ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

4.1. Зависимость скорости химической реакции

от концентрации. Константа скорости

Пример 1. Написать выражение скорости по закону действия масс для реакций:

а) NO_(Г) + Cl_2(Г) = NOCl_2(Г);

б) H_2(Г) + Cl_2(Г) = 2HCl_(Г).

Решение. По закону действия масс: «При постоянной температуре скорости химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов» для реакции, протекающей по уравнению:

a A + b B = c C, получим U = K[A]^a [B]^b, (4.1)

где U – скорость химической реакции;

K – стехиометрические коэффициенты.

[A], [B] – концентрация вещества А и В, моль/л;

a,b – стехиометрические коэффициенты.

Тогда для первой реакции выражение скорости:

U₁ = K₁[NO][Cl₂];

для второй:

U₂ = K₂[H₂][Cl₂].

Пример 2. Найти значение константы скорости реакции А_(Г) + В_(Г) = АВ_(Г), если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,05 и 0,01 моль/л, скорость реакции равна 0,0005 моль/л с.

Решение. Скорость реакции U = K[A][B], откуда константа скорости будет:

Константа скорости К равна 1 л∙с^-1 моль^-1.

Пример 3. В системе CO_(Г) + Cl_2(Г) ↔ CoCl_2(Г) концентрацию СО увеличить от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?

Решение. Зависимость скорости реакции от концентраций участвующих в реакции веществ выражаются уравнением U = K[CO][Cl₂],

Скорость реакции возросла в 12 раз.

Пример 4. Реакция между веществами А и В выражается уравнением

А + 2В →С. Начальные концентрации составляют [A] = 0,03 моль/л, [В] = 0,05 моль/л. Константа скорости равна 0,4. Найти начальную скорость реакции U₁ и скорость реакции U₂ по истечении некоторого времени, когда концентрация вещества А уменьшается на 0,01 моль/л.

Решение. Выражение для скорости реакции запишется следующим образом: U = K[A][B]².

Начальная скорость реакции:

U₁ = 0,4∙0,03∙0,05² = 3∙10^-5 моль л^-1 с^-1.

По истечении некоторого времени концентрация вещества А равна

0,03 – 0,01 = 0,02 моль/л.

Как видно из уравнения реакция при её протекании, 1 моль вещества А реагирует с двумя молями вещества В.

Тогда на 0,01 моль/л вещества А будет израсходовано 0,02 моль/л вещества В. Поэтому по истечении некоторого времени концентрация вещества А будет 0,02 моль/л, а вещества В 0,05 – 0,02 = 0,03 моль/л. Следовательно, скорость реакции U₂,будет равна:

U₂ = 0,4∙0,02∙0,03² = 7,2∙10^-6 моль л^-1 с^-1.

Пример 5. Как изменится скорость реакции H_2(Г) + Cl_2(Г) → 2HCl_(Г), если увеличить давление в системе в 2 раза?

Решение. Кинетическое уравнение для данной реакции U₁ = K[H₂][Cl₂].

При увеличении давления в системе концентрации всех участков реакции возрастут в 2 раза, поэтому:

U₂ = K[2H₂][2Cl₂] = 4K[H₂][Cl₂] = 4U₁.

Пример 6. Вычислить равновесные концентрации водорода и йода и рассчитать константу равновесия, если известно, что начальные концентрации исходных веществ были равны и составляли 0,02 моль/л, а равновесная концентрация HJ равна 0,03 моль/л.

Решение. Из уравнения реакции H_2(Г) + J_2(Г) ↔ 2HJ_(Г) видно, что на образование 0,03 моля HJ расходуется 0,015 моля водорода и столько же йода. Следовательно, их равновесные концентрации составляют 0,02 – 0,015 моль/л. Константа равновесия может быть выражена следующим образом через равновесные концентрации:

Подставив значения концентраций компонентов, получим:

Пример 7. Константа равновесия системы H_2(Г)+ J_2(Г) ↔ 2HJ_(Г)при некоторой температуре равна 40ю Определить, какой процент этих веществ одинаковы и составляют 0,01 моль/л.

