρεαστούν από μείωση της πίεσης και στην αντίδραση 2, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά.

γ) Μια αύξηση της θερμοκρασίας στις αντιδράσεις 2 και 3 θα επιφέρει μετατόπιση της ισορροπίας προς τα δεξιά και στην αντίδραση 1 προς τα αριστερά.

1.2. Εργασίες κατάστασης №№ από 7 έως 21για την εμπέδωση της ύλης (εκτελέστε στο τετράδιο πρωτοκόλλου).

Εργασία αριθμός 8.Πώς θα αλλάξει ο ρυθμός οξείδωσης της γλυκόζης στο σώμα με μείωση της θερμοκρασίας από σε εάν ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης είναι 4;

Εργασία αριθμός 9.Χρησιμοποιώντας τον κατά προσέγγιση κανόνα van't Hoff, υπολογίστε πόσο πρέπει να αυξηθεί η θερμοκρασία ώστε ο ρυθμός αντίδρασης να αυξηθεί κατά 80 φορές; Πάρτε το συντελεστή θερμοκρασίας της ταχύτητας ίσο με 3.

Εργασία αριθμός 10.Για να σταματήσει πρακτικά η αντίδραση, χρησιμοποιείται ταχεία ψύξη του μίγματος της αντίδρασης («πάγωμα της αντίδρασης»). Προσδιορίστε πόσες φορές θα αλλάξει ο ρυθμός αντίδρασης όταν το μείγμα της αντίδρασης ψύχεται από 40 σε , εάν ο συντελεστής θερμοκρασίας της αντίδρασης είναι 2,7.

Εργασία αριθμός 11.Ένα ισότοπο που χρησιμοποιείται για τη θεραπεία ορισμένων όγκων έχει χρόνο ημιζωής 8,1 ημέρες. Μετά από ποιο χρονικό διάστημα η περιεκτικότητα σε ραδιενεργό ιώδιο στον οργανισμό του ασθενούς θα μειωθεί κατά 5 φορές;

Εργασία αριθμός 12.Η υδρόλυση κάποιας συνθετικής ορμόνης (φαρμακευτική) είναι αντίδραση πρώτης τάξης με σταθερά ταχύτητας 0,25 (). Πώς θα αλλάξει η συγκέντρωση αυτής της ορμόνης μετά από 2 μήνες;

Εργασία αριθμός 13.Ο χρόνος ημιζωής των ραδιενεργών είναι 5600 χρόνια. Σε έναν ζωντανό οργανισμό, μια σταθερή ποσότητα διατηρείται λόγω του μεταβολισμού. Στα απομεινάρια ενός μαμούθ, το περιεχόμενο ήταν από το πρωτότυπο. Πότε έζησε το μαμούθ;

Εργασία αριθμός 14.Ο χρόνος ημιζωής του εντομοκτόνου (εντομοκτόνο που χρησιμοποιείται για τον έλεγχο των εντόμων) είναι 6 μήνες. Μια ορισμένη ποσότητα μπήκε στη δεξαμενή, όπου καθορίστηκε η συγκέντρωση mol / l. Πόσος χρόνος χρειάζεται για να πέσει η συγκέντρωση του εντομοκτόνου στο επίπεδο mol/l;

Εργασία αριθμός 15.Τα λίπη και οι υδατάνθρακες οξειδώνονται με αξιοσημείωτο ρυθμό σε θερμοκρασία 450 - 500 ° και σε ζωντανούς οργανισμούς - σε θερμοκρασία 36 - 40 °. Ποιος είναι ο λόγος για την απότομη μείωση της θερμοκρασίας που απαιτείται για την οξείδωση;

Εργασία αριθμός 16.Το υπεροξείδιο του υδρογόνου διασπάται σε υδατικά διαλύματα σε οξυγόνο και νερό. Η αντίδραση επιταχύνεται τόσο από έναν ανόργανο καταλύτη (ιόν) όσο και από έναν βιοοργανικό (ένζυμο καταλάση). Η ενέργεια ενεργοποίησης της αντίδρασης απουσία καταλύτη είναι 75,4 kJ/mol. Το ιόν το μειώνει στα 42 kJ/mol και το ένζυμο καταλάση το μειώνει στα 2 kJ/mol. Υπολογίστε την αναλογία των ρυθμών αντίδρασης απουσία καταλύτη στις περιπτώσεις παρουσίας και καταλάσης. Τι συμπέρασμα μπορεί να εξαχθεί για τη δραστηριότητα του ενζύμου; Η αντίδραση προχωρά σε θερμοκρασία 27°C.

Εργασία αριθμός 17Σταθερά ρυθμού αποσύνθεσης της πενικιλίνης στο φορητό ραδιόφωνο J/mol.

1.3. ερωτήσεις δοκιμής

1. Εξηγήστε τι σημαίνουν οι όροι: ταχύτητα αντίδρασης, σταθερά ταχύτητας;

2. Πώς εκφράζεται ο μέσος και πραγματικός ρυθμός των χημικών αντιδράσεων;

3. Γιατί έχει νόημα να μιλάμε για την ταχύτητα των χημικών αντιδράσεων μόνο για μια δεδομένη χρονική στιγμή;

4. Διατυπώστε τον ορισμό των αναστρέψιμων και μη αναστρέψιμων αντιδράσεων.

5. Ορίστε το νόμο της μαζικής δράσης. Αντανακλά η εξίσωση που εκφράζει αυτόν τον νόμο την εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη φύση των αντιδρώντων;

6. Πώς εξαρτάται ο ρυθμός της αντίδρασης από τη θερμοκρασία; Ποια είναι η ενέργεια ενεργοποίησης; Τι είναι τα ενεργά μόρια;

7. Ποιοι παράγοντες καθορίζουν το ρυθμό μιας ομοιογενούς και ετερογενούς αντίδρασης; Δώσε παραδείγματα.

8. Ποια είναι η σειρά και η μοριακότητα των χημικών αντιδράσεων; Σε ποιες περιπτώσεις δεν ταιριάζουν;

9. Ποιες ουσίες ονομάζονται καταλύτες; Ποιος είναι ο μηχανισμός επιτάχυνσης της δράσης ενός καταλύτη;

10. Ποια είναι η έννοια της «δηλητηρίασης από καταλύτη»; Ποιες ουσίες ονομάζονται αναστολείς;

11. Τι ονομάζεται χημική ισορροπία; Γιατί λέγεται δυναμική; Ποιες συγκεντρώσεις αντιδρώντων ονομάζονται ισορροπία;

12. Τι ονομάζεται σταθερά χημικής ισορροπίας; Εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων ουσιών, τη συγκέντρωση, τη θερμοκρασία, την πίεσή τους; Ποια είναι τα χαρακτηριστικά της μαθηματικής σημειογραφίας για τη σταθερά ισορροπίας σε ετερογενή συστήματα;

13. Ποια είναι η φαρμακοκινητική των φαρμάκων;

14. Οι διεργασίες που συμβαίνουν με το φάρμακο στον οργανισμό χαρακτηρίζονται ποσοτικά από έναν αριθμό φαρμακοκινητικών παραμέτρων. Δώστε τα κύρια.

Από ποιοτικές εκτιμήσεις, είναι σαφές ότι ο ρυθμός των αντιδράσεων θα πρέπει να αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας, αφού Σε αυτή την περίπτωση, η ενέργεια των συγκρουόμενων σωματιδίων αυξάνεται και η πιθανότητα να συμβεί χημικός μετασχηματισμός κατά τη σύγκρουση αυξάνεται. Για μια ποσοτική περιγραφή των επιδράσεων της θερμοκρασίας στη χημική κινητική, χρησιμοποιούνται δύο βασικές σχέσεις - ο κανόνας van't Hoff και η εξίσωση Arrhenius.

Ο κανόνας του Van't Hoffέγκειται στο γεγονός ότι όταν θερμαίνεται στους 10 ° C, ο ρυθμός των περισσότερων χημικών αντιδράσεων αυξάνεται κατά 2-4 φορές. Μαθηματικά, αυτό σημαίνει ότι ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από τη θερμοκρασία με τρόπο νόμου ισχύος:

, (4.1)

όπου είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας της ταχύτητας ( = 24). Ο κανόνας του Van't Hoff είναι πολύ σκληρός και εφαρμόζεται μόνο σε πολύ περιορισμένο εύρος θερμοκρασίας.

Πολύ πιο ακριβές είναι Εξίσωση Arrheniusπεριγράφοντας την εξάρτηση από τη θερμοκρασία της σταθεράς ρυθμού:

, (4.2)

όπου R- καθολική σταθερά αερίου. ΕΝΑ- προεκθετικός παράγοντας, ο οποίος δεν εξαρτάται από τη θερμοκρασία, αλλά καθορίζεται μόνο από τον τύπο της αντίδρασης. Ε Α - ενέργεια ενεργοποίησης, η οποία μπορεί να χαρακτηριστεί ως κάποια ενέργεια κατωφλίου: χονδρικά, εάν η ενέργεια των συγκρουόμενων σωματιδίων είναι μικρότερη από Ε Α, τότε η αντίδραση δεν θα συμβεί κατά τη σύγκρουση εάν η ενέργεια υπερβεί Ε Α, η αντίδραση θα συμβεί. Η ενέργεια ενεργοποίησης δεν εξαρτάται από τη θερμοκρασία.

Γραφική εξάρτηση κ(Τ) ως εξής:

Σε χαμηλές θερμοκρασίες, οι χημικές αντιδράσεις σχεδόν δεν συμβαίνουν: κ(Τ) 0. Σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες, η σταθερά ρυθμού τείνει στην οριακή τιμή: κ(Τ)ΕΝΑ. Αυτό αντιστοιχεί στο γεγονός ότι όλα τα μόρια είναι χημικά ενεργά και κάθε σύγκρουση οδηγεί σε αντίδραση.

Η ενέργεια ενεργοποίησης μπορεί να προσδιοριστεί μετρώντας τη σταθερά του ρυθμού σε δύο θερμοκρασίες. Η εξίσωση (4.2) συνεπάγεται:

. (4.3)

Πιο συγκεκριμένα, η ενέργεια ενεργοποίησης προσδιορίζεται από τις τιμές της σταθεράς ρυθμού σε διάφορες θερμοκρασίες. Για να γίνει αυτό, η εξίσωση Arrhenius (4.2) γράφεται με τη λογαριθμική μορφή

και γράψτε τα πειραματικά δεδομένα σε συντεταγμένες ln κ - 1/Τ. Η εφαπτομένη της κλίσης της ευθείας που προκύπτει είναι - Ε Α / R.

Για ορισμένες αντιδράσεις, ο προεκθετικός παράγοντας εξαρτάται ελάχιστα από τη θερμοκρασία. Στην περίπτωση αυτή, το λεγόμενο πειραματική ενέργεια ενεργοποίησης:

. (4.4)

Εάν ο προεκθετικός παράγοντας είναι σταθερός, τότε η πειραματική ενέργεια ενεργοποίησης είναι ίση με την ενέργεια ενεργοποίησης του Arrhenius: μι op = Ε Α.

Παράδειγμα 4-1. Χρησιμοποιώντας την εξίσωση Arrhenius, υπολογίστε σε ποιες θερμοκρασίες και ποιες ενέργειες ενεργοποίησης ισχύει ο κανόνας van't Hoff.

Λύση. Ας αναπαραστήσουμε τον κανόνα van't Hoff (4.1) ως εξάρτηση του νόμου ισχύος της σταθεράς ρυθμού:

,

όπου σι- σταθερή τιμή. Ας συγκρίνουμε αυτήν την έκφραση με την εξίσωση Arrhenius (4.2), παίρνοντας την τιμή ~ μι = 2.718:

.

Ας πάρουμε τον φυσικό λογάριθμο και των δύο μερών αυτής της κατά προσέγγιση ισότητας:

.

Διαφοροποιώντας την ληφθείσα σχέση σε σχέση με τη θερμοκρασία, βρίσκουμε την επιθυμητή σχέση μεταξύ της ενέργειας ενεργοποίησης και της θερμοκρασίας:

Εάν η ενέργεια ενεργοποίησης και η θερμοκρασία ικανοποιούν κατά προσέγγιση αυτή τη σχέση, τότε ο κανόνας van't Hoff μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την εκτίμηση της επίδρασης της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης.

