Температурний коефіцієнт швидкості хімічної реакції (правило Вант-Гоффа). Хімічна кінетика

Швидкість хімічної реакції залежить від температури, причому у разі підвищення температури швидкість реакції збільшується. Голландський вчений Вант-Гофф показав, що при підвищенні температури на 10 градусів швидкість більшості реакцій збільшується в 2-4 рази;

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

Де VT 2 та VT 1 – швидкості реакції при температурах T 2 та T 1 ; у – температурний коефіцієнт швидкості реакції, який показує, скільки разів збільшилася швидкість реакції у разі підвищення температури на 10К.

При концентрації реагуючих речовин 1 моль/л швидкість реакції чисельно дорівнює константі швидкості k. Тоді рівняння показує, що константа швидкості залежить від температури так само, як швидкість процесу.

3. Напишіть варіант реакції відщеплення (елімінування) із виділенням галогенводню.

C 2 H 5 Cl=C 2 H 4 +HCl

Білет №4

1. Що таке "атомна маса", "молекулярна маса", "моль речовини" і що прийнято за атомну одиницю маси (а.е.м.)?

АТОМНА МАСА – маса атома в атомних одиницях маси (а. е. м.). за одиницю а. е. м. прийнята 1/12 маси ізотопу вуглець-12.

а.е.м. = 1/12 m 12 6 С = 1, 66 * 10 -24

МОЛЕКУЛЯРНА МАСА - молярна маса сполуки, віднесена до 1/12 молярної маси атома вуглецю-12.

МІЛЬ - кількість речовини, що містить стільки ж частинок або структурних одиниць (атомів, іонів, молекул, радикалів, електронів, еквівалентів та ін), що і в 12 а. е. м. ізотопу вуглецю-12.

Формула збільшення швидкості реакції у присутності каталізатора.

Змінити величину Еа (енергію активації) можна за допомогою каталізаторів. Речовини, що беруть участь, але не витрачаються в процесі реакції, називають каталізаторами. Саме це явище називається каталізом. Збільшення швидкості реакції у присутності каталізатора визначається формулою

Залежно від того, чи каталізатор знаходиться в тій же фазі, що і реагуючі речовини, або утворює самостійну фазу, говорять про гомогенний або гетерогенний каталіз. Механізм каталітичної дії для них не одиниць, однак і в тому, і в іншому випадку відбувається прискорення реакції за рахунок зниження Еа. Існує ряд специфічних каталізаторів – інгібіторів, що знижують швидкість реакції.

де -параметри каталітичного процесу, V, k, Еа-некаталітичного процесу.

Напишіть реакції згоряння вуглецевмісних неорганічних речовин у кисні, вказавши окислювач і відновник, а також ступеня окислення вуглецю до і після реакції.

С – відновник, процес окиснення

О – окислювач, процес відновлення

Білет № 5

1. Що таке «електронегативність», «валентність», «ступінь окислення» елемента та які основні правила їх визначення?

СТУПЕНЬ ОКИСЛЕННЯ - умовний заряд атома елемента, отриманий у припущенні, що з'єднання складається з іонів. Вона може бути позитивною, негативною, нульовою, дробовою і позначається арабською цифрою зі знаком «+» або «-» у вигляді верхнього правого індексу символу елемента: З 1- , О 2- , Н + , Мg 2+ , N 3- , N 5+, Сr 6+.

Для визначення ступеня окислення (с. о.) елемента у поєднанні (іоні) користуються такими правилами:

1 У простих речовинах (Н2, S8, Р4) с. о. дорівнює нулю.

2 Постійну с. о. мають лужні (Е+) та лужно-земельні (Е2+) елементи, а також фтор Р-.

3 Водень у більшості сполук має с. о. Н+ (Н2О, СН4, НС1), у гідридах - Н-(-NaН, СаН2); с. о. кисню, як правило, дорівнює -2 (О2-), в пероксидах (-О-О-) - 1 (О-).

4 У бінарних сполуках неметалів негативна с. о. приписується елементу, розташованому праворуч).

5 Алгебраїчна сума с. о. молекула дорівнює нулю, іона - його заряду.

Здатність атома приєднувати чи заміщати певну кількість інших атомів називають ВАЛЕНТНІСТЬЮ. Мірою валентності вважають число атомів водню або кисню, приєднаних до елемента, за умови, що водень одно-, а кисень двовалентний.

Правило Вант-Гоффа:

при підвищенні температури на 10 градусів швидкість гомогенної хімічної реакції збільшується в 2-4 рази.

де V2 - швидкість реакції при температурі Т2, V1 - швидкість реакції при температурі Т1, - температурний коефіцієнт реакції (якщо він дорівнює 2, наприклад, швидкість реакції буде збільшуватися в 2 рази при підвищенні температури на 10 градусів).

З рівняння Вант-Гоффа температурний коефіцієнтобчислюється за такою формулою:

Теорія активних зіткнень узагальнює закономірності залежності швидкості хім.р-і від температури:

1.Реагувати можуть в повному обсязі молекули, лише перебувають у особливому активному стані

2. Активація молекули відбувається внаслідок біомолекулярного зіткнення.

3.При зіткненні частинок з приблизно однаковим запасом енергії відбувається її перерозподіл, внаслідок чого енергія однієї з молекул досягає значення, що відповідає енергії активації.

4.Вплив температури на швидкість реакції: усунення рівноваги між звичайними та активними молекулами у бік збільшення концентрації перших.

Енергетичний профіль реакції (графік залежності потенційної енергії від координати реакції)

Енергія активації Еа- Мінімальна додаткова енергія, яку необхідно повідомити молекулі понад середнє її значення для того, щоб стало можливим хім. взаємодія.

Рівняння Арреніусавстановлює залежність константи швидкості хімічної реакції від температури Т.

Тут А характеризує частоту зіткнень молекул, що реагують, R - універсальна газова постійна.

7. Каталіз. Гомогенний та гетерогенний каталіз. Особливості каталітичної активності ферментів. Каталіз-зміна швидкості хімічних реакцій у присутності речовин, які після завершення реакції залишаються у незмінному вигляді та кількості. Збільшення швидкості реакції називають позитивним каталізом, зменшення – негативним каталізом (або інгібуванням). Каталізатораминазивають речовини, що викликають позитивний каталіз; речовини, що уповільнюють реакції – інгібіторами. Розрізняють гомогенний та гетерогенний каталіз.Прискорення реакції диспропорціонування пероксиду водню у водному розчині в присутності дихромат-іонів є прикладом гомогенного каталізу(каталізатор утворює одну фазу з реакційною сумішшю), а в присутності оксиду марганцю(IV) – прикладом гетерогенного каталізу(водний розчин пероксиду водню-рідина -Тверда). Каталізатори біохімічних реакцій мають білкову природу та називаються ферментами. Ферменти відрізняються від звичайних каталізаторів рядом особливостей: 1)они мають значно більш високу каталітичну ефективність; 2) висока специфічність, тобто. вибірковість дії; 3) багато ферментів проявляють каталітичну активність тільки по відношенню до одного субстрату; 4) ферменти виявляють максимальну ефективність тільки в м'яких умовах, що характеризуються невеликим інтервалом температур і значень рН. Активність ферменту = швидкість реакції нульового порядку. 8.Хімічна рівновага. Зворотні та незворотні за напрямом реакції. Хімічна рівновага: динамічний стан, при якому швидкість прямої та зворотної реакцій рівні. Константа рівноваги: при постійних зовнішніх умовах у рівновазі відношення добуток концентрацій продуктів до добутку концентрацій реагентів з урахуванням стехіометрії є постійна величина, яка не залежить від хімічного складу системи. К зв'язана зі стандартною Е Гіббса співвідношенням: Принцип Ле-Шательє:вплив будь-якого чинника (t, c, p) на рівноважну систему стимулює зміщення рівноваги у напрямі, що сприяє відновленню початкових характеристик системи. Термодинамічні умови рівноваги: G 2 -G 1 =0S 2 -S 1 =0 Оборотна р-ція:за цих умов мимовільно протікає як у прямому, так і у зворотному напрямку .Умови протікання остаточно: - Важкорозчинний осад - газ - малодисоціююче в-во (вода) - стійке комплексне з'єднання Необхідна р-ія: за даних умови протікає в одному напрямку. Положення хімічної рівноваги залежить від наступних параметрів реакції: температури, тиску та концентрації. Вплив, який ці фактори надають на хімічну реакцію, підкоряються закономірності, яка була висловлена ​​у загальному вигляді у 1884 році французьким ученим Ле-Шательє. Сучасне формулювання принципу Ле-Шательє таке:

9. Роль води та розчинів у життєдіяльності. Термодинаміка розчинення.Розчин-це гомогенна система змінного складу з двох і більше речовин, що перебуває у стані рівноваги. Класифікація: 1) зважи(грубо-дисперсна система): суспензії (тв.в-во в рідині) та емульсії (рід. у рідк.) 2) колоїди, золі(Тонко-дисперсні системи). Значення розчинів у життєдіяльності: багато хім.процеси протікають лише за умови, що які у них речовини перебувають у розчиненому стані. Найважливіші біологічні рідини (кров, лімфа, сеча, слина, піт) є розчинами солей, білків, вуглеводів, ліпідів у питній воді. Засвоєння їжі пов'язане з переходом питат.речовин в розчинений стан. Біохімічні реакції у живих організмах протікають у розчинах. Біорідини беруть участь у транспорті харчових речовин (жирів, амінокислот, кисню), лікарських препаратів до органів і тканин, а також у виведенні з організму метаболітів. У рідких середовищах організму підтримується сталість кислотності, концентрації солей та органічних речовин (концентраційний гомеостаз). Найпоширенішим розчинником на нашій планеті є вода. Особливості води: за своєю теплоємністю перевершує всі речовини; аномальна поведінка при охолодженні - вода ущільнюється, починає тонути, потім піднімається (всі ін. речовини тонуть при ущільненні); може возгоняться (сухання води) – сублімація (за певних умов лід може переходити в пару без попереднього перетворення на рідку воду, тобто без плавлення); вода розчиняє всі речовини (питання тільки скільки?); висока постійна діелектрична води (величина, що показує у скільки разів сила взаємодії між двома зарядами в даній речовині менше, ніж у вакуумі); висока критична температура; вода є амфолітом (не кислота, не осн-е); бере участь у створенні полімерних структур організму (білок, ліпіди…); основа мембранного транспорту Термодинаміка розчинення: згідно 2-го початку термодинаміки при р, Т = constречовини спонтанно можуть розчинятися в якомусь розчиннику, якщо в результаті цього процесу енергія Гіббса системи зменшується, тобто . G = (H - TS)<0 . (H-Ентальпійний фактор, T S-Ентропійний фактор розчинення). При розчиненні рідких та твердих речовин S>0. При розчиненні газів у рідині S<0. Зміна ентальпії є алгебраїчною сумою зміни ентальпії H крвнаслідок руйнування кристалічних ґрат і зміни ентальпії H солза рахунок сольватації частинками розчинника Hрозчин = Hкр + Hсол . При розчиненні газів ентальпія Hкр = 0, т.к. не треба витрачати енергію на руйнування кристалічних ґрат. При розчиненні може відбуватися зміна і ентропії та ентальпії. 10 . Ідеальний розчин- ентальпія змішування дорівнює 0 (гомогенні суміші вуглеводнів; гіпотетичний розчин, де рівність усіх сил міжмолекулярної взаємодії.) Константа розчинності або ПР-це добуток концентрацій іонів важко розчинного електроліту в насиченому розчині при даній температурі- величина постійна BaCO 3 = Ba + CO 3 , Ks =Умови розчинення та утворення опадівОсадження і розчинення - обмінні реакції, що протікають в розчині електроліту ---1) Електроліт випаде в осад, якщо добуток концентрації його іонів у розчині більше константи розчинності з (Ba) * с (CO 3)> Kпр 2) Осад його розчиниться якщо все навпаки 11. Колігативні властивості розчинів. Колігативні властивості розчинів- це їх властивості, які за даних умовах виявляються рівними і незалежними від хімічної природи розчиненого речовини; властивості розчинів, які залежать лише від кількості кінетичних одиниць та від їх теплового руху. Закон Рауля та слідство з нього- Пара, що знаходиться в рівновазі з рідиною, називають насиченою. Тиск такої пари над чистим розчинником (p0) називають тиском або пружністю насиченої пари чистого розчинника. Тиск пари розчину, що містить нелетуча розчинена речовина, прямо пропорційно мольної частки розчинника в даному розчині: p = p0 · χр-ль, де p - тиск пари над розчином, ПА; p0 - тиск пари над чистим розчинником; χр-ль -мольна частка розчинника. -ва, де Δp - власне зміна тиску в порівнянні з чистим розчинником; χв-ва - мольна частка речовини в розчині. Із закону Рауля виникає два слідства. Згідно з одним з них температура кипіння розчину вище температури кипіння розчинника. Це зумовлено тим, що тиск насиченої пари розчинника над розчином стає рівним атмосферному тиску (умова кипіння рідини) за більш високої температури, ніж у разі чистого розчинника. Підвищення температури кипіння Ткіп пропорційно до моляльності розчину:. Ткіп = Ке сmде Ке - ебуліоскопічна постійна розчинника, cm-моляльна концентрація. другому слідствуіз закону Рауля температура замерзання (кристалізації) розчину нижче температури замерзання (кристалізації) чистого розчинника. Це зумовлено нижчим тиском пари розчинника над розчином, ніж над розчинником. Зниження температури замерзання (кристалізації) Тзам пропорційно моляльності розчину : Тзам = Кк сmде Кк - кріоскопічна постійна розчину Зниження температури кристалізації розчинів.кристалізації є рівність тиску насиченої пари розчинника над розчином тиску пари над твердим розчинником. Оскільки тиск пари розчинника над розчином завжди нижчий, ніж над чистим розчинником, ця рівність завжди досягатиметься при температурі нижчій, ніж температура замерзання розчинника. Так, океанська вода починає замерзати при температурі близько мінус 2 ° C. Різниця між температурою кристалізації розчинника і температурою початку кристалізації розчину є зниження температури кристалізації. Підвищення температури кипіння розчинів Рідинакипить при тій температурі, при якій загальний тиск насиченої пари стає рівним зовнішньому тиску. тиск насиченої пари над розчином при будь-якій температурі буде меншим, ніж над чистим розчинником, і рівність його зовнішнього тиску буде досягатися при вищій температурі. Таким чином, температура кипіння розчину нелетючої речовини T завжди вища, ніж температура кипіння чистого розчинника при тому ж тиску T°. Мимовільний перехід розчинника через напівпроникну мембрану, що розділяє розчин і розчинник або два розчини з різною концентрацією розчиненої речовини, називається осмосом.Осмос обумовлений дифузією молекул розчинника через напівпроникну перегородку, яка пропускає лише молекули розчинника. Молекули розчинника дифундують з розчинника в розчин або менш концентрованого розчину в більш концентрований.Кількісно осмос характеризується осмотичним тискомрівним силі, що припадає на одиницю площі поверхні, і змушує молекули розчинника проникати через напівпроникну перегородку. Воно дорівнює тиску стовпа розчину в осмометрі заввишки h. При рівновазі зовнішній тиск врівноважує осмотичний тиск. В цьому випадку швидкості прямого та зворотного переходів молекул через напівпроникну перегородку стає однаковими. Осмотичний тиск зростає зі збільшенням концентрації розчиненої речовини та температури. Вант-Гоффприпустив, що для осмотичного тиску можна застосувати рівняння стану ідеального газу: pV = nRТ або p = (n/V) RТ звідки p = з RТде p - осмотичний тиск (кПа), с - молярна концентрація розчину. Осмотичний тиск прямо пропорційно молярній концентрації розчиненої речовини та температурі. Осмос грає дуже важливу роль у біологічних процесахзабезпечуючи надходження води в клітини та інші структури. Розчини з однаковим осмотичним тиском називаються ізотонічними. Якщо осмотичний тиск вище внутрішньоклітинного, воно називається гіпертонічним, якщо нижче внутрішньоклітинного - гіпотонічним. Ізотонічний коефіцієнт (також фактор Вант-Гоффа; позначається i) - безрозмірний параметр, що характеризує поведінку речовини у розчині. Він чисельно дорівнює відношенню значення деякого колігативного властивості розчину даної речовини і значення тієї ж коллигативного властивості неелектроліту тієї ж концентрації при інших постійних параметрах системи. Ізоосмія-відносне сталість осмотичного тиску в рідких середовищах і тканинах організму, обумовлене підтримкою на даному рівні концентрацій речовин, що містяться в них: електролітів, білків. Це одна з найважливіших фізіологічних констант організму, що забезпечуються механізмами саморегуляції (Гомеостаз). ГЕМОЛІЗ- руйнування еритроцитів, що супроводжується виходом із них гемоглобіну. Фізичні причини відноситься дія високих і низьких температур, ультразвуку, до хімічних - гемолітичні отрути, деякі лікарські засоби та ін Гемоліз може виникнути при переливанні несумісної крові, введенні гіпотонічних розчинів. Плазмоліз-при поміщенні клітин у гіпертонічний розчин вода з клітин іде у більш концентрований розчин і спостерігається зморщування клітин.

Елементи теорії розчинів електролітів. Сильні та слабкі електроліти. Константа іонізації слабкого електроліту. Закон розведення Оствальду. Іонна сила розчину. Активність та коефіцієнт активності іонів. Електроліти в організмі, слина як електроліт.

Електроліти– це речовини з іонними або сильнополярними ковалентними зв'язками у водних розчинах, що піддаються електролітичній дисоціації, внаслідок чого утворюються катіони та аніони.

Сильні електроліти- Речовини, здатні дисоціювати націло. До них відноситься більшість солей, а також деякі речовини молекулярної будови (HCl).

Слабкі електролітидисоціюють незначною мірою, і переважною формою їх є молекулярна (H2S, органічні кислоти).

Кількісно здатність молекулярного електроліту до дисоціації визначається ступенем іонізації(вона залежить від концентрації електроліту ):

де Nзаг - загальна кількість молекул у розчині; N іоніз – число молекул, що розпалися на іони.

Константа іонізації:

Де [A],[B] – іони, що розпалися.

- Не розпалася на іони речовина.

Закон розведення Оствальда:

K= α 2 c/1- α ,

Де α – ступінь іонізації

С – молярна концентрація

Іонна сила розчину:

I=0.5∑с i z i 2 ,

Де з i – молярна концентрація іона у розчині, моль/л

z i - Заряд іона.

Активність іона- Це його ефективна концентрація.

