Элементы химической термодинамики

Знать:

1.Основные термодинамические функции: теплоту, работу, внутреннюю энергию, энтальпию, энтропию, изобарно-изотермический и изохорно-изотермический потенциалы;

2. Виды термодинамических процессов;

3. Сущность первого закона термодинамики, его математическое выражение и применение к различным процессам;

4. Причины возникновения тепловых эффектов, сущность закона Гесса и следствий из него, тепловые эффекты различных процессов;

5. Сущность и математические выражения второго закона термодинамики;

6. Сущность энтропии и ее статистическую природу;

7. Критерии самопроизвольного протекания процессов в различных системах;

8. Уравнение изотермы химической реакции и возможность его использования;

9. Уравнение изобары химической реакции и его применение.

Уметь рассчитывать:

1. Тепловые эффекты реакций при стандартных условиях;

2. Изменение энтропии в результате химической реакции;

3. Изменение свободной энергии Гиббса при заданной температуре;

4. Константу химического равновесия при заданной температуре.

 

Состояние системы характеризуется ее физическими и химическими свойствами (объем, давление, температура, химический состав и т.д.). Свойства, выбранные в качестве независимых переменных, называются параметрами состояния. Величина, определяемая этими параметрами, однозначно характеризующая систему и независящая от пути ее перехода из одного состояния в другое, называется функцией состояния.

Термодинамическими функциями состояния являются:

внутренняя энергия U характеризует общий запас энергии в системе, исключая кинетическую энергию системы как целого и ее потенциальную энергию в поле внешних сил ΔU = U_кон – U_исх > 0 внутренняя энергия системы возрастает;

энтальпия Н характеризует общее теплосодержание системы или тепловой эффект химической реакции при постоянном давлении

ΔН > 0 тепло поглощается, эндотермическая реакция;

ΔН < 0 тепло выделяется, экзотермическая реакция;

энтропия S характеризует степень беспорядочности частиц в системе

ΔS > 0 степень беспорядка возрастает;

ΔS < 0 cтепень беспорядка уменьшается;

свободная энергия Гиббса G или изобарно-изотермический потенциал характеризует часть энергии, идущую на совершение полезной работы при постоянных давлении и температуре

ΔG > 0 энергия поглощается, эндоэргоническая реакция;

ΔG < 0 энергия выделяется, экзоэргоническая реакция;

свободная энергия Гельмгольца F или изохорно-изотермический потенциал характеризует часть энергии, идущую на совершение полезной работы при постоянных объеме и температуре.

Δ F > 0 энергия поглощается, Δ F < 0 энергия выделяется.

В соответствии с законом Гесса:

ΔG _{реакции} = Σ(νΔG )_{продуктов} – Σ(νΔG )_{исходных веществ}

ΔH _{реакции} = Σ(νΔH )_{продуктов} – Σ(νΔH )_{исходных веществ}

ΔS _{реакции} = Σ(νS )_{продуктов} – Σ(ν S )_{исходных веществ.}

Объединенный термодинамический закон

ΔG _{реакции} = ΔH _{реакции} - T ΔS _{реакции}.

Если пренебречь зависимостями ΔH⁰ и ΔS⁰ от температуры, то для термодинамических расчетов применяют уравнение ΔG = ΔH - TΔS .

Если ΔG < 0, то такой процесс термодинамически возможен. Чем более отрицательно ΔG, тем в большей степени реакция протекает в направлении образования продуктов реакции.

Если ΔG > 0, то процесс приводит к увеличению энергии Гиббса и такая реакция термодинамически невозможна.

Если ΔG = 0, то начальные условия в системе соответствуют равновесию.

Критериями самопроизвольного протекания процессов являются

1. в изолированной системе ΔS > 0;

2. в закрытой и открытой системах ΔG < 0 (для изобарно-изотермических процессов);

3. в закрытой и открытой системах ΔF < 0 (для изохорно-изотермических процессов).

 

Пример 1. Сколько теплоты выделится при сжигании 920 г этанола? Запишите термохимическое уравнение данной реакции.

Решение: Процесс горения этанола можно представить следующим уравнением C₂H₅OH _(ж) + 3O_{2 (г)} = 2CO_{2 (г)} + 3H₂O_(г). По первому следствию из закона Гесса ΔH _{реакции} =2ΔH _CO + 3ΔH _{H O} - ΔH _{С H OH} - 3ΔH _O .

Используя справочные данные, находим тепловой эффект горения 1 моль этанола C₂H₅OH.

ΔH _{реакции} = 2(-393,5) + 3(-285,8) – (-277,6) – 0 = - 1366,8 кДж

Находим количество вещества C₂H₅OH в 920 г:

n (C₂H₅OH) = = = 20 моль.

Следовательно, количество теплоты, выделяющееся при сжигании 20 моль этанола, будет равно Q _p = - ΔH _{реакции}n (C₂H₅OH) = 1366,8∙20 = 27336 кДж = 27,34 МДж. Термохимическое уравнение можно записать следующим образом C₂H₅OH _(ж) + 3O_{2 (г)} = 2CO_{2 (г)} + 3H₂O_(г), ΔH _{реакции} = -1366,8 кДж.

Ответ: выделится 27,34 МДж тепла.

Пример 2. С помощью термодинамических расчетов на примере реакций

SnO_{2 (к)} + Sn _(к) = 2SnO_(к) и PbO_2(к) + Pb_(к) = 2PbO_(к) ответьте на вопрос об устойчивых степенях окисления олова и свинца в закрытой системе при температуре 300 К.

Решение: Рассчитаем ΔG первой и второй реакции по уравнению ΔG = ΔH - TΔS .

Для первой реакции:

1) ΔH _{реакции} =2ΔH _SnO - ΔH _SnO - ΔH _Sn

ΔH _{реакции} = 2(-286) - (-581) – 0 = 9 кДж > 0 – тепло поглощается, эндотермическая реакция;

2) ΔS _{реакции} = 2S - S - S

ΔS _{реакции} =2∙56,5 – 52,3 – 51,6 = 9,1Дж/К = 0,0091кДж/К.

Степень беспорядка в системе возрастает, данная реакция будет протекать самопроизвольно в изолированной системе при стандартных условиях.

ΔG = 9 кДж – 300 К∙ 0,0091 кДж/К = 6,27 кДж > 0 – энергия поглощается в ходе реакции; в закрытых и открытых системах термодинамически возможна обратная реакция, т.е. в указанных условиях более устойчив оксид олова (IV) SnO₂.

Для второй реакции расчеты проводятся по такой же схеме:

1) ΔH _{реакции} =2ΔH _PbO - ΔH _PbO - ΔH _Pb

ΔH _{реакции} =2(- 219) – (- 277) – 0 = -161кДж < 0 – тепло выделяется, экзотермическая реакция;

2) ΔS _{реакции} = 2S - S - S

ΔS _{реакции} =2∙66 – 72 – 65 = - 5 Дж/К = - 0,005 кДж/К – степень беспорядка в системе уменьшается, в изолированной системе данная реакция самопроизвольно протекать не будет.

ΔG = - 161 кДж – 300К(-0,005кДж/К) = - 159,5 кДж < 0 – энергия выделяется, в закрытых и открытых системах термодинамически возможен прямой процесс, т.е. в указанных условиях более устойчив оксид свинца (II) PbO.

Ответ: в указанных условиях устойчивой степенью окисления для олова является степень окисления +4, для свинца – +2.

 

Пример 3. Константы равновесия К реакции 2SO_{2 (г)} + O_{2 (г)} = 2SO_{3 (г)} при 727 и 927⁰С равны соответственно 3,34 и 0,079. Рассчитайте стандартную энергию Гиббса ΔG и определите направление самопроизвольного протекания реакции при указанных температурах, а также средний тепловой эффект (стандартную энтальпию) процесса в приведенном температурном интервале.

Решение: В абсолютной шкале температуры 727 и 927⁰С соответственно равны 1000 и 1200 К. Величину ΔG рассчитаем по стандартному уравнению ”изотермы” химической реакции ΔG = - RT ln К ;

ΔG = -8,314 ∙1000 ln 3,34 = - 10026 Дж/моль = - 10,026 кДж/моль;

ΔG = -8,314 1200 ln 0,079 = 25324 Дж/моль = 25,3 кДж/моль.