Решение. Выразим равновесные концентрации веществ через исходные. Для этого обозначим уменьшение концентрации водорода и йода к моменту равновесия через х. Следовательно, равновесные концентрации составят: [J₂] = (0,01 - x) моль/л, [HJ] = 2xмоль/л. Для определения х подставим числовые значения равновесных концентраций в выражение константы равновесия:

Уравнение имеет два корня: х₁ = 0,0146 и х₂ = 0,0076. Из двух значений х следует выбрать то, которое отвечает условию задачи. Исходные концентрации водорода и йода равна 0,01 моль/л. Следовательно, х не может иметь значения больше 0,01 и решение имеет один корень – 0,0076 моль/л. Таким образом, из 0,01 моля водорода и 0,01 моля йода прореагировало по 0,0076 моля, что составляет:

ЗАДАЧИ

1. Написать выражение скорости по закону действия масс для реакций, протекающих между:

а) азотом и кислородом;

б) водородом и кислородом;

в) оксидом азота (2) и кислородом.

2. Написать выражение скорости химической реакции, протекающей в гомогенной системе по уравнению А_(Г) + 2В_2(Г) = АВ_2(Г) и определить, во сколько раз увеличить скорость реакции, если:

а) концентрации А увеличится в 2 раза;

б) концентрация В увеличится в 2 раза.

3. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода (2) в системе 2СО_(Г) = СО_2(Г) + С_(Тв), чтобы скорость реакции увеличилась в четыре раза?

4. Написать уравнение скорости реакции С_(Тв) + О_2(Г) = СО_2(Г) и определить, во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении кислорода в три раза.

5. Найти значение константы скорости реакции А_(Г) + В_(Г) →АВ_(Г), если при концентрациях вещества А и В, равных соответственно 0,5 и 0,1 моль/л, скорость реакции равна 0,005 моль л^-1 мин^-1.

6. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А_(Г) + В_(Г)→ А₂В_(Г), если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза?

7. При некоторой температуры равновесные концентрации в системе 2SO_2(Г) + О_2(Г) ↔ 2SO₃ составляли соответственно [SO₂] = 0,04 моль/л, [O₂] = 0,06 моль/л, [SO₃] = 0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации диоксида серы и кислорода.

8. Вычислить константу равновесия системы COCl_2(Г)↔СО_(Г) + Cl_2(Г), если при некоторой температуре равновесные концентрации оксида углерода и хлора в системе равны и составляют 0,001 моль/л, а [COCl₂] = 4,65∙10^-5 моль/л.

9. Исходные концентрации оксида азота (2) и хлора в системе 2NO_(Г) + Cl₂↔ 2NOCl_(Г) составляют соответственно 0,5 моль/л и 0,2 моль/л. Вычислить константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% оксида азота.

10. Определить равновесную концентрацию водорода, а системе

2HJ_(Г) ↔H_2(Г) + J_2(Г), если исходная концентрация HJ составляла 0,05 моль/л, а константа равновесия К = 0,02.

11. Константа равновесия реакции FeO_(Кр) + СО_(Г) ↔Fe_(Кр) + СО_2(Г) при некоторой температуре равна 0,5. Найти равновесные концентрации СО и СО₂, если начальные концентрации этих веществ составляли [CO] = 0,05 моль/л, [CO₂] = 0,01 моль/л.

12. Равновесие в системе H_2(Г) + J_2(Г)↔ 2HJ_(Г) установилось при следующих концентрациях: [H₂] = 0,25 моль/л, [J₂] = 0,05 моль/л, [HJ] = 0,9 моль/л. Определить исходные концентрации йода водорода.

13. Найти константу равновесия реакции N₂O_4(Г)↔ 2NO_2(Г), если начальная концентрация [N₂O₄] составляла 0,08 моль/л, а к моменту наступления равновесия продиссоциировано 50% N₂O₄.

14. Константа равновесия реакции А_(Г) + В_(Г)↔ С_(Г) + D_(Г) равна единице. Начальная концентрация [A] = 2 моль/л. Сколько процентов

вещества А подвергается превращению, если начальные концентрации [B] равны:

а) 2 моль/л,

б) 10 моль/л,

в) 20 моль/л.

15. Реакция между веществами А и В протекает по уравнению

А_(Г) + 2В_(Г) →С_(Г). Концентрация вещества А равна 1,5 моль/л, а В – 3 моль/л. Константа скорости реакции 0,4. Вычислить скорость химической реакции в начальный момент времени и по истечении некоторого времени, когда прореагирует 75% А.

16. Реакция между веществами А и В выражается уравнением

А_(Г) + 2В_(Г) →С_(Г). Начальные концентрации составляют: [A]₀ = 0,3 моль/л, [B] = 0,5 моль/л. Константа скорости 0,4. Найти начальную скорость реакции и скорость по истечении некоторого времени, когда концентрация А уменьшится на 0,1 моль/л.

17. Как изменится скорость реакции 2NO_(Г) + O_2(Г) → 2NO_2(Г), если:

1) увеличить давление в системе в 3 раза,

2) уменьшить концентрацию NO в 2 раза?

18. Как изменится скорость реакции 2H_2(Г) + О_2(Г) → 2Н₂О_(Г), если:

1) увеличить давление в системе в 2 раза,

2) уменьшить концентрацию О₂ в 4 раза?

4.2. Порядок реакции. Период полураспада

Пример 1. Скорость реакции в растворе

3ОС₂Н₅ОН + В₁₀Н₁₄ = 10В(ОС₂Н₅)₃ + 22Н_2(Г)

описывается уравнением:

Каков порядок реакции?

Решение. Порядок реакции определяется суммой показателей степеней при концентрации в дифференциальном уравнении скорости. Если сумма равна 1, то реакцию называют реакцией первого порядка, если 2 – второго, если 3 – третьего. Различают полный и частный порядок реакции. Каждый из показателей степени при концентрациях в дифференциальном уравнении скорости порядок реакции по данному веществу. Сумма показателей степени при концентрациях определяется полный порядок реакции.

Стехиометрические коэффициенты в уравнении не отражают истинный механизм реакции и не определяют порядок реакции (определяют порядок реакции коэффициенты в дифференциальном уравнении скорости). В данной реакции частный порядок по компоненту С₂Н₅ОН равен единице, частный порядок по компоненту В₁₀Н₁₄ равен единице, общий порядок равен сумме частных порядков, т.е. двум.

Пример 2. Реакция каталитического разложения перекиси водорода в водном растворе протекает как реакция первого порядка. Период полураспада при данных условиях равен 15,86 мин. Определить, какое время потребуется при этих условиях для разложения 99% перекиси водорода.

Решение. Для вычисления константы скоростей реакции первого порядка можно воспользоваться уравнением

(4.2)

Где К – константа скорости; τ – время от начала реакции; С₀ – начальная концентрация реагирующего исходного вещества; С_Х – концентрация прореагировавшего вещества за истекший промежуток времени.

Для реакции первого порядка время превращения половины (или определенной доли) вещества не зависит от начальной концентрации.

При (время полураспада)

(4,3)

По периоду полураспада, используя уравнение (4.3), вычисляем константу скорости разложения перекиси водорода:

Зная константу, по формуле (4.2) определим время. За которое разложится 99% перекиси водорода:

Пример 3. Для изучения разложения щавелевой кислоты в концентрированной серной кислоты при 50 ⁰С готовили раствор, щавелевой кислоты в 99,5% - ной серной кислоты с концентрацией 1/40 м. Через определенные промежутки τ из смеси отбирали пробы, титровали их раствором KMnO₄, определяли объем раствора Uперманганата калия, необходимым для титрования порции в 10 мл. Получены следующие данные:

τ, мин 0 120 240 420;

U, мл 11,45 9,63 8,11 6,22.

Определить порядок реакции относительно щавелевой кислоты и среднюю константу скорости.

Решение. Предположим, что реакция имеет первый порядок. Тогда по уравнению (4.2) имеем:

Через120 мин С₀ – С_Х = 9,63 мл;

Через 240 мин С₀ – С_Х = 8,11 мл;

Через 420 мин С₀ – С_Х = 6,22 мл;

Средняя константа будет:

Таким образом, реакция имеет первый порядок относительно щавелевой кислоты, так как константа сохраняет постоянное значение 0,00144, 0,00144, 0,00145 мин^-1.

Пример 4. Скорость реакции (С₂Н₅)₃N+ CH₃J→[(C₂H₅)₃ – N⁺+ (CH₅)]J^-

τ, с 1200 1800 2400;

С_Х моль/л 0,00876 0,01066 0,01208.

Здесь τ – время, С_Х – количество триэтиламина (С₂Н₅)₃Nили йодистого метила CH₃J, прореагировавшего за время τ. Начальные концентрации амина и йодистого метила равна 0,0198 моль/л. Рассматриваемая реакция – реакция второго порядка. Определить среднюю константу скорости.