Активність пов'язана з молярною концентрацією наступним чином:

де f – коефіцієнт активності

Електроліти в організмі: Na та Clберуть участь у підтримці кислотно-лужного балансу, осмотичної рівноваги в організмі. Саграє велику роль у побудові кісткової тканини та зубів, у регулюванні кислотності крові та її згортанні, у збудливості м'язової та нервової тканини. Дознаходиться переважно у рідинах тіла та м'яких тканинах, де є необхідним елементом для підтримки осмотичного тиску, регуляції рН крові. Mgє кофактором багатьох ферментативних реакцій, необхідний усім етапах синтезу білка. У живих організмах Feє важливим мікроелементом, що каталізує процеси обміну киснем. Сoвходить до складу вітаміну В12, задіяний при кровотворенні, функціях нервової системи та печінки, ферментативних реакціях. Znнеобхідний для метаболізму вітаміну E, бере участь у синтезі різних анаболічних гормонів в організмі, включаючи інсулін, тестостерон та гормон росту. Mnвпливає на зростання, утворення крові та функції статевих залоз.

Слина як електролітє складним біохімічним середовищем. Кількість іонів Н+ і ОН" визначає рН слини, який в нормі дорівнює 6,9. Величина водневого показника змінюється в залежності від характеру патологічного процесу в порожнині рота. Так. при інфекційних захворюваннях реакція слини кисла. З неорганічних речовин у слині містяться аніони хлору , брому, йоду, фтору.Аніони фосфатів, фтору сприяють збільшенню електрохімічних потенціалів, аніон хлору - перенесення іонних зарядів і є деполяризатором (фактор, що прискорює анодні та катодні процеси).У слині визначаються мікроелементи: залізо, мідь, срібло, марга ін - та макроелементи: кальцій, калій, натрій, магній, фосфор.

Завдання 336.
При 150° деяка реакція закінчується за 16 хв. Приймаючи температурний коефіцієнт швидкості реакції рівним 2,5 розрахувати, через який час закінчиться ця реакція, якщо проводити її: а) при 20 0 °С; б) за 80°С.
Рішення:
Відповідно до правила Вант Гоффа залежність швидкості від температури виражається рівнянням:

v t і k t - швидкість та константа швидкості реакції при температурі t°С; v (t + 10) та k (t + 10) ті ж величини при температурі (t + 10 0 C); - температурний коефіцієнт швидкості реакції, значення для більшості реакцій лежить у межах 2 – 4.

а) Враховуючи, що швидкість хімічної реакції при даній температурі обернено пропорційна тривалості її перебігу, підставимо дані, наведені за умови завдання у формулу, яка кількісно виражає правило Вант-Гоффа, отримаємо:

б) Оскільки дана реакція протікає зі зниженням температури, то при даній температурі швидкість цієї реакції прямо пропорційна тривалості її протікання, підставимо дані, наведені за умови завдання у формулу, яка кількісно виражає правило Вант-Гоффа, отримаємо:

Відповідь: а) при 200 0 t2 = 9,8 c; б) при 80 0 С t3 = 162 год 1хв 16 c.

Завдання 337.
Чи зміниться значення константи швидкості реакції: а) при заміні одного каталізатора іншим; б) при зміні концентрацій реагуючих речовин?
Рішення:
Константа швидкості реакції - це величина, яка залежить від природи реагуючих речовин, від температури та від присутності каталізаторів, не залежить від концентрації речовин, що реагують. Вона може дорівнювати швидкості реакції у разі, коли концентрації реагуючих речовин дорівнюють одиниці (1 моль/л).

а) При заміні одного каталізатора іншим зміниться швидкість цієї хімічної реакції, вона або збільшиться. У разі застосування каталізатора збільшиться швидкість хімічної реакції, відповідно збільшиться і значення константи швидкості реакції. Зміна значення константи швидкості реакції відбудеться і при заміні одного каталізатора на інший, який збільшить або зменшить швидкість даної реакції по відношенню до вихідного каталізатора.

б) За зміни концентрації реагуючих речовин зміниться значення швидкості реакції, а значення константи швидкості реакції не зміниться.

Завдання 338.
Чи залежить тепловий ефект реакції від її активації? Відповідь обґрунтувати.
Рішення:
Тепловий ефект реакції залежить тільки від початкового та кінцевого стану системи та не залежить від проміжних стадій процесу. Енергія активації – це надмірна енергія, якою повинні мати молекули речовин, щоб їх зіткнення могло призвести до утворення нової речовини. Енергію активації можна змінити підвищенням чи зниженням температури, відповідно знижуючи чи збільшуючи її. Каталізатори знижують енергію активації, а інгібітори – знижують.

Таким чином, зміна енергії активації призводить до зміни швидкості реакції, але не зміни теплового ефекту реакції. Тепловий ефект реакції – величина постійна і залежить від зміни енергії активації цієї реакції. Наприклад, реакція утворення аміаку з азоту та водню має вигляд:

Дана екзотермічна реакція, > 0). Реакція протікає зі зменшенням числа молей реагуючих частинок і числа молей газоподібних речовин, що наводить систему менш стійкого стану в більш стійке, ентропія зменшується,< 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:

Завдання 339.
Для якої реакції прямої чи зворотної – енергія активації більша, якщо пряма реакція йде з виділенням теплоти?
Рішення:
Різниця енергій активації прямої та зворотної реакцій дорівнює тепловому ефекту: H = E a (пр.) - Е а (обр.). Ця реакція протікає із теплоти, тобто. є екзотермічною,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a(пр.)< Е а(обр.) .

Відповідь: E a(пр.)< Е а(обр.) .

Завдання 340.
У скільки разів збільшиться швидкість реакції, яка протікає при 298 К, ​​якщо енергію активації її зменшити на 4 кДж/моль?
Рішення:
Позначимо зменшення енергії активації через Ea, а константи швидкостей реакції до і після зменшення енергії активації через k і k". Використовуючи рівняння Арреніуса, отримаємо:

E a - енергія активації, k і k" - константи швидкості реакції, Т - температура К (298).
Підставляючи в останнє рівняння ці завдання і, виражаючи енергію активації в джоулях, розрахуємо збільшення швидкості реакції:

Відповідь: У 5 разів

Температура та швидкість реакції

При фіксованій температурі реакція можлива, якщо взаємодіючі молекули мають певний запас енергії. Арреніус цю надмірну енергію назвав енергією активації , а самі молекули активованими.

По Арреніусу константа швидкості kта енергія активації E aпов'язані співвідношенням, що отримало назву рівняння Арреніуса:

Тут A- передекспоненційний множник, R- Універсальна газова постійна, T- Абсолютна температура.

Таким чином, при постійній температурі швидкість реакції визначає E a. Чим більше E aтим менше кількість активних молекул і тим повільніше протікає реакція. При зменшенні E aшвидкість зростає, а при E a= 0 реакція протікає миттєво.

Величина E aхарактеризує природу реагуючих речовин і визначається експериментально із залежності k = f(T). Записавши рівняння (5.3) у логарифмічному вигляді та вирішуючи його для констант при двох температурах, знаходимо E a:

γ – температурний коефіцієнт швидкості хімічної реакції. Правило Вант-Гоффа має обмежене застосування, оскільки величина γ залежить від температури, а поза областю E a= 50–100 кДж ∙ моль –1 це правило взагалі не виконується.

На рис. 5.4 видно, що енергія, що витрачається на переведення початкових продуктів в активний стан (А* – активований комплекс), потім повністю або частково знову виділяється при переході до кінцевих продуктів. Різниця енергій початкових та кінцевих продуктів визначає Δ Hреакції, яка від енергії активації не залежить.

Таким чином, шляхом з вихідного стану в кінцеве система повинна подолати енергетичний бар'єр. Тільки активні молекули, що мають в момент зіткнення необхідний надлишок енергії, рівний E aможуть подолати цей бар'єр і вступити в хімічну взаємодію. Зі зростанням температури збільшується частка активних молекул у реакційному середовищі.

Передекспоненційний множникAхарактеризує загальну кількість зіткнень. Для реакцій із простими молекулами Aблизький до теоретичної величини зіткнень Z, тобто. A = Z, що розраховується з кінетичної теорії газів. Для складних молекул A ≠ Zтому необхідно вводити стеричний фактор P:

Тут Z- Число всіх зіткнень, P- Частка зіткнень, сприятливих у просторовому відношенні (приймає значення від 0 до ), - Частка активних, тобто сприятливих в енергетичному відношенні зіткнень.

Розмірність константи швидкості виходить із співвідношення

Аналізуючи вираз (5.3), приходимо до висновку, що існують дві важливі можливості прискорення реакції:
а) підвищення температури,
б) зниження енергії активації.

Завдання та тести на тему "Хімічна кінетика. Температура та швидкість реакції"

• Швидкість перебігу хімічної реакції. Каталізатори - Класифікація хімічних реакцій та закономірності їх протікання 8–9 клас

  Уроків: 5 Задань: 8 Тестів: 1

Завдання № 1. Взаємодія з вільним киснем призводить до утворення високотоксичного діоксиду азоту //, хоча ця реакція у фізіологічних умовах протікає повільно і при низьких концентраціях не відіграє суттєвої ролі у токсичному пошкодженні клітин, проте патогенні ефекти різко зростають при його гіперпродукції. Визначте, у скільки разів зростає швидкість взаємодії оксиду азоту (II) з киснем при збільшенні тиску суміші вихідних газів у два рази, якщо швидкість реакції описується рівнянням ?

Рішення.

1. Збільшення тиску вдвічі рівноцінно подвійному збільшенню концентрації ( з) та . Тому швидкості взаємодії, відповідні і приймуть відповідно до закону дії мас виразу: і

Відповідь. Швидкість реакції збільшиться у 8 разів.

