^ВЕШмИПЕШИ

^ВЕШмИПЕШИ
серыя
Методыка выкладання
Типы и методы решения задач
по химической кинетике
В. Н. Туманов, заведующий кафедрой ботаники
енского государственного университета имени Я нки Купалы, кандидат биологических наук
Продолжение. Начало в № 1,6, 7 за 2013 год
5. Зависимость скорости химической реакции от температуры
ависимость скорости химической реак­
АТ
З ции от температуры определяет правило
VT+AT
Vr
-.—Гоффа: скорость большинства химичереакций при повы ш ении т емперат уры
каждые 10 °С возрастает в 2 -4 раза.
Математически правило Вант-Гоффа выя формулой:
ХТ+АТ
Л,
т
Щ_ Ч
_
од-дг
Ч
АТ
V T +AT = V T -
,10
у10
или i>2= i>i • у0'1* 7 (мольДдм3 • с),
= 2-4 — т емперат урны й коэффициент
• • - cm и хим ической р е а к ц и и , показываюL как изменяется скорость реакции при
г-.ении т ем перат уры на 10 °С (напри-^сли для некоторой реакции у = 3, то это
l4ht. что при повышении температуры на
С скорость этой реакции увеличивается,
— z понижении температуры на 10 °С —
лгается в 3 раза); vти Ut +at — скорость
еской реакции при температурах Т и
- А Г соответственно.
Тжк как время протекания реакции обратгт:лорционально скорости (чем выше скохимической реакции, тем быстрее она
гкает), то правило Вант-Гоффа можно
ать в виде:
Л
у
где хт и Тг+дт — время протекания реакции
при температуре Т и Т + А Т соответственно.
Стандартные расчёты по уравнению ВантГоффа сводятся в основном к вычислениям:
1) и зм е н е н и я или у с т а н о в л е н и я скорости
вследствие и зм енени я температуры.; 2) на­
хождения т ем перат урного коэф ф ициент а;
3) нахождения инт ервала температур, в пре­
делах которых необходимо изменить условия
для определённого и зм ен ен и я (возрастания
или снижения) скорости реакции.
Рассмотрим примеры подобных расчётов.
Пусть температурный коэффициент некото­
рой реакции равен 4. При температуре 10 °С
реакция идёт со скоростью 0,2 мольДдм3 • с),
а при температуре 40 °С идёт со скоростью
12,8 мольДдм3 • с). Рассмотрим решение неко­
торых вариантов задач, составленных по этим
данным в таблице 4.
хблица 4
_ i p аметр
В ар иант
Р а зм ер н о ст ь
+
мольДдм -с)
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Б'шлопя i xiM ifl. № 9, 2013
+
+
+
27
М е то д ы к а вы кл ад ан н я
Пример 26.1. Расчёт изм енения скорости реакции в определённом температ урном инт ер­
вале (вар. 1). Температурный коэффициент скорости реакции составляет 4. Рассчитайте, во
сколько раз изменится скорость реакции, если температуру повысить на 30 °С.
Решение:
Расчёты:
Преобразуем уравнение Вант-Гоффа и2 = v i ' у 0,1'АТ в соответствии с
условием задачи и рассчитаем изменение скорости реакции:
Дано:
у = 4
АТ = 30 °С
и2
_
од-дт _ ^од-зо. 64.
Ответ: возрастёт в 64 раза.
П ример 26.2. Н ахож дение скорости данной реакции при р а зн ы х зн а ч ен и ях т емперат ур
(вар. 2). Скорость некоторой реакции при 10 °С составляет 0,2 мольДдм3 • с). Рассчитайте ско­
рость этой реакции при 40 °С, если температурный коэффициент реакции равен 4.
Решение:
Дано:
Vi = 0,2 мольДдм
Тх = 10 °С
ТУ =40 °С________
v2 = ?
с)
Расчёты:
Преобразуем уравнение Вант-Гоффа v2 - иг - у0>1‘АТ в соответствии
с условием задачи и рассчитаем скорость реакции при увеличении
температуры:
v 2 = ui ' У0,1 АТ = 0,2 ■40>1(40_10) = 12,8 мольДдм3 • с).
Ответ: v2 ■ 12,8 мольДдм3 • с).
Пример 26.3. Нахож дение температурного коэффициента по изменению скорости реакции
(вар. 3). Определите температурный коэффициент скорости реакции, если при повышении тем­
пературы на 30 °С скорость реакции возрастает в 64 раза.
Решение:
Дано:
АТ = 30 °С
»2
64
V,
Расчёты:
Преобразуем уравнение Вант-Гоффа v 2 = Ui ■у0,1'лт в соответствии с усло­
вием задачи и рассчитаем значение температурного коэффициента:
= 4.
Ответ: у = 4.
Пример 26.4. Вы числение инт ервала температур, необходимого для заданного ускорения
реакции (вар. 4). Рассчитайте интервал повышения температуры (в °С) для увеличения скорости
некоторой реакции в 64 раза, если температурный коэффициент равен 4.
Решение:
Дано:
= 64
Расчёты:
Выводим расчётную формулу с п р и ж ал н и ш лопфнфмирования обеих
частей уравнения Вант-Гоффа:
”2 =
у=4
Т. - Г, = ?
28
lg
м
Б1ялопя i xiM ?
= 0.1 г. - г
1
'
Туманов В. Н.
отсюда :
lg
То - Тл =
2
1 (0,1 lg у)
lg64
( 0 ,l l g 4 )
30 (°С).
Ответ: 30 °С.
Примеры конкурсных задач и их решение
Пример 26 (ЦТ: 2006, вар. 6). Температурный коэффициент химической реакции равен 2. На
сколько градусов надо увеличить температуру, чтобы скорость возросла в 32?
Решение:
Дано:
Расчёты:
/ N
V.
lg
lg32
\ VU
То - Тл =
(0,1-lgy) (0,1 -lg 2)
V.
у1
7
=
2
50 (°С).
Т2 - Т х = ?
Ответ: увеличить на 50 °С.
Пример 27 (ЦТ: 2007, вар. 1). Про две химические реакции известно следующее. При темпе­
ратуре 70 °С скорость первой реакции равна 0,09 мольДдм3 • с), а скорость второй реакции —
' ,04 мольДдм3 • с). Температурный коэффициент первой реакции равен 2, а второй реакции — 3.
Укажите значение температуры (°С), при которой скорости обеих реакций будут одинаковыми.
Решение:
Дано:
= 70 °С
Ui = 0,09 моль/^дм3 с)
v{ = 0,04 моль/^дм3 с)
Yi = 2
У2 = 3
l>2= V2
т 2=?
Расчёты:
- Yi
од-дт
—
= У20ДЛ7\ V 2 = U2,
Wl. Ylo .i* r= u j .у». 1.дг
0,09 • 20Л'АГ = 0,04 • 30Д-ЛГ,
0,09 • 2х = 0,04 • 3*
2,25 = 1,5х,
х = 2 => х = 0,1 • АТ =» А Т = 20.
Т 2 = 70 + 20 = 90 °С
Ответ: 90 °С.
Пример 28. Растворение образца цинка в соляной кислоте при 20 °С заканчивается через
27 минут, а при 40 °С такой же образец металла растворяется за 3 минуты. За какое время
1 ^зный образец цинка растворится при 55 °С?
Решение:
Дано:______
Тх = 20 °С
Г2 = 40 °С
Г3 = 55 °С
All = 2 7 мин
Лт2 = 3 мин
АТ3 = ?
Расчёты:
1) Напишем уравнение реакции
Zn + 2НС1 = ZnCl2 +Н2ТДля всех трёх случаев растворяется одинаковое количество образца
металла, поэтому можно считать, что средняя скорость реакции об­
рат но пропорциональна времени.
2) Найдём значение температурного коэффициента для данной ре­
акции.
Бйялопя i xiMin. № 9, 2013
29
Методыка выкладання
27
При нагревании от 20 до 40 °С скорость реакции увеличилась в — = 9 раз. Из уравнения
Вант-Гоффа:
ОД-АТ
=У
9 = у2, у = 3.
3) Установим, во сколько раз возрастёт скорость реакции, если увеличить температуру от
40 до 55 °С:
3 0. 1(55- 40) = 5>2 р а з а _
4) Рассчитаем интервал времени реакции при 55 °С.
Время реакции составит:
3
= 0,577 мин, или 34,6 с.
5,2
Ответ: 34,6 с.
Пример 29 (МГУ им. В. М. Ломоносова, биологический факультет, 1999 г.). При температуре
300 К элементарная реакция 2А + В —» С протекает в газовой фазе со скоростью v0. Давление i
системе увеличили в 3 раза. Как необходимо изменить температуру реакционной смеси, чтобь;
скорость реакции осталась равной v0, если температурный коэффициент реакции равен 2,5?
Решение:
Дано:
Т о = 300 К
1?0 = const
* =3
Ро
7 = 2,5
Т г =?
Расчёты:
1) Напишем уравнение скорости для реакции:
2А + В -» С,
у= к ■[А]2 • [В].