Таким образом, при 1000 К реакция протекает в прямом направлении (ΔG < 0), при 1200 К – в обратном направлении (ΔG > 0).

Величину ΔH определим по уравнению изобары Вант Гоффа в интегральном виде ln = ( − ). Выражаем из уравнения ΔH = = = - 186779,6 Дж/моль = - 186,8 кДж/моль.

Для удобства расчетов обычно принимают Т₂ > Т₁.

Ответ: ΔG = - 10 кДж/моль – в прямом направлении протекает реакция, ΔG = 25,3 кДж/моль – в обратном направлении протекает реакция, реакция экзотермическая ΔH = - 186,8 кДж/моль.

 

Пример 4. Рассчитать энергию Гиббса химической реакции синтеза аммиака

N_{2 (г)} + H_{2 (г)} = NH_{3 (г)} при 298К и относительных парциальных давлениях Р_Н = 100, Р_N = 100 и P_NH =1. ΔG _NH = - 16,66 кДж/моль.

Решение: Используем уравнение “изотермы” химической реакции в нестандартных условиях ΔG₂₉₈ = ΔG + RT ln

ΔG₂₉₈ = - 16,66 + 8,314∙10^-3 ∙298К∙ 2,3∙ lg = -16,66 +5,698∙ lg = - 16,66 + 5,698 ∙lg 10^-4 = -16,66 + 5,698∙ (-4) = -16,66 – 22,792 = - 39,452 кДж/моль.

ΔG₂₉₈ < 0, реакция идет самопроизвольно в прямом направлении в указанных условиях.

Ответ: ΔG₂₉₈ = - 39,452 кДж/моль

 

Контрольные вопросы:

1. Какие из следующих термодинамических функций относятся к функциям состояния: теплота, энтропия, свободная энергия Гиббса, работа расширения газа, энтальпия, изохорно-изотермический потенциал?

2. Какой смысл имеют знаки ’’плюс” или ”минус” перед термодинамическими функциями: теплотой, энтальпией, свободной энергией Гиббса?

3. Какие выводы можно сделать о конкретной химической реакции, если изменение следующих термодинамических функций отрицательно: а) энтальпии; б) энтропии; в) свободной энергии Гиббса?

4. В каком случае для оценки теплового эффекта реакции используется: а) первое следствие закона Гесса; б) второе следствие закона Гесса?

5. Как связаны между собой тепловой эффект и изменение энтальпии процесса? Укажите знак ΔH для экзо- и эндотермической реакции.

6. Подтвердите физический смысл энтропии математическими формулами и примерами.

7. Каким образом производят расчет свободной энергии Гиббса: а) по величинам свободных энергий образования веществ; б) по энтальпийному и энтропийному факторам; в) по величине электродвижущей силы процесса; г) по константе химического равновесия при заданной температуре?

8. Почему введены три критерия направления самопроизвольных процессов ΔS, ΔG, ΔF?

 

Задания для самостоятельного решения:

Для предложенной реакции ответьте на следующие вопросы:

1) экзо- или эндотермической является данная реакция; определите тепловой эффект образования 1 кг любого из продуктов реакции;

2) как меняется степень беспорядка в ходе реакции;

3) возможна ли данная реакция в изолированной системе при стандартных условиях;

4) возможна ли данная реакция в открытой системе при 25⁰С и 1000 К. При какой температуре выделяется больше энергии;

5) какой фактор (энтропийный или энтальпийный) способствует протеканию процесса;

6) запишите выражения кинетической и термодинамической К_{равновесия}, покажите взаимосвязь между ними;

7) рассчитайте числовое значение К_{равновесия} при температуре 25⁰С и 1000 К. При какой температуре полнота протекания реакции выше;

8) укажите оптимальные условия протекания реакции, используя принцип Ле Шателье (условия, при которых равновесие смещается в прямом направлении).

Не забудьте уравнять предложенную реакцию.