Παράδειγμα 4-2. Η αντίδραση πρώτης τάξης στους 70°C ολοκληρώνεται κατά 40% σε 60 λεπτά. Σε ποια θερμοκρασία θα ολοκληρωθεί η αντίδραση κατά 80% σε 120 λεπτά εάν η ενέργεια ενεργοποίησης είναι 60 kJ/mol;

Λύση. Για μια αντίδραση πρώτης τάξης, η σταθερά ταχύτητας εκφράζεται ως ο βαθμός μετατροπής ως εξής:

,

όπου α = Χ/ένα- ο βαθμός μεταμόρφωσης. Γράφουμε αυτή την εξίσωση σε δύο θερμοκρασίες, λαμβάνοντας υπόψη την εξίσωση Arrhenius:

όπου Ε Α= 60 kJ/mol, Τ 1 = 343 K, t 1 = 60 λεπτά, a 1 = 0,4, t 2 = 120 λεπτά, a 2 = 0,8. Διαιρέστε τη μια εξίσωση με την άλλη και πάρτε τον λογάριθμο:

Αντικαθιστώντας τις παραπάνω ποσότητες σε αυτήν την έκφραση, βρίσκουμε Τ 2 \u003d 333 K \u003d 60 o C.

Παράδειγμα 4-3. Ο ρυθμός βακτηριακής υδρόλυσης των μυών των ψαριών διπλασιάζεται όταν μετακινείται από θερμοκρασία -1,1 o C σε θερμοκρασία +2,2 o C. Υπολογίστε την ενέργεια ενεργοποίησης αυτής της αντίδρασης.

Λύση. Η αύξηση του ρυθμού υδρόλυσης κατά 2 φορές οφείλεται στην αύξηση της σταθεράς ρυθμού: κ 2 = 2κένας . Η ενέργεια ενεργοποίησης σε σχέση με τις σταθερές ρυθμού σε δύο θερμοκρασίες μπορεί να προσδιοριστεί από την εξίσωση (4.3) με Τ 1 = t 1 + 273,15 = 272,05 χιλ Τ 2 = t 2 + 273,15 = 275,35 K:

130800 J/mol = 130,8 kJ/mol.

4-1. Χρησιμοποιώντας τον κανόνα van't Hoff, υπολογίστε σε ποια θερμοκρασία θα τελειώσει η αντίδραση μετά από 15 λεπτά, εάν στους 20 ° C χρειάζονται 2 ώρες. Ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού είναι 3. (απάντηση)

4-2. Ο χρόνος ημιζωής μιας ουσίας στους 323 Κ είναι 100 λεπτά και στους 353 Κ είναι 15 λεπτά. Προσδιορίστε τον συντελεστή θερμοκρασίας της ταχύτητας (Απάντηση)

4-3. Ποια πρέπει να είναι η ενέργεια ενεργοποίησης για να αυξηθεί ο ρυθμός αντίδρασης κατά 3 φορές με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 0 C α) στους 300 K; β) στα 1000 K; (απάντηση)

4-4. Η αντίδραση πρώτης τάξης έχει ενέργεια ενεργοποίησης 25 kcal/mol και προεκθετικό παράγοντα 5 . 10 13 δευτ. -1. Σε ποια θερμοκρασία θα είναι ο χρόνος ημιζωής για αυτή την αντίδραση: α) 1 λεπτό; β) 30 ημέρες; (απάντηση)

4-5. Σε ποια από τις δύο περιπτώσεις η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης αυξάνεται περισσότερες φορές: όταν θερμαίνεται από 0 o C στους 10 o C ή όταν θερμαίνεται από 10 o C στους 20 o C; Να αιτιολογήσετε την απάντησή σας χρησιμοποιώντας την εξίσωση Arrhenius (Απάντηση)

4-6. Η ενέργεια ενεργοποίησης κάποιας αντίδρασης είναι 1,5 φορές μεγαλύτερη από την ενέργεια ενεργοποίησης μιας άλλης αντίδρασης. Όταν θερμαίνεται από Τ 1 έως Τ 2 η σταθερά ταχύτητας της δεύτερης αντίδρασης αυξήθηκε σε έναμια φορά. Πόσες φορές αυξήθηκε η σταθερά ταχύτητας της πρώτης αντίδρασης όταν θερμάνθηκε από Τ 1 έως Τ 2; (απάντηση)

4-7. Η σταθερά ταχύτητας μιας μιγαδικής αντίδρασης εκφράζεται ως προς τις σταθερές ταχύτητας των στοιχειωδών σταδίων ως εξής:

Εκφράστε την ενέργεια ενεργοποίησης και τον προεκθετικό παράγοντα της μιγαδικής αντίδρασης ως προς τις αντίστοιχες ποσότητες που σχετίζονται με στοιχειώδη στάδια.(Απάντηση)

4-8. Στην μη αναστρέψιμη αντίδραση 1ης τάξης σε 20 λεπτά στους 125°C, ο βαθμός μετατροπής του υλικού έναρξης ήταν 60%, και στους 145°C ο ίδιος βαθμός μετατροπής επιτεύχθηκε σε 5,5 λεπτά. Βρείτε τις σταθερές ρυθμού και την ενέργεια ενεργοποίησης αυτής της αντίδρασης. (Απάντηση)

4-9. Η αντίδραση 1ης τάξης σε θερμοκρασία 25 ° C ολοκληρώνεται κατά 30% σε 30 λεπτά. Σε ποια θερμοκρασία θα ολοκληρωθεί η αντίδραση κατά 60% σε 40 λεπτά εάν η ενέργεια ενεργοποίησης είναι 30 kJ/mol; (Απάντηση)

4-10. Η αντίδραση 1ης τάξης σε θερμοκρασία 25 ° C ολοκληρώνεται κατά 70% σε 15 λεπτά. Σε ποια θερμοκρασία θα ολοκληρωθεί η αντίδραση κατά 50% σε 15 λεπτά εάν η ενέργεια ενεργοποίησης είναι 50 kJ/mol; (Απάντηση)

4-11. Η σταθερά ταχύτητας της αντίδρασης πρώτης τάξης είναι 4,02. 10 -4 s -1 στους 393 K και 1,98 . 10 -3 s -1 στους 413 Κ. Υπολογίστε τον προεκθετικό παράγοντα για αυτή την αντίδραση. (Απάντηση)

4-12. Για την αντίδραση H 2 + I 2 2HI, η σταθερά ταχύτητας σε θερμοκρασία 683 Κ είναι 0,0659 l/ (mol. min) και σε θερμοκρασία 716 K - 0,375 l/ (mol. min). Βρείτε την ενέργεια ενεργοποίησης αυτής της αντίδρασης και τη σταθερά του ρυθμού σε θερμοκρασία 700 K. (Απάντηση)

4-13. Για την αντίδραση 2N 2 O 2N 2 + O 2, η σταθερά ταχύτητας σε θερμοκρασία 986 Κ είναι 6,72 λίτρα / (mol. min) και σε θερμοκρασία 1165 K - 977,0 l / (mol. min). Βρείτε την ενέργεια ενεργοποίησης αυτής της αντίδρασης και τη σταθερά του ρυθμού σε θερμοκρασία 1053,0 K. (Απάντηση)

4-14. Το τριχλωροξικό ιόν σε ιονίζοντες διαλύτες που περιέχουν H + αποσυντίθεται σύμφωνα με την εξίσωση

H + + CCl 3 COO - CO 2 + CHCl 3

Το στάδιο προσδιορισμού του ρυθμού είναι η μονομοριακή διάσπαση του δεσμού C-C στο τριχλωροξικό ιόν. Η αντίδραση προχωρά με την πρώτη σειρά και οι σταθερές ταχύτητας έχουν τις ακόλουθες τιμές: κ= 3,11 . 10 -4 s -1 στους 90 o C, κ= 7,62. 10 -5 s -1 στους 80 o C. Υπολογίστε α) ενέργεια ενεργοποίησης, β) σταθερά ρυθμού στους 60 o C. (απάντηση)

4-15. Για την αντίδραση CH 3 COOC 2 H 5 + NaOH * CH 3 COONa + C 2 H 5 OH, η σταθερά ταχύτητας σε θερμοκρασία 282,6 K είναι 2,307 l / (mol. min) και σε θερμοκρασία 318,1 K - 21,65 l / (mol. min). Βρείτε την ενέργεια ενεργοποίησης αυτής της αντίδρασης και τη σταθερά του ρυθμού σε θερμοκρασία 343 K. (Απάντηση)

4-16. Για την αντίδραση C 12 H 22 O 11 + H 2 O C 6 H 12 O 6 + C 6 H 12 O 6, η σταθερά ταχύτητας σε θερμοκρασία 298,2 K είναι 0,765 l / (mol. min) και σε θερμοκρασία 328,2 K - 35,5 l/(mol min). Βρείτε την ενέργεια ενεργοποίησης αυτής της αντίδρασης και τη σταθερά του ρυθμού σε θερμοκρασία 313,2 K. (Απάντηση)

4-17. Η ουσία αποσυντίθεται σε δύο παράλληλες διαδρομές με σταθερές ρυθμού κ 1 και κ 2. Ποια είναι η διαφορά μεταξύ των ενεργειών ενεργοποίησης αυτών των δύο αντιδράσεων, εάν στους 10 o C κ 1 /κ 2 = 10 και στους 40 o C κ 1 /κ 2 = 0,1; (απάντηση)

4-18. Σε δύο αντιδράσεις ίδιας τάξης, η διαφορά στις ενέργειες ενεργοποίησης είναι μι 2 - μι 1 = 40 kJ/mol. Σε θερμοκρασία 293 K, ο λόγος των σταθερών ρυθμού είναι κ 1 /κ 2 \u003d 2. Σε ποια θερμοκρασία οι σταθερές ρυθμού θα γίνουν ίσες; (Απάντηση)

4-19. Η αποσύνθεση του δικαρβοξυλικού οξέος ακετόνης σε υδατικό διάλυμα είναι μια αντίδραση πρώτης τάξης. Οι σταθερές ταχύτητας αυτής της αντίδρασης μετρήθηκαν σε διαφορετικές θερμοκρασίες:

Υπολογίστε την ενέργεια ενεργοποίησης και τον προεκθετικό παράγοντα. Ποιος είναι ο χρόνος ημιζωής στους 25°C;

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από τη θερμοκρασία και καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο ρυθμός της αντίδρασης αυξάνεται. Ο Ολλανδός επιστήμονας Van't Hoff έδειξε ότι όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10 βαθμούς, ο ρυθμός των περισσότερων αντιδράσεων αυξάνεται κατά 2-4 φορές.

VT 2 = VT 1 *y (T2-T1)/10

Όπου VT 2 και VT 1 είναι οι ρυθμοί αντίδρασης σε θερμοκρασίες T 2 και T 1. y είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης, ο οποίος δείχνει πόσες φορές ο ρυθμός αντίδρασης αυξήθηκε με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10K.

Σε συγκέντρωση αντιδραστηρίου 1 mol/l, ο ρυθμός αντίδρασης είναι αριθμητικά ίσος με τη σταθερά ταχύτητας k. Τότε η εξίσωση δείχνει ότι η σταθερά του ρυθμού εξαρτάται από τη θερμοκρασία με τον ίδιο τρόπο όπως ο ρυθμός της διαδικασίας.

3. Γράψτε μια παραλλαγή της αντίδρασης απομάκρυνσης (απομάκρυνσης) με απελευθέρωση υδραλογόνου.

C 2 H 5 Cl \u003d C 2 H 4 + HCl

Αριθμός εισιτηρίου 4

1. Τι είναι «ατομική μάζα», «μοριακή μάζα», «μόριο ουσίας» και τι λαμβάνεται ως μονάδα ατομικής μάζας (a.m.u.);

ΑΤΟΜΙΚΗ ΜΑΖΑ - η μάζα ενός ατόμου σε μονάδες ατομικής μάζας (a.m.u.). ανά μονάδα α. μ., γίνεται αποδεκτό το 1/12 της μάζας του ισοτόπου άνθρακα-12.

π.μ. \u003d 1/12 m 12 6 C \u003d 1,66 * 10 -24

ΜΟΡΙΑΚΟ ΒΑΡΟΣ - Η μοριακή μάζα μιας ένωσης, που αναφέρεται στο 1/12 της μοριακής μάζας ενός ατόμου άνθρακα-12.

MOL - η ποσότητα μιας ουσίας που περιέχει τον ίδιο αριθμό σωματιδίων ή δομικών μονάδων (άτομα, ιόντα, μόρια, ρίζες, ηλεκτρόνια, ισοδύναμα κ.λπ.) όπως στο 12 α. π.μ. ισότοπο άνθρακα-12.

Ο τύπος για την αύξηση του ρυθμού μιας αντίδρασης παρουσία καταλύτη.