2) Рассчитаем, на сколько нужно уменьшить температуру, чтобь:
при увеличении давления в 3 раза (концентрация также возрастает i
3 раза, т. е. в З3 = 27 раз) скорость вернулась к прежнему значению.
По правилу Вант-Гоффа:
2 7 = 2,50,1-дт,
откуда
дг,
lO jggT ) = 36.
lg(2,5)
Ответ: уменьшить температуру на 36 градусов.
Ф
Расчёты по уравнению Аррениуса
Точное соотношение между скоростью реакции и температурой установил шведский химш
Аррениус в 1899 году. Это соотношение, получившее название уравнение Аррениуса, имееа
вид:
-Е а
: = А -е
ПТ
где: k — константа скорости реакции; А — постоянная, характеризуюгпая каждую конкретнук
реакцию (константа Аррениуса, или «предэкспонента»); е — основание натурального логариф
ма = 2,718...; Е а — постоянная, характерная для каждой реакции и называемая энергией актива
ции, Дж; R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж (моль К)<: Т — температура, К.
Отметим, что это уравнение связывает температуру не ::
:т : ггьк реакции, а с конст ан
той скорости.
30
Б1ялопя i xiMifl
г 21*3
Тум аков В. Н.
Одно из наиболее сильных средств влияния на скорость реакции — присутствие в реагирую­
щей системе катализатора вещества, которое усиливает (а иногда и понижает — тогда его на­
зывают ингибитором) скорость химической реакции, на само не расходуется в этом процессе.
Рассмотрим некоторые варианты предложенных в таблице 5 задач этого вида.
Пусть некоторая реакция характеризуется энергией активации — Е а , константой скорости —
и идёт при температуре — Т г. При введении в реакционную среду катализатора — hat параме­
тры реакции изменяются, соответственно: энергия активации — Е аг, константа скорости — k 2
при Т !* В отсутствие катализатора изменение константы скорости вызывается повышением тем­
пературы реакционной среды от Ту до Т 2. На константу скорости можно воздействовать, вводя
катализатор, и одновременно повышать температуру (вар. 10).
Таблица 5
Вариант
Параметр
Размерность
1
2
Дж/моль
+
АЕа
3
4
5
6
7
8
9
+
?
+
+
+
+
+
?
+
+
?
Тх
К
Т2
Зависит от
порядка
реакции
Ak
hat
.
+
?
+
?
+
+
-
+
+
?
АТ
ki
10
+
.
?
?
+
+
+
+
+
+
+
+
+
?
+
?
+
Пример 30.1 (вар. 1). Нахож дение изменения скорости реакции по снижению энергии а кт и ­
вации в присут ст вии кат ализат ора. Во сколько раз изменится скорость реакции в присут­
ствии катализатора, если энергия активации уменьшится на 27 кДж/моль (Г = 25 °С)?
Решение:
Расчёты:
Дано:
Т = 298 К
ДЕ а = 27 кДж/моль
1) Используя уравнение Аррениуса, запишем выражения для кон­
стант скорости реакции в отсутствие и в присутствии катализатора:
" Д “1
.
-Е„
К
k
=?
k = A e RT , k^= А- е
RT
2) Поделим второе уравнение на первое:
fej
е
,= е
V"_“1 1
RT
~k
, RT
Таким образом, скорость реакции возрастёт в 54055,5 раза.
Ответ: в присутствии катализатора скорость реакции возрастёт в 54055,5 раза.
Б 'тлоМ я i Х1М 1Я. № 9, 2013
31
Методыка выкладання
Пример 30.2 (вар. 2). Расчёт энергии акт ивации по возрастанию скорости реакции в при­
сут ст вии кат ализат ора. В присутствии катализатора скорость некоторой реакции увеличи­
лась в 104 раз. Рассчитайте, на сколько уменьшилась энергия активации реакции в присутствии
катализатора (Т = 25 °С).
Решение:
Расчёты:
Дано:
Т = 298 К
В отсутствие и в присутствии катализатора константы скорости соот­
ветственно равны:
\k = 104
-я.
-Д.,
k = A e RT и k y = A - e RT .
АЕ а = ?
Их отношение указывает на отношение скоростей реакции:
АК
t L = e RT '
k
Логарифмируя это выражение, получим:
k
RT
отсюда АЕ а = R T • InА
— , где АЕ а — изменение энергии активации.
k
Подставив данные, получим:
АЕ а = 22819,3 Дж/моль.
Ответ: энергия активации в присутствии катализатора уменьшится на 22,8 к Дж/моль.
Примеры конкурсных задач и их решение
Пример 31 (МГУ им. М. В. Ломоносова, химический факультет, 2000 г.). Энергия активации
некоторой реакции в отсутствие катализатора равна 76 кДж/моль, а в присутствии катализа­
тора энергия активации уменьшается до значения 50 кДж/моль. Во сколько раз возрастёт ско­
рость реакции в присутствии катализатора, если реакция протекает при 27 °С?
Решение:
* Расчёты:
Дано:
Т = 300 К
Е а - 76 кДж/моль
Е а = 50 кДж/моль
1) Запишем выражения для констант скорости реакции без и в
присутствии катализатора:
k = А ехр
fzV
[ r t
RT
2) Поделим второе уравнение на первое:
ь .
h
32
А ехр - £ а.
RT
А ехр
[
rt
Б 'т л о п я i x iv is 4 s 9 2 ’.
' :
;
Туманов В. Н.
3) Логарифмируя, получим:
Е д -Е д ,
RT
In
(76 - 50) 103
8,31-300
26 1 03
= 10,43,
2493
k.
,
отсюда — = 3 , 4 1 0 .
k
Ответ: добавление катализатора увеличило скорость реакции в 3,4 • 104 раз.
Пример 32 (МГУ им. М. В. Ломоносова, медицинский факультет, 1999 г.). Энергия акти­
вации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна 76 кДж /моль. При температуре
27 °С эта реакция протекает с некоторой скоростью V\. В присутствии катализатора при этой
же температуре скорость реакции увеличивается в 3,38 • 104 раз. Определите энергию активации
реакции в присутствии катализатора.
Решение:
Расчёты:
В отсутствие катализатора константа скорости равна:
flM
I ВТ
fej = А ■е(
В присутствии катализатора энергия активации уменьшается, и кон­
станта скорости увеличивается в 3,38 • 104 раз:
(I - Е а2
RT
* 2 = 33800* ! = А е к
Отсюда:
Е д\
Е а2 = R T ln
ч л= 8,314 ■300 ■1п(33900) = 26000 (Дж/моль),
V"! /
Е 2 = 76 - 26 = 50 (кДж/моль).
Ответ: 50 кДж/моль.
Пример 33 (МГУ им. М. В. Ломоносова, химический факультет, 2000 г.). Энергия активации
некоторой реакции в 2 раза больше, чем энергия активации другой реакции. При нагревании
от T i до Т 2 константа скорости первой реакции увеличилась в а раз. Во сколько раз увеличится
константа скорости второй реакции при нагревании от Т \ до 7,2?
Решение:
Дано:
Г = 298 К
Е- * - =
Е"
2
Расчёты:
С помощью уравнения Аррениуса необходимо выразить отношение
констант реакций при разных температурах.
Для первой реакции это отношение равно:
k'2
= ехр E l.
R
к\
kr
2
kTi
и
Ъ2 7
= а.
следовательно, для второй реакции:
1
Е:
оо
Для второй реакции
Тл
k£_ = exp
2R
k\
1
Я
1 1 = а0,5.
Т2)_
Константа скорости второй реакции увеличилась в а0,5 раз.
Ответ: а0,5.
Б|ялопя i xiMifl. № 9, 2013
33
Методыка выкладання
Задачи для самостоятельного решения
1. К онцентрация кислоты в растворе
0,15 моль/дм3, а концентрация спирта в другом
растворе 0,20 моль/дм3. Смешали 30,0 см3 перво­
го раствора с 20,0 см3 второго раствора. Вычис­
лите концентрацию кислоты и спирта в смеси.
О т вет : кислота 0 ,0 9 м ол ь /дм 3; спирт
0,08 моль/дм3.
2. Концентрация газа 0,125 моль/дм3. Ка­
кой она стала: а) при увеличении объёма в
5 раз; б) при уменьшении объёма в 3 раза?
Ответ: а) 0,025 моль/дм3; б) 0,375 моль/дм3.
3. В сосуде объёмом 2,5 дм3 протекает ре­
акция, уравнение которой СО + С12 —> СОС12.
Через 2 с после начала реакции химическое
количество СО снизилось на 15 моль. Устано­
вите среднюю скорость образования COCI2.
Ответ: 3,0 моль/дм3.
4. Оксид азота N 20 4 массой 4 г растворили
в 200 см3 растворителя. Какой будет концен­
трация N 20 4 в растворе через 20 мин, если
средняя скорость его разложения (N 20 4 —»
—> 2N 02) составляет 0,0002 моль/ (дм3 ■сек)?
Ответ: 0,01 моль/ дм3.
5. Смешали 300 см3 раствора с концентраци­
ей этанола 0,4 моль/дм3 и 200 см3 раствора с
концентрацией уксусной кислоты 0,6 моль/дм3.
Определите скорость реакции этерификации
в начальный момент времени, если константа
скорости равна 1.
Ответ: 0,0576 мольДдм3 • с).
6. В замкнутом сосуде протекает необрати­
мая одностадийная химическая реакция, схе­
ма которой А(газ) = В(газ) + С(газ). До начала
реакции молярная концентрация вещества
равна 2,4 моль/дм3. Укажите концентрацию
(моль/дм3) вещества А через 30 с после нача­
ла реакции, если средняя 0,06 мольДдм3 • с).
Ответ: 0,6 моль/дм3.
7. Через некоторое время после начала реак­
ции, уравнение которой С02 + Н2 —> СО + Н20 ,
молярные концентрации веществ стали рав­
ны: с(С02) = 2 моль/дм3, с(Н2) = 3 моль/дм3,
с(СО) = 2 моль/дм3. Установите исходную кон­
центрацию (моль/дм3) водорода.
Ответ: 5,0 моль/дм3.
34
8. За реакцией дегидрирования бутана,
протекающей по уравнению С4Н10 —» С4Н8 +
Н2 при температуре 800 К, следили по объёму
реагирующих газов, занимаемому ими при
давлении 101 кПа и 293 К. Вместимость ре­
актора 0,2 дм3, скорость протекания реакции
равна 1,33 • 10~2 кПа/c . Рассчитайте, через
какое время после начала реакции изменение
объёма достигнет 0,01 дм3.
Ответ: 17,3 мин.
9. Напишите выражение закона действия
масс для реакций, идущих по схемам:
1) А 2(п + ®2(Г) -> 2АВ(Г);
2) 2А2(Г) + В2(Г) —> 2А2В(Г);
3) А 2(г> + В(Т) —> ВА2(Г);
4) А(р) + В(р) —> АВ(Р).
10. Рассчитайте константу скорости реак­
ции (с-1):
С(Х) + Н 20 (ПАР) —> СО 4- Н2,
если при концентрации водяного пара, равной
0,025 моль/дм3, скорость реакции составляет
5,5 • 10~5 моль • дм • с-1.
Ответ: 2,2 • 10~3 с-1.
11. Реакция протекает согласно уравнении
Н2 + 12 -> 2HI. Константа скорости реакции
равна 2. Исходные концентрации реагирующие
веществ составляли: водорода — 1 моль/дм3
иода — 0,5 моль/дм3. Определите начальную
скорость реакции и скорость её в тот момент
когда прореагирует 40 % иода.
Ответ: ио =1 моль дм3; v\= 0,48 моль/дм3
12. С корость эл ем ен тар н ой р еак ц ш
А + 2В = АВ2 равна 0,8 моль дм3 • мин. Кон
центрации компонентов реакции А и В соот
ветственно равны (моль дм3): 0,2 и 0,4. Опре
делите константу скорости данной реакции ]
укажите её размерность.
Ответ: 5,3 • 10-4 дм6 - моль-2 • с-1.
13. Для реакции между А и В было получено
№
опы та 1
Кокцектрджп
рмпанш
(m u и * )
A
S
Н ачальная
с к о р о ст ь
реакции
(м о л ь Д д м 0 • с))
1
А 4А
Л М
1 ,2 0
2
OJO
I j§0
2 ,4 0
3
0 .#
UO
9 ,6 0
Туманов В. Н.
Каков порядок реакции по А и В? Напиши­
те кинетическое уравнение данной реакции.
Вычислите константу скорости реакции.
Ответ: в реакции а А + № —* ... , для А —
первый порядок, В — второй порядок; v - /е[А] • [В]2; k - 33,3 дм6 • моль-2 • с-1.
14. Для реакции первого порядка А —> 2В
определите время, за которое прореагировало
90 % вещества А. Константа скорости реак­
ции 1 • 10~4 • с '1.
Ответ: Дт = 64 ч.
15. Какая-то реакция при 40 °С протекает
за 3 мин, а при 60 °С — за 20 с. Сколько вре­
мени понадобится для протекания этой реак­
ции при 10 °С?
Ответ: 1 ч 21 мин.
16. При 170 °С реакция протекает полно­
стью за 6 с. Рассчитайте продолжительность (в
часах, минутах и секундах) этой реакции при
100 °С (температурный коэффициент равен 3).
Ответ: 7 ч 6 мин 1 1 с .
17. При 300 К элем ентарная реакция
2А + В —» С протекает в газовой фазе со ско­
ростью и0. Температуру реакционной смеси
увеличили до 325 К. Как необходимо изме­
нить давление в системе, чтобы скорость реак­
ции осталась равной v0, если температурный
коэффициент реакции равен 2,5?
Ответ: уменьшить давление в 2,1 раза.
18. Скорость некоторой реакции, проте­
кающей при 60 °С в присутствии катализа­
тора, в 90 тысяч раз выше, чем скорость той
же самой реакции при той же температуре в
отсутствие катализатора. Определите энергию
активации реакции, протекающей без катали­
затора, если в его присутствии энергия акти­
вации равна 50 кДж/моль.
Ответ: Е &~ 81,6 кДж/моль.
Тест для самоконтроля
Ai
Единица измерения скорости химической реакции в
системе СИ:
1)
2)
3)
4)
моль ■дм-3 • с-1;
моль • л-1 ■мин-1;
моль • м-3 ■с"1;
кМоль • дм-3 • с-1
Аг
На скорость химической реакции влияют только фак­
торы:
а) природа реагирующих веществ;
б) концентрация реагирующих веществ;
в) температура;
г) присутствие катализатора
1)
2)
3)
4)
а, б, в;
б, в, г;
а, б, в;
) а, б, в, г
Аз
Факторами, увеличивающими скорость растворения
цинка в соляной кислоте, являются:
а) разбавление кислоты;
б) измельчение цинка;
в) нагревание;
г) увеличение концентрации кислоты
1)
2)
3)
4)
б,
б,
а,
в,
а4
Константа скорости реакции имеет размерность:
1) нулевого порядка; а) врем я1;
2) первого порядка; б) концентрация • время-1;
3) второго порядка; в) концентрация-2 • время-1;
4) третьего порядка г) концентрация-1 • время-1
1)
2)
3)
4)
16,
1а,
16,
16,
а5
Закон действующих масс показывает зависимость ско­
рости химической реакции от:
1) температуры;
2) концентрации реагирующих ве­
ществ;
3) давления;
4) действия катализаторов
Бйялопя i Х1М1Я. № 9, 2013
в, г;
в;
б, в;
г
2а,
26,
2г,
2а,
Зг,
Зг,
Зг,
Зв,
4в;
4в;
4в;
4г
35
Методыка выкладання
" г : ':.-.жение таблицы
Снижение энергии активации реакции приводит к:
а7
Числовая величина, показывающая, во сколько раз
увеличивается скорость химической реакции при по­
вышении температуры на каждые 10 °С, называется:
-А-8
Уравнение Аррениуса устанавливает зависимость:
Ад
Через 1 мин 40 с реакции горения газа его 20 моль в
18 м3 уменьшилось в 10 раз. Средняя скорость реак­
ции равна:
>
Н
-*
О
А-6
При увеличении концентрации вещества А в 2 раза ско­
рость реакции А —> 2Б возрастёт в (раз):
Ап
Скорость реакции при охлаждении с 80 до 60 °С сни­
зилась в 4 раза. Температурный коэффициент реакции
равен
А-12
Температурный коэффициент некоторой реакции ра­
вен 2,5. При нагревании с 30 до 70 °С скорость реак­
ции изменится следующим образом:
Ахз
Реакция 2N 20 5 = 4N 0 2 + 0 2
описывается кинетическим уравнением v = fc[N205].
Эта реакция относится к реакциям:
А 14
В реакции
СН3СООСН3 + Н20 = СН3СООН + СН3ОН
вода находится в избытке, и её концентрация есть ве­
личина постоянная. Порядок реакции равен:
Константа скорости реакции:
N0 4* О3 = N 0 2 + 0 2
равна 0,1 моль/дм 3 • мин. Концентрации N 0 и 0 3 со­
ответственно равны (моль/ дм3): 0,4 и 0,3. Скорость
реакции равна (мольДдм3 • мин)):
В реакции 2А —* 2С + Д концентрации веществ че­
рез некоторое количество времени стали равными:
А = 2 моль/л, Д = 0,8 моль/л. Исходные концентра­
ции веществ А и С равны (моль/дм3):
Ai5
Ai6
36
1 ) увеличению скорости химиче­
ской реакции:
2 ) снижению скорости химической
реакции;
3) увеличению теплового эффекта
химической реакции;
4) прекращению химической ре­
акции
1 ) энергией активации;
2 ) константой равновесия;
3) температурным коэффициентом;
4) тепловым эффектом
1 ) скорости химической реакции от
температуры;
2 ) константы скорости химической
реакции от температуры;
3) скорости химической реакции от
концентрации;
4) константы скорости химической
реакции от концентрации
1) 0,04 моль/м 3 ■с;
2 ) 0,02 моль/м 3 • с;
3) 0,03 моль/м 3 • с;
4) 0,01 моль/м 3 • с
1 ) 2;
2) 4;
3) 6 ;
4) 8
1) 1,5 ;
2) 2;
3) 2,5;
4 )3
1) увеличится в 6,25 раза;
2) уменьшится в 15,625 раза;
3) увеличится в 39,06 раза;
4) увеличится в 97,66 раза
1 ) нулевого порядка;
2 ) первого порядка;
3) второго порядка;
4) третьего порядка
1 ) 0;
2) 1 ;
3)2;
4) 3
1) 0,75;
2 ) 0 , 0 12 ;
3) 2,4;
4) 0,001
1)
2)
3)
4)
Б1ялопя i xiMifl № 9. 2 0 ' 2
А
А
А
А
—
—
—
—
2.8. С — 0.8:
3.6. С — 0,0с
2.8. С — 0.0:
3.6ё. С — 0.8
Туманов В. Н.
О кон ч ан и е т аблицы
В2
В3
В4
В5
В6
в7
В8
При температуре 80 °С реакция заканчивается за 16 ми­
нут. Температурный коэффициент реакции равен 2.
Для прохождения реакции при температуре 50 °С по­
требуется интервал времени (мин):
При 20 °С скорости разных реакций (I) и (II) одина­
ковы. Температурные коэффициенты равны 2,5 (I) и
3,5 (II). При температуре 90 °С скорость этих реакций
будет отличаться в (раз):
Оксид азота N 20 4 массой 4 г растворили в 200 см3 рас­
творителя. Средняя скорость его разложения (N 2O4 —>
—* 2N02) составляет 0,0002 мольДдм3- с). Через 20 мин
концентрация N 20 4 в растворе будет равна (моль/дм3):
За 20 мин реакция первого порядка проходит на 25 %
(т. е. прореагировала четвёртая часть вещества). Кон­
станта скорости реакции равна (мин-1):
Про две химические реакции известно следующее.
При некоторой температуре скорость первой реакции
равна 6,75 мольДдм3 • с), а скорость второй реакции —
2,0 мольДдм3 • с). Температурный коэффициент пер­
вой реакции равен 2, а второй реакции — 3. Скорос­
ти обеих реакций будут одинаковыми при темпера­
туре (°С):
Вещества D и С участвуют в реакции второго поряд­
ка. Начальная концентрация обоих веществ равна
0,4 моль/дм3, а начальная скорость реакции равна
6,4 • 10~4 мольДдм3 • с). Константа скорости этой
реакции равна (моль-1 • дм3 ■с^1):
Начальные концентрации исходных веществ в реак­
ции второго порядка одинаковы и равны 2 моль/дм3.
За 20 мин реакция протекает на 30 %. При этой же
температуре для прохождения реакции на 60 % тре­
буется интервал времени, равный (с):
Энергия активации некоторой реакции в отсутствие
катализатора равна 76 кДж/моль, а в присутствии
катализатора энергия активации уменьшается до
значения 50 кДж/моль. В присутствии катализатора
при температуре 27 °С скорость реакции возрастёт в
(раз):
Оценка успешности выполнения теста с учётом уровня сложности
(критериев оценки) задания
1. Подсчитывается число правильно выполненных заданий трёх уровней сложности (N 1;
N 2, N 3).
2. С учётом коэффициента пропорциональности (kx, k 2, k 3) вычисляем суммарное количе­
ство набранных баллов (коэффициент успешности Кусп) по формуле:
КУсп. = h ■N i + k 2 ■N 2 + k 3 • N 3.
3. Выполнение тестового задания в полном объёме даёт суммарны й оценочный балл
100.
4. Удовлетворительной (положительный балл) является работа с набранным количеством
баллов не менее 2 0 .
5. Время для выполнения задания — 60 мин.
Б1ялопя i xiMia. № 9, 2013
37
Методыка выкладання
Уровни
сложности
Номер и форма теста
Количество
выполненных заданий
k
I
-А-1
А-2
Аз
А4
А5
Аб
А7
■Д-8
2,5
20
Ад
■A-ю
Аи
А -1 2
А -1 3
А 14
^15
А 16
4
32
Bi
в2
В3
В4
В5
В6
В7
В8
6
48
Ni
N2
N3
ИТОГО БАЛЛОВ
Зеркало ответов теста
-А-i
а
2
Аз
А 4
As
Аб
7
а
As
3
4
3
1
2
1
3
2
Ад
Ацо
А ц
A i2
А 13
A l4
A l5
A i6
4
1
2
3
2
1
2
2
Bi
в2
В3
в4
в5
2
10,5
0 ,0 1
0,0115
30
Be
4 , 0 -10 “3
в7
в8
4206
34 000
Список использованной литературы
1.
Р э м с д е н , Э . Н . Н а ч а л а с о в р е м е н н о й х и м и и : сп р а в , и з д . : п е р . с а н г л . / п о д р е д . В . И . Б а р а н о в ск о го ,
А . А . Б е л ю с т и н а , А . И . Е ф и м о в а , А . А . П о т е х и н а . — JI. : Х и м и я , 1 9 8 9 . — 7 8 4 с .: и л . — П е р . В е л и ­
кобритания, 1 9 8 5 .
2 . О бщ ая х и м и я в ф о р м у л а х , о п р е д е л е н и я х , с х е м а х : сп р ав , р у к о в о д ст в о / И . Е . Ш и м а н о в и ч , М . JI. П а в ­
лови ч , В . Ф. Т и к ав ы й , П . М . М ил аш ко; п о д р ед. В . Ф. Т икавого. — М и н ск : У н и в ер си т ет ск о е, 1 9 8 7 . —
5 0 1 с.: и л .
3 . Будруджак, П. З а д а ч и п о х и м и и / П . Б у д р у д ж а к ; п ер . с р у м ы н . — М . : М и р , 1 9 8 9 . — 3 4 3 с ., и л .
4 . С бор н и к за д а ч и у п р а ж н е н и й п о о б щ е й х и м и и : у ч е б . п о с о б и е д л я н е х и м . с п е ц . в у зо в / JI. М . Р ом а н ц ев а , 3 . JI. Л е щ и н с к а я , В . А . С у х а н о в а . — 2 -е и з д ., п е р е р а б . и д о п . — М . : В ы сш . ш к „ 1 9 9 1 . —
2 8 8 с .: и л .
5 . Х и м и я . 1 0 - 1 1 к л .: у ч е б . п о с о б и е / Р . А . Л и д и н , Е . Е. Я к и м о в а , Н . А . В о т и н о в а ; п о д р е д . п р о ф .
Р . А . Л и д и н а . — М . : Д р о ф а , 1 9 9 9 . — 1 6 0 с.
6 . Кузьменко, Н. Е. С б о р н и к за д а ч и у п р а ж н е н и й п о о б щ е й х и м и и д л я ш к о л ь н и к о в и а б и т у р и ен т о в /
Н . Е . К у з ь м е н к о , В . В . Е р е м и н . — М . ; Э к за м ен : И з д а т е л ь с к и й д о м «О Н И К С 2 1 в е к » , 2 0 0 1 . —
5 4 4 с.
7 . К у з ь м е н к о , Н. Е. С б о р н и к к о н к у р с н ы х за д а ч по х и м и и д л я ш к о л ь н и к о в и а б и т у р и ен т о в / Н . Е. К у з ь ­
м ен к о [и д р .]. — М .; Э к за м ен : И з д а т е л ь с к и й д о м «О Н И К С 2 1 в е к » , 2 0 0 1 . — 5 7 6 с.
8 . Ц е н т р а л и зо в а н н о е т е с т и р о в а н и е . Х и м и я : с б . т есто в / Р е с п . и н -т к о н т р о л я зн а н и й М и н -в а о б р а зо в а ­
н и я Р е с п у б л и к и Б е л а р у с ь . — М и н ск : Ч У П « И зд -в о Ю н и п р е с с » , 2 0 0 5 . — 1 1 2 с.
9 . Ц е н т р а л и зо в а н н о е т е с т и р о в а н и е . Х и м и я : сб . тесто в / Р е с п . и н -т к о н т р о л я з н а н и й М -ва о б р а зо в а н и я
Р е с п . Б е л а р у с ь . — М и н с к : А в е р с эв , 2 0 0 6 . — 9 6 с.
1 0 . Ц е н т р а л и зо в а н н о е т е с т и р о в а н и е . Х и м и я : сб . тесто в / Р е с п . и н -т к о н т р о л я з н а н и й М -ва о б р а зо в а н и я
Р е с п . Б е л а р у с ь . — М и н с к : А в е р с эв , 2 0 0 7 . — 1 1 1 с.
38
Б1ялопя
i xiM ifl
№ 9. 2013