Решение. Для реакции второго порядка константу скорости можно рассчитать по уравнению:

(4.4)

где К – константа скорости реакции; τ – время от начала опыта; С_0,А – начальная концентрация первого вещества; С_0,В – начальная концентрация второго вещества; С_Х – количество вещества, вступившее в реакцию к моменту времени τ от начала опыта.

Так как С_0,А = С_0.В, то уравнение (4.4) упрощается и принимает вид:

Рассчитаем константы К при τ = 1200 сек, τ = 1800 сек, τ = 2400 сек и вычислим среднее значение её значение:

Средняя константа

ЗАДАЧИ

19. Разложение перекиси водорода в водном растворе подчиняется закону реакции первого порядка. Константа скорости этой реакции равна 0,05081 мин^-1. Определить время, за которое произойдет разложение 50 и 99,9% Н₂О₂.

20. Константа распада RaAравна 3,79∙10^-3 с^-1. Определить период полураспада и время, за которое ради распадается на 90%.

21. В течение часа подвергается распада 1/6 части некоторого радиоактивного элемент. Определить период полураспада его.

22. В сосуде имеется 0,025 г радона. Период полураспада радона равен 3,82 дня. Какое количество радон (%) остается в сосуде через 14 дней?

23. Имеется 5 мг радия, период полураспада которого равен 19,7 мин. Какое количество радия останется через 2,5 часа?

24. Концентрация атома трития ³Т в воздухе 5∙10^-15 моль/л, период полураспада трития около 12 мин. Через сколько лет распадется 90% трития, содержащегося в воздухе? (Пополнение содержания трития за счет ядерных процессах не учитывать).

25. Через какое время активность актиния составит 40% от первоначальной, если период полураспада его 36,1 мин?

26. При гидролизе тростникового сахара

начальная концентрация сахара C₁₂H₂₂O₁₁ была равна 2∙10^-2 моль/л. Через 5 мин она стала равна 1,8∙10^-2 моль/л, через 10,18 мин – 1,6∙10^-2 моль/л. Определить среднюю константу скорости гидролиза. Почему эту реакцию можно считать реакцией первого порядка?

27. Во сколько раз возрастает скорость реакции разложения N₂O₅по суммарной реакции:

2N₂O_5(Г)= 2N₂O_4(Г)+ О_2(Г)

при увеличении концентрации N₂O₅в 2 раза, если известно, что реакция идет по стадиям:

N₂O₅= N₂O₃ + O₂ (медленная);

N₂O₃= NO₂+ NO (быстрая);

NO + N₂O₅ = 3NO₂ (быстрая);

2NO₂ = N₂O₄ (быстрая);

28. Константа скорости растворения PbCl₂в воде при стандартной температуры равна 0,016 мин^-1. Растворимость этой соли равна 3,6∙10^-2 моль/л. Определить концентрацию соли в растворе через 1 час после начала растворения.

29. Предполагают, что распад озона по уравнению реакции 2О_3(Г) = 3О_2(Г) протекает через стадии:

1) О₃ = О₂ + О (быстрая);

2) О + О₃ = 2О₂ (медленная).

Каков вид кинетического уравнения скорости? Какой порядок реакции?

30. Кинетическое уравнение реакции в растворе:

имеет вид:

Как изменится скорость реакции при увеличении рН раствора на единицу?

31. Реакция:

С₂Н₄Br₂+ 3KJ= C₂H₄+ 2HBr+ KJ₃

ускоряется в 3 раза при увеличении конденсации С₂H₄Br₂в 3 раза, и в 4 раза при увеличении концентрации KJв 4 раза. Напишите уравнение скорости реакции. Каков порядок реакции?

32. При разложении перекиси водорода начальная концентрация была равна 2∙10^-3 моль/л. Через 6 минут она стала равна 1,85∙10^-3 моль/л, через 12 – 1,8∙10^-3, через 30 мин – 1,5∙10^-3 моль/л. Определить среднюю константу скорости реакции. Какой порядок реакции?

33. При гидролизе сложного эфира – этилацетата реакция идет по уравнению СН₃СООС₂Н₅ + Н₂О = СН₃СООН + С₂Н₅ОН. Начальная концентрация эфира была равна 2,5∙10^-3 моль/л. Через 5 мин – 2,3∙10^-3 моль/л, через 8 мин – 2,2∙10^-3 моль/л, через 19,5 мин – 1,8∙10^-3 моль/л. Определить среднюю константу скорости гидролиза. Почему реакцию гидролиза можно считать реакцией первого порядка?

