skan0257

260 Kinetyka chemiczna

ny reakcji rozpadu CH₃CHF₂. Odp. \nA = 30,9 ± 0,8; E_A^⁼ 262 ± 5 kJ • mol ^l; E_A(2) ