10-11 класс. Химическая кинетика

2.  Предмет и основные понятия химической
кинетики.
 Зависимость скорости реакции от концентраций
реагентов. Закон действующих масс. Кинетическое
уравнение реакции. Константа скорости реакции.
Порядок реакции по реагенту.
 Зависимость скорости реакции от температуры.
Правило Вант – Гоффа. УравнениеАррениуса.
Энергия активации.
 Катализ.
 Классификация сложных реакций.
 Химическое равновесие и способы его смещения.

3. С(Х)
t
α
V = tg α
V =
∆C
∆t

4.  аА + вВ = dD
V = k C (A) ⋅ C (B)
α β
K (константа скорости реакции) - это
скорость реакции при единичных
концентрациях реагентов.

5.  С + СО2 = 2СО
V = kC(CO2)
 C12H22O11 + H2O = C6H12O6 +
C6H12O6
V = kC(C12H22O11)

6. Реакции 0 порядка V = k С(Х)
t
C 0
Реакции 1 порядкаV = kC
lnC
lnC0
t
Реакции 2 порядкаV = kC
2
1/C0
1/C
t

7.  .
 Определите порядок реакции взаимодействия
уксуснометилового эфира со щелочью на основе
следующих данных:
 Время, мин 3 5 10 25
 С(NaOH),
 моль/л 0,0074, 0,00634, 0,00464, 0,00254
 , Исходные концентрации эфира и щелочи
одинаковы и составляли 0,01 моль/л.

8. 1,0
0074,0
01,0
lg
3
3,2
1 k
091,0
00634,0
01,0
lg
5
3,2
2 k
077,0
00464,0
01,0
lg
10
3,2
3 k 055,0
00254,0
01,0
lg
25
3,2
4 k

9. 7,11
0074,001,03
0074,001,0
1 


k 54,11
00634,001,05
0634,001,0
2 


k
56,11
00464,001,010
00464,001,0
3 


k 75,11
00254,001,025
00254,001,0
4 


k

10.  4РН3 = Р4 + 6Н2
 РН3 = Р + 3Н
 2Р = Р2
 2Р2 = Р4
 2Н = Н2 .
Лимитирующая стадия
V = k C (PH )3

11.  Способ подстановки
 Графический способ
 По периоду полупревращения

12.  γ= 2 - 4 -температурный
 коэффициент реакции

13. А + В = D
E
Путь
реакции
А, В
Еакт
∆Нреакции
D

15.  Для реакции омыления уксусноэтилового
эфира при большом избытке воды
константа скорости при 200С равна
0,00099 мин-1, а при 400С ее величина
составляет 0,00439 мин-1. Определить
энергию активации и константу скорости
реакции при 300С.

18. Е
А, В
А…….В
А…Каt
Akat…B
D, kat
Е акт

19.  Во сколько раз возрастет скорость реакции
при 250С в присутствии катализатора, если
энергия активации снижается на 20
кДж/моль?
RT
Е
е

32057,2 8829831,8
20000
1
2  

eee
k
k RT
E
RT
Е
е

32057,2 8829831,8
20000
1
2  

eee
k
k RT
E
Решение
При уменьшении энергии активации константа скорости увеличивается в
раз. Для оценки изменения скорости реакции запишем

20. Для оценки изменения скорости реакции запишем
32057,2 8829831,8
20000
1
2  

eee
k
k RT
E
Решение
При уменьшении энергии активации константа
скорости увеличивается в
RT
E
e


21.  Обратимые 2NO2 ⇄k1
k2 N2O4 K = k1/k2
 Параллельные
 4KClO3↗4KCl + 6O2
 ↘3KClO4 + KCl k1/k2 = Const
 Последовательные
 С18Н32О16 + Н2О = С6Н12О6 + С12Н22О11
 рафиноза галактоза сахароза
 С12Н22О11+ Н2О = С6Н12О6 + С6Н12О6
 глюкоза фруктоза

22.  Сопряженные HI + H2O2 ≠
 2FeSO4 + H2O2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2 H2O
 Цепные
 1) Cl2 →h 2Cl⋅
 2) Cl⋅ + H2 = HCl + H⋅
 H⋅+ Cl2 = HCl + Cl⋅
 3) H⋅+ Cl⋅ = HCl
 H⋅ + H ⋅ = H2
 Cl⋅+ Cl⋅ = Cl2

23.  Реакция H2 + Cl2 идет по радикально-цепному
механизму. Ее может инициировать синий или
ультрафиолетовый свет (разрывается связьCl – Cl,
 Едисс.=242 кДж/моль) или нагревание (разрывается
та же связь, так как для связи Н – Н Едисс=436
кДж/моль). При малой скорости инициирования
реакция идет спокойно. При этом, в соответствии с
принципом стационарности Боденштейна,
скорость изменения концентрации всех активных
частиц (их концентрация пренебрежимо мала по
сравнению с Н2 и Cl2) можно приравнять нулю, то
есть суммарная скорость их образования равна
суммарной скорости расходования.

24. 1.Запишите полный механизм термической реакции (реакции
инициирования, продолжения и обрыва цепи) в предположении, что
обрыв цепей происходит в результате рекомбинации атомов хлора.
2.Используя принцип стационарности, докажите, что скорости двух
реакций продолжения цепи с константами скорости k1 и k2 равны друг
другу, а скорость стадии инициирования равна скорости стадии обрыва
цепи.
3. Обе стадии продолжения цепи – элементарные реакции, константы
скорости которых определяются уравнением Аррениуса:
,
Где А1 = А2 = 1011 л/моль с, Е1 = 25 кДж/моль, Е2 = 2 кДж/моль. Исходя из
этих значений, докажите, что обрыв цепей происходит почти
исключительно на атомах хлора.
Указание: состав исходной смеси 1:1; t = 2000C, R=8,31 Дж/моль К);
exp(x) =ex.
4. Выведите кинетическое уравнение, т.е. зависимость скорости
образования HCl от концентраций исходных веществ – Н2 и Cl2.
5. Определите частные порядки реакции по Н2 и Cl2, т.е. степени x и y в
уравнении и полный порядок реакции n = x + y.

25.  Механизм реакции
 Инициирование :
Cl2→k ин 2Сl
 Две реакции продолжения цепи:
Cl + H2→k 1 HCl + H,
H + Cl2→k 2 HCl + Cl,
 Обрыв цепи:
Cl + Cl + M →k обр Cl2 + M.

26.  Скорость изменения концентрации атомов Н
(они образуются на 1 стадии и расходуются на
второй):
 rH = k1[Cl][H2] – k2[H][Cl2] = 0
 Отсюда k1[Cl][H2]=k2[H][Cl2], то есть r1 = r2.
 Это типично для всех цепных реакций в
стационарном режиме.Аналогично из
стационарности по атомам Cl получаем, что
 RCl= 2kин[Cl2] – k1[Cl][H2] +2kобр[Cl]2[M] = 0,
откуда
 Kин [Cl2] = kобр[Cl]2[M].

27.  Из равенства скоростей двух реакций
продолжения цепи следует, что
 Таким образом, концентрация атомов хлора в
сотни раз превышает концентрацию атомов
водорода. Поэтому обрыв цепей в результате
реакции
 Cl + H + M в сотни раз менее вероятен , а
обрыв Н + Н + М практически невероятен (
3502 ≃ 120000).

28.  Запишем выражение для скорости образования
продукта реакции (молекулы HCl образуются на обеих
стадиях продолжения цепи):
 r HCl =k1[Cl][H2] + k2[H][Cl2] = 2 k1[Cl][H2].
 Выражение для концентрации атомов хлора получаем
из равенства
 Kин [Cl2] = kобр[Cl]2[M]:

 r HCl =2 k1[Cl][H2] =

 где kэфф – определяемая экспериментально константа
скорости при [M]= Const.
 Порядок реакции по хлору равен 0,5, по водороду
1,полный порядок реакции = 1,5.