34. Реакция гидролитического разложения сахара:

С₁₂Н₂₂О₁₁ + Н₂О = С₆Н₁₂О₆ +С₆Н₁₂О₆

глюкоза фруктоза

Определить среднюю константу скорости, если через 1435 мин от начала реакции отношение начальной концентрации С₀ к концентрации в данный момент С будет:

,а через 4315 мин .

Почему инверсия сахара проходит как реакция первого порядка?

35. При разложении щавелевой кислоты в концентрированной серной кислоте при 50 ⁰С готовили 0,025 м раствор щавелевой кислоты в 99,5% - ной серной кислоте. Через определенные промежутки времени τ из смеси отбирали пробы и определяли объем Uраствора пергамента калия, необходимый для титрования порция в 10 мл:

τ, мин 0 600 900 1440;

U, мл 11,45 4,79 2,97 1,44.

Порядок реакции – первый. Рассчитайте среднюю константу скорости.

36. Скорость реакции:

(С₂Н₅)₃N+ CH₃J→[(C₂H₅)₃ – N⁺- (CH₃)]J^-

определялось при 25⁰С, причем найдено, что

τ, с 3600 4500 5400;

С_х, моль 0,01392 0,01476 0,01538.

Здесь τ – время, С_х – количество триэтиламина или йодистого метила, прореагировавшее за время τ. Начальные концентрации амина и йодистого метила равна 0,0198 моль/л. Определить среднюю константу скорости по уравнению для реакции второго порядка.

37. Разложение N₂O₅является реакцией первого порядка, константа скорости которой равна 0,002 мин^-1. Определить, сколько процентов N₂O₅ разложится за 2 часа.

38. Реакция самоокисления – самовосстановления гипобромид – ионов в щелочной среде 3BrO^-= BrO₃^-+ 2Br^-является реакцией второго порядка.

Константа её скорости равна 9,3∙10^{-4 м3} (кмоль с)^-1. Начальная концентрация гипобромид – иона равна 0,1 кмоль/м³. Найти время, за которое прореагирует 25% исходного количества BrO^-.

39. Разложение перекиси протекает по уравнению:

Начальная концентрация перекиси 5∙10^-2 моль/л. Через 10 мин. концентрация уменьшилась до 4∙10^-2 моль/л, через 15 минут – до 3∙10^-2 моль/л, через 30 минут – до 5∙10^-2 моль/л. Через 40 минут – до 2∙10^-2 моль/л. Постройте график в координатах lgC_τ= f(τ). Найдите константу скорости, равную К = 2,3 tgά, где ά – угол наклона прямой.

40. В разбавленном водном растворе реакция гидратации уксусного ангидрида протекает как реакция первого порядка:

(СН₃СО)₂О + Н₂О = 2СН₃СООН.

Начальная концентрация уксусного ангидрида равна 3∙10^-3 моль/л. Через 1 мин. – 2,94∙10^-2, через 2 мин. – 2,12∙10^-2 моль/л, через 3 мин. – 1,79∙10^-2 моль/л. Постройте график в координатах lgC_τ= f(τ). Рассчитайте константу скорости К = 2,3 tgά.

4.3. Зависимость скорости реакции от температуры.

Энергия активации

Пример 1. При 80⁰С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент γ равным 2, рассчитать, через какое время закончится реакция при температуре 120⁰С.

Решение. Зависимость скорости реакции (или константы скорости реакции) от температуры определяют исходя из правила Вант – Гоффа, согласно которому при повышении температуры на 10⁰ скорость реакции возрастает в 2 – 4 раза, т.е.

(4.5)

где γ – температурный коэффициент скорости реакции, значение которого для большинства реакций лежит в пределах 2 – 4; К_Т1, К_Т2 – константа скорости реакции при начальной и конечной температуры Т₁ и Т₂; U_T1, U_T2– скорости реакции при температуре Т₁ и Т₂:

Т₁ = 273 + 80 = 353 К;

Т₂ = 273 + 120 = 393 К, далее

Таким образом, скорость реакции при увеличении температуры на 40⁰С возрастает в 16 раз. Поэтому время, за которое будет протекать реакция,

Пример 2. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20⁰С до 30⁰С, если энергия активации равна 125400 Дж/моль.