 

		Fe2O3 (т) + H2 (г) = FeO (т) + H2O (г)
∆H0обр, кДж/моль	-822,2		-264,9	-241,8
S0, Дж/моль∙К
		CaC2 (т) + H2O (ж) = Ca(OH)2 (т) + C2H2 (г)
∆H0обр, кДж/моль	-59,83	-285,8	-985,1	226,75
S0, Дж/моль∙К	69,96	69,95	83,39	200,82
		NH3 (г) + Cl2 (г) = N2 (г) + HCl (г)
∆G0обр, кДж/моль	-16,48			-95,3
S0, Дж/моль∙К	192,66	222,98	191,5	186,79
		CH4 (г) + O2 (г) = CO2 (г) + H2O (г)
∆H0обр, кДж/моль	-74,85		-393,5	-241,8
S0, Дж/моль∙К	186,24		213,66	188,72
		SO2 (г) + H2S (г) = S (т) + H2O (ж)
∆G0обр, кДж/моль	-300,2	-33,5		-237,2
∆H0обр, кДж/моль	-296,9	-20,6		-285,8
		C2H2 (г) + O2 (г) = CO2 (г) + H2O (г)
∆G0обр, кДж/моль	209,2		-394,4	-228,6
∆H0обр, кДж/моль	226,75		-393,5	-241,8
		NO2 (г) = NO (г) + O2 (г)
∆H0обр, кДж/моль	34,19	91,26
S0, Дж/моль∙К	240,06	210,64
		Fe2O3 (т) + CO (г) = Fe (т) + CO2 (г)
∆H0обр, кДж/моль	-822,1	-110,5		-393,5
S0, Дж/моль∙К	87,45	197,55	27,15	213,66
		PbS (т) + O2 (г) = PbO (т) + SO2 (г)
∆H0обр, кДж/моль	-100,4		-219,3	-296,9
∆G0обр, кДж/моль	-98,77		-189,1	-300,2
		KClO3 (т) = KCl (т)+ O2 (г)
∆H0обр, кДж/моль	-391,2	-436,7
S0, Дж/моль∙К	142,97	82,55
		FeS2 (т) + O2 (г) = Fe2O3 (т) + SO2 (г)
∆G0обр, кДж/моль	-166,1		-740,3	-300,2
S0, Дж/моль∙К	52,93		87,45	248,07
		C2H2 (г) + H2 (г) = C2H6 (г)
∆H0обр, кДж/моль	226,75		-84,67
S0, Дж/моль∙К	200,8	130,5	229,5
		CO2 (г) + NH3 (г) = CO(NH2)2 (т) + H2O (г)
∆H0обр, кДж/моль	-393,5	-45,94	-333,7	-241,8
S0, Дж/моль∙К	213,66	192,66	104,6	188,72
		SiO2 (г) + NaOH (ж) = Na2SiO3 (т) + H2O (ж)
∆G0обр, кДж/моль	-850,7	-419,5	-1468	-237,2
S0, Дж/моль∙К	46,86	64,43	113,76	69,95
		C2H5OH (ж) + O2 (г) = CO2 (г) + H2O (г)
∆H0обр, кДж/моль	-276,98		-393,5	-241,8
S0, Дж/моль∙К	160,7		213,7	188,7

 

Химическая кинетика

Выучитьпонятия:

1. скорость химической реакции: истинная и средняя

2. константа скорости химической реакции

3. порядок и молекулярность реакции

4. температурный коэффициент скорости реакции

5. энергия активации

 

Необходимо знать:

1. кинетические уравнения химических реакций разного порядка

2. зависимость константы скорости химической реакции от различных факторов

3. правило Вант-Гоффа

4. уравнение Аррениуса

5. связь между энтальпией реакции и энергией активации прямой и обратной реакций.

 

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени (τ, с).

Для гомогенной реакции v = [ ]

Для гетерогенной реакции v = [ ]

Важнейшие факторы, влияющие на скорость химических реакций: природа и концентрация реагирующих веществ, температура процесса, наличие катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна действующим массам – молярным концентрациям реагирующих веществ, взятым в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов (для простых реакций) или в степени определяемой опытным путем (для сложных реакций).