Μπορείτε να αλλάξετε την τιμή του Ea (ενέργεια ενεργοποίησης) χρησιμοποιώντας καταλύτες. Οι ουσίες που συμμετέχουν, αλλά δεν καταναλώνονται στη διαδικασία της αντίδρασης, ονομάζονται καταλύτες. Αυτό το ίδιο το φαινόμενο ονομάζεται κατάλυση. Η αύξηση του ρυθμού αντίδρασης παρουσία ενός καταλύτη προσδιορίζεται από τον τύπο

Ανάλογα με το αν ο καταλύτης βρίσκεται στην ίδια φάση με τα αντιδρώντα ή σχηματίζει μια ανεξάρτητη φάση, μιλάμε για ομοιογενή ή ετερογενή κατάλυση. Ο μηχανισμός καταλυτικής δράσης για αυτά δεν είναι ο ίδιος, ωστόσο, και στις δύο περιπτώσεις, η αντίδραση επιταχύνεται λόγω μείωσης της Ea. Υπάρχει ένας αριθμός ειδικών καταλυτών – αναστολέων που μειώνουν τον ρυθμό αντίδρασης.

όπου είναι οι παράμετροι της καταλυτικής διεργασίας, V, k, Ea- μη καταλυτική διεργασία.

Γράψτε τις αντιδράσεις καύσης ανόργανων ουσιών που περιέχουν άνθρακα στο οξυγόνο, υποδεικνύοντας τον οξειδωτικό και τον αναγωγικό παράγοντα, καθώς και τις καταστάσεις οξείδωσης του άνθρακα πριν και μετά την αντίδραση.

C - αναγωγικός παράγοντας, διαδικασία οξείδωσης

Ο - οξειδωτικός παράγοντας, διαδικασία αναγωγής

Αριθμός εισιτηρίου 5

1. Τι είναι η «ηλεκτραρνητικότητα», «σθένος», «κατάσταση οξείδωσης» ενός στοιχείου και ποιοι είναι οι βασικοί κανόνες για τον προσδιορισμό τους;

ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ ΟΞΕΙΔΩΣΗΣ - το υπό όρους φορτίο ενός ατόμου ενός στοιχείου, που λαμβάνεται με την υπόθεση ότι η ένωση αποτελείται από ιόντα. Μπορεί να είναι θετικό, αρνητικό, μηδενικό, κλασματικό και υποδεικνύεται με έναν αραβικό αριθμό με σύμβολο "+" ή "-" με τη μορφή του επάνω δεξιά δείκτη του συμβόλου του στοιχείου: C 1-, O 2-, H + , Mg 2+, N 3-, N 5+, Cr 6+.

Για τον προσδιορισμό της κατάστασης οξείδωσης (s. o.) ενός στοιχείου σε μια ένωση (ιόν), χρησιμοποιούνται οι ακόλουθοι κανόνες:

1 Σε απλές ουσίες (H2, S8, P4) σελ. σχετικά με. ισούται με μηδέν.

2 Constant p. σχετικά με. έχουν αλκαλικά (E+) και αλκαλικές γαίες (E2+), καθώς και φθόριο P-.

3 Το υδρογόνο στις περισσότερες ενώσεις έχει s. σχετικά με. Η+ (H2O, CH4, HC1), σε υδρίδια - Η- (-NaH, CaH2); Με. σχετικά με. Το οξυγόνο, κατά κανόνα, είναι ίσο με -2 (O2-), σε υπεροξείδια (-O-O-) - 1 (O-).

4 Σε δυαδικές ενώσεις αμέταλλων, αρνητικό p. σχετικά με. αντιστοιχίζεται στο στοιχείο στα δεξιά).

5 Αλγεβρικό άθροισμα σελ. σχετικά με. το μόριο είναι μηδέν, το ιόν - το φορτίο του.

Η ικανότητα ενός ατόμου να προσκολλήσει ή να αντικαταστήσει έναν ορισμένο αριθμό άλλων ατόμων ονομάζεται Σθένος. Το μέτρο του σθένους είναι ο αριθμός των ατόμων υδρογόνου ή οξυγόνου που είναι συνδεδεμένα σε ένα στοιχείο, με την προϋπόθεση ότι το υδρογόνο είναι ένα και το οξυγόνο είναι δισθενές.