Решение. Зависимость скорости К от температуры Т описывается уравнением Аррениуса:

(4.6)

где К – константа скорости; Т – температура, К; Е_а – энергия активации; R– газовая постоянная.

Интегрируя уравнение (4.6) в переделах от Т₁ до Т₂, получим:

(4.7)

Переходя десятичным и подставляя численное значение газовой постоянной и температуры, получим:

Пример 3. Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна 75,24 кДж/моль, а с катализатором – 50,14 кДж/моль. Во сколько раз возрастает скорость реакции в присутствии катализаторов, если реакция протекает при 25⁰С?

Решение. Обозначим энергию активации некоторой реакции в отсутствие катализатора через Е_а, а с катализатором через E_a^’; соответствующие константы скорости обозначим через К и К^’. Используем Аррениуса в экспоненциальной форме:

(4.8)

Где k– константа скорости; А – предэкспоненциальный множитель; е – основание натуральных логарифмов (е = 2,718); R– универсальная газовая постоянная; Т – температура, К.

Тогда отношение констант скоростей запишется

Пример 4. Реакция термического разложения газообразной окиси этилена при 378,5⁰С протекает по закону реакций первого порядка. Период полураспада при этой температуре равна 363 мин. Энергия активации 217,0 Дж/моль. Определить константу скорости реакции при 450⁰С.

Решение. По уравнению (4.3) вычисляем константу скорости при температуре Т₁ = 378,5 + 273 = 651,5 К:

По уравнению (4.7) вычисляем константу скорости при температуре Т₂ = 450 + 273 = 723 К.

ЗАДАЧИ

41. Две реакции протекает при 25⁰С с одинаковой скоростью. Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 2,0, а второй – 2,5. Найти отношение скорости этих реакций при 95⁰С.

42. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 градусов скорость реакции возрастает в 15,6 раза?

43. Во сколько раз увеличится константа скорости химической реакции при повышении температуры на 40⁰С, если γ = 3,2?

44. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 30 раз (γ = 2,5)?

45. Вычислить γ реакции, если константа скорости её при 120⁰С составляет 5,88∙10^-4, а при 170⁰С равна 6,7∙10^-2.

46. Во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры от 30⁰С до 40⁰С, если энергия активации 125400 Дж/моль?

47. Константа скорости некоторой реакции при 20⁰С равна 3∙10^-2, а при 50⁰С - 4∙10^-1. Определить энергию активации.

48. Константа скорости разложения двуокиси азота

2NO₂= 2NO+ O₂

при 600⁰К равна 8,4∙10¹ л моль^-1 с^-1, а при 640⁰С равна 4,2∙10²л моль^-1 с^-1. Вычислить энергию активации.

49. При 17⁰С сердце лягушки совершает 30 сокращений в 1 мин, а при 27⁰С – 60 сокращений в мин. Вычислить энергию активации сокращения сердечной мышцы лягушки.

50. Чему равна энергия активации реакции, если при повышении температуры от 290 до 300К скорость её увеличится в 2 раза?

51. Каково значение энергии активации реакции, скорости которой при 300К в 10 раз больше, чем при 280К?

52. Существует мнение, что скорость обычной химической реакции удваивается при увеличении температуры на 10 градусов. Определить энергию активации Е_а реакции, для которой это утверждение приемлемо вблизи 300К.

53. Скорость реакции N+ O₂= NO+ Oв газовой фазе изучалась при получении атома в простой системе в высокочастотном разряде, причем концентрация определялась методом ЭПР. Найдены следующие константы скорости:

Т, К 586 910

К, мл моль¹ с^-1 (1,63±0,05) 10¹⁰ (1,77±0,08) 10¹¹

Определить два значения энергии активации, соответствующие верхнему и нижнему пределам, с учетом ошибок, указанных в экспериментальных данных.

54. Две реакции одинакового порядка имеют одинаковые предэкспоненциальные множители, но их энергии активации различаются: Е₂ – Е₁ = 83,196 кДж/моль. Рассчитайте отношение их констант скоростей К₁/К₂ при 434К.

55. Константа скорости омыления этилацетата едким натром при 9⁰С равна 2,37, а при 14,4⁰С – 3,204. Рассчитать температурный коэффициент скорости реакции в указанных пределах температур и энергию активации.