Например, для простой реакции aA + bB = cC + dD

v = kC C , n = a + b

для сложной реакции aA +bB = cC + dD

v = kC C , n =

Cумма показателей степеней в кинетическом уравнении называется общим порядком реакции (n).

Частный порядок или порядок по данному веществу определяется как показатель степени концентрации этого вещества:

для простой реакции n = a, n = b

для сложной реакции n = , n =

Порядок – эмпирический параметр, показывающий зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Он может принимать любые значения (целые, дробные, ноль, положительные, отрицательные).

Молекулярность реакции – число молекул одновременно участвующих в элементарном акте реакции. Принимает значения 1,2, 3. Определяется по самой медленной стадии процесса, без знания механизма реакции молекулярность определить невозможно.

В случае гетерогенных процессов в выражение закона действия масс не входит концентрация веществ, находящихся в конденсированной фазе, поскольку реакция протекает лишь на их поверхности.

Константа скорости реакции k – фундаментальный кинетический параметр, не зависящий от концентраций реагентов, а потому остающийся неизменным в течение реакции.

Константа скорости численно равна скорости химической реакции при концентрациях всех реагирующих веществ равных 1 моль/л.

Константа скорости зависит от природы реагирующих веществ, температуры, наличия в реакционной среде катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от температуры выражается уравнением Вант-Гоффа: v = v ∙ ,

где v - cкорость реакции при температуре Т ;

v - cкорость реакции при температуре Т ;

- температурный коэффициент скорости реакции, равный для

большинства гомогенных процессов 2 ~ 4.

Уравнение Вант-Гоффа показывает, что при повышении температуры на каждые 10 С скорость химической реакции возрастает в 2 ~ 4 раза.

Более точную зависимость скорости химической реакции от температуры устанавливает уравнение Аррениуса: k = k e ,

где k – константа скорости реакции при температуре Т; k - предэкспоненциальный множитель, пропорциональный числу столкновений реагирующих частиц; Е - энергия активации (кДж/моль) реакции, то избыточное количество энергии которым должна обладать молекула в момент столкновения, чтобы быть способной к химическому взаимодействию; R – универсальная газовая постоянная, ее значение 8,314 ∙10^-3 .

Уравнение Аррениуса для температурного интервала от имеет следующий вид:

ln = ( ― ) или lg = ( ― ),

где k - константа скорости реакции при температуре Т ; k - константа скорости реакции при температуре Т .

На скорость химических реакций существенное влияние оказывают катализаторы – вещества, ускоряющие данную реакцию за счет образования промежуточных соединений с реагентами и выходящие из химического процесса без изменения. Уравнение Аррениуса для каталитического процесса имеет вид = = е ,

где k - константа скорости каталитической реакции с энергией активации Е ; k – константа скорости некаталитической реакции с энергией активации Е .

 

Пример 1. Определить порядок и молекулярность реакции

S O + 3I = 2SO + I , если её скорость описывается уравнением v = k∙C ∙С .

Решение: Зная, что порядок по веществу – это степень в которой находится концентрация данного вещества в выражении закона действия масс, находим порядок по каждому из участвующих в реакции веществ: n = 1, n =1.

Общий порядок реакции n = n + n = 1 + 1 = 2.

Молекулярность реакции определить невозможно, т.к. неизвестен механизм реакции.

Ответ: n = 2, молекулярность определить невозможно по данным задачи.

 

Пример 2. Реакция взаимодействия оксида азота (II) с кислородом имеет второй порядок по оксиду азота (II) и первый по кислороду. Указать общий порядок реакции и определить значение и размерность константы скорости, если при С = 0,3 моль/л и С = 0,15 моль/л скорость реакции составляет 1,2∙10 моль/л∙с.

Решение: Используя условие, записываем выражение закона действия масс v = k∙С ∙С . Общий порядок реакции равен 3 (n = n + n = 2 + 1 = 3). Константу скорости реакции рассчитываем по уравнению

k = = = 8,89∙10 .

Ответ: n = 3, k = 8,89∙10

Пример 3. При 150⁰ С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Температурный коэффициент реакции равен 2,5. Через какое время закончится эта реакция при 80 С? Как изменится скорость реакции?

Решение: Воспользуемся уравнением Вант-Гоффа

= = 2,5 = 2,5 = = .

Cкорость реакции, при понижении температуры со 150 С до 80 С, уменьшится в 610, 35 раз. Зная, что скорость реакции и время её протекания обратно пропорциональны, заменяем соотношение скоростей соотношением времен . Отсюда, = . t = 610,35∙ t = 610,35 ∙16 мин =

= 9765,6 мин = 162,76 ч = 6,78 сут.

Ответ: при 80 С реакция закончится через 6,78 суток; скорость реакции уменьшится в 610,35 раз.

 

Пример 4. Определить, как изменится скорость прямой реакции

2СО +О = 2СО , если общее давление в системе увеличить в 4 раза.

Решение: Увеличение давления в системе в 4 раза вызовет уменьшение обьема системы в 4 раза, а концентрации реагирующих веществ возрастут в 4 раза. Согласно закону действия масс для гомогенных реакций начальная скорость реакции равна v = k∙C ∙C . После увеличения давления

v = k∙ (4C ) ∙4C = k∙ 4 ∙C ∙C = 64 k ∙C ∙C .

= = 64.

Ответ: после увеличения давления в 4 раза скорость реакции возросла в 64 раза.

 

Контрольные вопросы:

 

1. Что называют скоростью химической реакции? В чем отличие понятий средней и истинной скоростей реакции? Какова размерность скорости химической реакции?

2. Какова формулировка основного закона химической кинетики – закона действия масс?

3. Какие факторы влияют на скорость химической реакции? В чем заключается различие кинетики гомогенных и гетерогенных химических реакций?

4. Что такое константа скорости химической реакции, от каких факторов она зависит?

5. Что такое порядок и молекулярность химической реакции? Как на основе этих понятий классифицируются химические реакции? Что называется общим и частным порядком реакции?

6. Что отражает кинетическое уравнение реакции? Написать уравнения реакции I, II, III порядков.

7. Какова зависимость скорости реакции от температуры? Что такое температурный коэффициент скорости реакции, в каких пределах он изменяется?

8. Что такое энергия активации реакции? Написать выражение зависимости скорости реакции от температуры и энергии активации (уравнение Аррениуса).

9. Что такое катализ? Каковы представления о механизме катализа? Влияет ли на энергию активации процесса введение катализатора?

 

Задания для самостоятельного решения:

1. Записать выражение закона действия масс для данной реакции, указать общий порядок реакции и порядок по каждому, из участвующих в реакции, веществ. Как изменится скорость реакции при условии а и б.

 

	уравнение реакции	а	б
	2NO(г)+ Сl2(г) = 2NOCl(г)	повысить P в 4 раза	понизить CNO в 50 раз
	2CO(г) = CO2(г)+C(к)	понизить P в 5 раз	повысить C в 4 раза
	N2O4(г) = 2NО2(г)	повысить P в 8 раз	понизить C в 7 раз
	NO2(г)+CO(г) = NO(г)+CO2(г)	понизить P в 4 раза	повысить C в 80 раз
	Н2(г)+Cl(г) = HCl(г)+H(г)	повысить P в 2 раза	понизить C в 20 раз
	Cl2(г)+H(г) = HCl(г)+Cl(г)	понизить P в 7 раз	повысить C в 55 раз
	2NO2(г) = N2O4(г)	повысить P в 10 раз	понизить C в 99 раз
	CaO(к)+СO2(г) = CаCO3(к)	понизить P в 6 раз	повысить C в 4 раза
	HCl(г) = Н(г)+Cl(г)	повысить P в 8 раз	понизить C в 12 раз
	NO(г)+О(г)= NO2(г)	понизить P в 9 раз	повысить C в 56 раз
	(CH3)2CO(г) = C2H6(г)+CO(г)	повысить P в 2 раза	понизить C в 98 раз
	2H2O2(г)= 2H2O(г)+O2(г)	понизить P в 5 раз	повысить C в 65 раз
	2NO(г)+O2(г) = 2NO2(г)	повысить P в 3 раза	понизить C в 2 раза
	С(графит)+O2(г) = CO2(г)	понизить P в 9 раз	повысить C в 9 раз
	N2O5(г) = 2NO2(г)+ O2(г)	повысить P в 2 раза	понизить C в 5 раз

 

2. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3,2. Как изменится скорость реакции, если повысить температуру на 40⁰?

3. Как следует изменить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась в 8 раз ( =2)?

4. За какое время пройдет реакция при 60⁰ С, если при 20⁰ С она заканчивается за 40 с, а температурный коэффициент равен 2,3?

5. Вычислить температурный коэффициент скорости реакции, если понижение температуры на 40 К вызывает уменьшение скорости реакции в 140 раз.

6. При 140⁰ С реакция заканчивается за 30 с. Сколько времени потребуется для данной реакции при 20⁰ С, если =2?

7. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3. Как изменится скорость реакции при уменьшении температуры с 125⁰ до 55⁰ С?

8. При повышении температуры на 20⁰ С скорость реакции возросла в 9 раз. Чему равен температурный коэффициент этой реакции и во сколько раз увеличится ее скорость при повышении температуры с 20⁰ до 100⁰ С?

9. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,5. Как изменится ее скорость: а) при охлаждении реакционной смеси от 50⁰ до 30⁰ С; б) при повышении температуры на 60⁰ С?

10. При повышении температуры от 20⁰ до 40⁰ С скорость реакции увеличилась в 6 раз. Вычислить температурный коэффициент и энергию активации реакции.

11. Вычислить температурный коэффициент скорости реакции гидролиза сахарозы в кислом водном растворе (10⁰-50⁰ С), Е_а = 107 кДж/моль.

12. Как изменится скорость реакции при повышении температуры с 600 до 650 К, если энергия активации равна 26,6 кДж/моль?

13. Как изменится скорость реакции при повышении температуры с 307 до 377 К, если энергия активации равна 186,8 кДж/моль?

14. Введением катализатора энергия активации реакции при 40 С снижена на 50 кДж/моль. Как изменится скорость реакции?

15. При 45 С реакция завершается за 150 с, а при 55 С – за 75 с. Вычислить энергию активации реакции.

16. С выводом катализатора из системы, энергия активации реакции увеличилась на 30 кДж/моль при температуре 20 С. Как изменится скорость химической реакции?

17. При 37 С реакция заканчивается за 150 с. Сколько потребуется времени для проведения этой реакции при 47 С, если энергия активации равна 57,2 кДж/моль?

18. В присутствии катализатора энергия активации некоторой реакции снижается с 80 до 55 кДж/моль при температуре 20 С. Как изменится скорость реакции в этом случае?

19. Как изменится скорость реакции при понижении температуры с 50 С до 20 С, если энергия активации равна 28,8 кДж/моль?

20. Энергия активации разложения пероксида водорода составляет 75 кДж/моль. В присутствии коллоидной платины она уменьшается до 49 кДж/моль, а в присутствии каталазы до 23 кДж/моль. Во сколько раз изменяют скорость реакции обычный катализатор и фермент при 300К?

21. Как изменится скорость реакции при повышении температуру до 50 С, если энергия активации равна 125,5 кДж/моль?

22. После удаления катализатора из системы, энергия активации реакции возросла на 40 кДж/моль при температуре 37 С. Как изменилась скорость реакции?

23. Реакция при 20 С завершается за 60 с. Сколько для этого потребуется времени при 40 С, если энергия активации равна 33,4 кДж/моль?

24. Введением катализатора, энергия активации реакции при 29 С снижена на 30 кДж/моль. Как изменилась скорость реакции?

25. При повышении температуры с 20 до 50 С скорость реакции возросла в 3 раза. Чему равна энергия активации реакции?

26. Энергия активации реакции разложения некоторого вещества равна 75 кДж/моль, а обратной реакции – 265 кДж/моль. Рассчитайте температурный коэффициент скорости прямой реакции в интервале 60⁰ – 80⁰С и стандартную энтальпию реакции.

 

Модуль 4. Растворы