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 = Uкон – Uисх > 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) + 3O2 (г) = 2CO2 (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 реакцииn (C2H5OH) = 1366,8∙20 = 27336 кДж = 27,34 МДж. Термохимическое уравнение можно записать следующим образом C2H5OH (ж) + 3O2 (г) = 2CO2 (г) + 3H2O(г), ΔH реакции = -1366,8 кДж.
Ответ: выделится 27,34 МДж тепла.
Пример 2. С помощью термодинамических расчетов на примере реакций
SnO2 (к) + Sn (к) = 2SnO(к) и PbO2(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 2SO2 (г) + O2 (г) = 2SO3 (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
N2 (г) + 
H2 (г) = NH3 (г) при 298К и относительных парциальных давлениях РН = 100, РN 
= 100 и PNH 
=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 Кравновесия, покажите взаимосвязь между ними;
7) рассчитайте числовое значение Кравновесия 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), Еа = 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