56. Константа скорости омыления уксусного – этилового эфира едким натром при 9,4⁰С равна при 2,37, а при 14,4⁰С - 3,204. Вычислить, при какой температуре константа скорости будет равна 15.

57. Для реакции разложения паров уксусного альдегида константа скорости при 460⁰С равна 0,035, а при 518⁰С – 0,343 (концентрация выражена в моль/л, а время – в секундах). Определить энергию активации данной реакции и константу скорости её при 486⁰С.

58. Константа скорости реакции инверсии тростникового сахара при 25₀С равна 9,67∙10^-3, а при 40⁰С – 73,4·10^-3. Определить энергию активации данной реакции в указанном интервале температур.

59. Для реакции разложения паров уксусного альдегида константа скорости при 460⁰С равна 0,035, а при 518⁰С – 0,343 (концентрация выражена в моль/л, а время в секундах). Определить энергию активации данной реакции и константу скорости её при 486⁰С.

60. Для прямой и обратной реакции в системе

2HJ_(Г)↔ H_2(Г)+J_2(Г)

Известны константы скорости прямой и обратной реакций при температуре 556 К:

К_пр.(моль^{-1 л с-1}) и К_обр.(моль^{-1 л с-1})

3,52·10^-7 4,44∙10^-5;

и при температуре 575 К:

К_пр.(моль^{-1 л с-1}) и К_обр.(моль^{-1 л с-1})

1,22·10^-6 1,32∙10^-4.

Вычислить:

1) энергию активации примой Е_пр. и обратного Е_обр. процессов;

2) тепловой эффект реакции ∆Н как разность Е_пр. и Е_обр.;

3) константу равновесия.

61. По значениям констант скорости реакции, измеренных при трех температурах, определить энергию активации процесса гидролиза эфира. Постройте график в координатах lgK = f(1/T). Рассчитайте энергию активации, как Е_акт. = 2,3 Rtgά.

Температура 25 35 45;

⁰С

Константа

скорости К (мин^-1) 4,6·10^-3 6,7∙10^-3 1,4·10^-2.

62. Константа скорости разложения NCl меняется с температурой следующим образом:

t, ⁰C 25 35 45;

К (мин^-1) 0,0093 0,0222 0,0530.

Построить график в координатах lgK = f(1/T) и рассчитайте энергию активации как Е_акт. = 2,3 Rtgά.

63. Константа скорости разложения N₂O₅ равна при 25⁰С 3,46∙10^-5 с^-1, при 35⁰С – 4,98∙10^-4с^-1. Постройте график в координатах lgK = f(1/T) и рассчитайте энергию активации, как Е_акт. = 2,3 tgά.

ОТВЕТЫ

Глава 1.

1. 746 мл; 2. 303900 Па; 3. 4,8 л; 4. 1,8 м³; 5. 44 мл; 6. 100800 Па; 7. Р_Н2 =27700 Па, Р_СН4 = 80000 Па, Р_общ. = 1077,00 Па; 8. 34,0% NO; 66,0% CO; 9. 11. 2,69∙10^-19; 12. 1 л; 14. 43 л; 15. 33,6 л; 16. 54800 Па; 17. не изменится; 18. 1,2 кг/м³; 19. 26,0 г; 20. 28 г, 4,65·10^-23; 21. 47 г; 1,62; 22. 28 а.е.м.; 23. 58 г; 24. 820 мл; 25. 125000 Па; 26. 1 кг; 27. 0,214 кг. 28. в 1,03 раз; 29. 9,01; 30. 127; 31. 10 л; 32. 12,14; 33. 56,2; 34. Э_Br2 = 79,911, Э_Ме = 9; 35. 32,69; 36. 1,76 г; 37. Э_ок = 24, Э_Ме = 16; 38. Э_Ме = 56,2, U_H2 = 3,36 л; 39. 54,2; 40. 15 г и 24,9 г; 41. 2,8 л; 42. 3; 6; 12; 43. 28; 44. Al.

Глава 2.