Завдання № 2. Вважається, що концентрація хлору (зелений газ із різким запахом) у повітрі вище 25 ppm небезпечна для життя та здоров'я, проте, є дані, що якщо пацієнт відновився після гострого тяжкого отруєння цим газом, то залишкових явищ не спостерігається. Визначте, як зміниться швидкість реакції: , що протікає в газовій фазі, якщо збільшити в 3 рази: концентрацію , концентрацію , 3) ​​тиск //?

Рішення.

1. Якщо позначити концентрації і через і , то вираз швидкості реакції набуде вид: .

2. Після збільшення концентрацій в 3 рази вони будуть рівні для і для . Тому вираз для швидкості реакції набуде вигляду: 1) 2)

3. Збільшення тиску в стільки ж разів збільшує концентрацію газоподібних речовин, що реагують, тому

4. Збільшення швидкості реакції стосовно початкової визначається ставленням відповідно: 1) , 2) , 3) .

Відповідь. Швидкість реакції збільшиться в: 1), 2), 3) рази.

Завдання №3. Як змінюється швидкість взаємодії вихідних речовин при зміні температури до, якщо температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2,5?

Рішення.

1. Температурний коефіцієнт показує, як змінюється швидкість реакції за зміни температури на кожні (правило Вант-Гоффа): .

2. Якщо ж зміна температури: , то з огляду на те, що , отримуємо: . Звідси, .

3. По таблиці антилогарифмів знаходимо: .

Відповідь. При зміні температури (тобто при підвищенні) швидкість збільшиться у 67,7 разів.

Завдання № 4. Обчисліть температурний коефіцієнт швидкості реакції, знаючи, що з підвищенням температури швидкість зростає в 128 разів.

Рішення.

1. Залежність швидкості хімічної реакції від температури виражається емпіричним правилом Вант-Гоффа:

. Вирішуючи рівняння щодо , знаходимо: , . Отже, =2

Відповідь. =2.

Завдання № 5. Для однієї з реакцій було визначено дві константи швидкості: за 0,00670 і за 0,06857. Визначте константу швидкості цієї реакції при .

Рішення.

1. За двома значеннями констант швидкості реакції, використовуючи рівняння Арреніуса, визначаємо величину енергії активації реакції: . Для цього випадку: Звідси: Дж/моль.

2. Розрахуємо константу швидкості реакції при , використовуючи в розрахунках константу швидкості при і рівняння Арреніуса: . Для цього випадку: і з урахуванням того, що: , Отримуємо: . Отже,

Відповідь.

Обчислення константи хімічної рівноваги та визначення напряму зміщення рівноваги за принципом Ле-Шательє .

Завдання №6.Двоокис вуглецю // на відміну від моноксиду вуглецю // не порушує фізіологічних функцій та анатомічної цілісності живого організму і задушливий ефект їх обумовлений лише присутністю у високій концентрації та зниженням відсоткового вмісту кисню у вдихуваному повітрі. Чому дорівнює константа рівноваги реакції / /: при температурі, виражена через: а) парціальний тиск реагуючих речовин; б) їх молярні концентрації , знаючи, що склад рівноважної суміші виражається об'ємними частками: , і , а загальний тиск у системі становить Па?

Рішення.

1. Парціальний тиск газу дорівнює загальному тиску, помноженому на об'ємну частку газу в суміші, тому:

2. Підставляючи ці значення у вираз константи рівноваги, отримаємо:

3. Взаємозв'язок між та встановлюється на основі рівняння Менделєєва Клапейрона для ідеальних газів і виражається рівністю: , де - Різниця між числом молей газоподібних продуктів реакції і газоподібних вихідних речовин. Для цієї реакції: . Тоді: .

Відповідь. Па. .

Завдання №7.У якому напрямку зміститься рівновага у наступних реакціях:

3. ;

а) при підвищенні температури; б) при зниженні тиску; в) при збільшенні концентрації водню?

Рішення.

1. Хімічне рівновагу у системі встановлюється за сталості зовнішніх параметрів ( та інших.). Якщо ці параметри змінюються, система виходить зі стану рівноваги і починає переважати пряма (вправо) або зворотна реакції (вліво). Вплив різних чинників на усунення рівноваги відбито у принципі Ле Шательє.

2. Розглянемо впливом геть вищевказані реакції всіх трьох чинників, які впливають хімічне рівновагу.

а) У разі підвищення температури рівновагу зміщується убік эндотермической реакції, тобто. реакції, що з поглинанням тепла . 1-а і 3-я реакції – екзотермічні //, отже, при підвищенні температури рівновага зміститься у бік зворотної реакції, а у 2-ій реакції // – у бік прямої реакції.

б) При зниженні тиску рівновага зміщується у бік зростання числа молей газів, тобто. у бік більшого тиску. У 1-ій та 3-ій реакціях у лівій та правій частинах рівняння буде однакова кількість молей газів (2-2 та 1-1 відповідно). Тому зміна тиску не викличеусунення рівноваги в системі. У другій реакції в лівій частині 4 моля газів, у правій - 2 моля, тому при зниженні тиску рівновага зміститься у бік зворотної реакції.

в) При збільшенні концентрації компонентів реакції рівновага зміщується у бік їхньої витрати.У першій реакції водень перебуває у продуктах, і збільшення його концентрації посилить зворотну реакцію, під час якої він витрачається. У другій і третій реакціях водень входить до вихідних речовин, тому збільшення його концентрації зміщує рівновагу у бік реакції, що йде з витратою водню.

Відповідь.

а) При підвищенні температури в реакціях 1 і 3 рівновагу буде зміщено вліво, а реакції 2 – вправо.

б) На реакції 1 і 3 зниження тиску не вплине, а реакції 2 – рівновагу буде зміщено вліво.

в) Підвищення температури у реакціях 2 і 3 спричинить усунення рівноваги вправо, а реакції 1 – вліво.

1.2. Ситуаційні завдання №№ з 7 до 21для закріплення матеріалу (виконати у протокольному зошиті).

Завдання №8.Як зміниться швидкість окислення глюкози в організмі при зниженні температури з до, якщо температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 4?

Завдання № 9.Використовуючи наближене правило Вант-Гоффа, обчислити, скільки потрібно підвищити температуру, щоб швидкість реакції зросла в 80 раз? Температурний коефіцієнт швидкості прийняти 3.

Завдання №10.Для практичної зупинки реакції застосовують швидке охолодження реакційної суміші (заморожування реакції). Визначте, скільки разів зміниться швидкість реакції при охолодженні реакційної суміші з 40 до , якщо температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2,7.

Завдання №11.Ізотоп, який застосовується для лікування деяких пухлин, має період напіврозпаду 8,1 діб. Через який час вміст радіоактивного йоду в організмі пацієнта зменшиться у 5 разів?

Завдання №12.Гідроліз деякого синтетичного гормону (фармпрепарату) є реакцією першого порядку із константою швидкості 0,25(). Як зміниться концентрація цього гормону через 2 місяці?

Завдання №13.Період напіврозпаду радіоактивного дорівнює 5600 років. У живому організмі за рахунок обміну речовин підтримується постійна кількість. В останках мамонта вміст становив від вихідного. Визначте, коли мешкав мамонт?

Завдання №14.Період напіврозпаду інсектициду (отрути хімікату, що застосовується для боротьби з комахами) становить 6 місяців. Деяка кількість його потрапила у водойму, де встановилася концентрація моль/л. За який час концентрація інсектициду знизиться рівня моль/л?

Завдання №15.Жири та вуглеводи окислюються з помітною швидкістю за нормальної температури 450 - 500°, а живих організмах - за нормальної температури 36 - 40°. У чому причина різкого зменшення температури, необхідної для окислення?

Завдання №16.Пероксид водню розкладається у водних розчинах на кисень та воду. Реакцію прискорюють неорганічний каталізатор (іон ), так і біоорганічний (фермент каталаза). Енергія активації реакції відсутність каталізатора 75,4 кДж/моль. Іон знижує її до 42 кДж/моль, а фермент каталаза – до 2 кДж/моль. Розрахуйте співвідношення швидкостей реакції без каталізатора у випадках присутності і каталази. Який висновок можна зробити про активність ферменту? Реакція протікає за температури 27 °С.

Завдання № 17Константа швидкості розпаду пеніциліну при рації Дж/моль.

1.3. Контрольні питання

1. Поясніть, що означає терміни: швидкість реакції, константа швидкості?

2. Як виражається середня та дійсна швидкість хімічних реакцій?

3. Чому про швидкість хімічних реакцій є сенс говорити тільки для цього моменту часу?

4. Сформулюйте визначення оборотної та незворотної реакції.

5. Дайте визначення закону чинних мас. У рівностях, що виражають цей закон, чи відображена залежність швидкості реакції від природи речовин, що реагують?

6. Як залежить швидкість реакції від температури? Що називається енергією активації? Що таке активні молекули?

7. Від яких факторів залежить швидкість гомогенної та гетерогенної реакції? Наведіть приклади.

8. Що таке порядок та молекулярність хімічних реакцій? У яких випадках вони не збігаються?

9. Які речовини називають каталізаторами? Який механізм прискорюючої дії каталізатора?

10. У чому поняття «отруєння каталізатора»? Які речовини називають інгібіторами?

11. Що називається хімічною рівновагою? Чому воно називається динамічним? Які концентрації реагуючих речовин називають рівноважними?

12. Що називають константою хімічної рівноваги? Чи залежить вона від природи реагуючих речовин, їхньої концентрації, температури, тиску? Які особливості математичного запису для константи рівноваги у гетерогенних системах?

13. Що таке фармакокінетика антибіотиків?

14. Процеси, що відбуваються з лікарським препаратом в організмі, кількісно характеризуються рядом фармакокінетичних праметрів. Наведіть основні їх.