12. Bi (z = 83); 15. Сu (z = 29); 16. Две, одна р – орбиталь занята наполовину (1 электрон); 17. Свободных d – орбиталей нет: три из пяти орбиталей заняты полностью, две – содержат по одному электрону, конфигурация подуровня 3 d⁸; 22. На внешнем слое могут быть только S и р – электроны, максимальное число их равно 8 в конфигурации ns², np⁶, где n – номер внешнего слоя, его главное квантовое число; 28. а) CrO₃, б) Mn₂O₇; 43. FeO – основной, Fe₂O₃ – отчасти амфотерный, FeO₃ – кислотный; железная кислота H₂FeO₄, феррат калия K₂FeO₄. Окислительное число железа в этих соединениях +6; 29. Наиболее прочен NH₃ и наименее BiH₃; 32. 414,22 кДж/моль; 32. уменьшится; 33. 430,95 кДж/связь; 34. Е_С-С = 551,20 кДж/связь, Е_С≡С = 769,02 кДж/связь; 42. 277,2 кДж/моль; 43. 151,0 кДж/моль; 61. 7·10^-8 моль/л; 63. 123,4 кДж/моль; 64. 86,5 кДж/моль.

Глава 3.

1. 0, +1, +2, +3, +4, +4, +5, -3; 2. +1, -2, +2, -1, 0, -3, +1, +5, -2, +1, -1, +1, +6, -2, +1, +6, -2, +1, +2, (-1); 3. а) только окислительные, и окислительные, и восстановительные, только восстановительные; б) окислительные, восстановительные, и окислительные, и восстановительные, восстановительные; 4. 1) восстановление, 2) восстановление, 3) окисление, 4) окисление; 5. а) невозможна, б) невозможна, в) невозможна, г) невозможна; 11. а) 158/2, б) 158 г, в) 158/3;

12.

13.

14. 1) нормальность 0,1м раствора KNO₂ = 0,1; 2) нормальность 0,1м раствора KNO₂ = 0,2; 15. Самым лучшем окислителем будет FeCl₃; 16.

17.

1) не возможна, 2) возможна, 3) возможна; 18.

1) нет, 2) нет, 3) да; 19. а) прямая, б) обратная; 20. а

21. Нельзя, так как 22. В прямом; 23. а) Да, б) Нет; 24. а) Да, б) Нет, в) Да.

Глава 4.

2. а) в 2 раза, б) в 4 раза; 3. в 2 раза; 4. в 3 раза; 5. 0,1 л моль^-1 мин^-1; 6. Возрастает в 2 раза; 7. 4,17; 0,06 моль/л; 0,07 моль/л; 8. 2,1·10^-2; 9. 0,415; 10. 5,5·10^-3; 11. [CO] = 0,04 моль/л; [CO₂] = 0,02 моль/л; 12. [H₂] = 0,7 моль/л, [J₂] = 0,5 моль/л; 13. 0,16; 14. 50 %, 83,3%, 90,9%; 15. 5,4; 0,08439; 16. V₀ = 0,03; V₁ = 0,0072; 17. возрастает в 27 раз, уменьшается в 4раза; 18. увеличится в 8 раз, уменьшится в 4 раза; 19. 18,64 м, 135,9 мин; 20. 3 мин 29 сек; 10 мин; 5,9 сек; 21. 3 часа 48 мин; 22. 7,9% 23. 0,02553; 24. примерно 40 мин; 25. 47,41 мин; 26. 0,0215 мин^-1; 28. 10^-5 моль/л, 30. в 100 раз;

32. 0,0874 мин^-1; 33. 0,01557 мин^-1; 34. 5,45·10^-5; 35. 0,00145 мин^-1; 36. 0,0328 л моль^-1 с^-1; 37. 21,35%; 38. 357 сек; 39. 0,0222 мин^-1; 40. 0,0172 мин^-1; 41. V₂/V₁ = 4,77; 42. 2,5; 43. в 105 раз; 44. на 37⁰С; 45. 2,58; 46. 5,1 раза; 47. 1531,4 кДж/моль; 48. 127,6 кДж/моль; 49. 247,9 кДж/моль; 50. 49,9 кДж/моль; 51. 80,3 кДж/моль; 52. примерно 40 кДж/моль; 53. 32,983 кДж/моль; 30,950 кДж/моль; 54. 68,3; 55. 1,83; 40,66 кДж/моль; 56. 43,1⁰С; 57. 189,8 кДж/моль; 58. 104,8 кДж/моль; 59. 189000 дж – моль; 0,1017; 60. 172,3 кДж/моль; 61. 41473 Дж/моль; 61. 67600 Дж/моль.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: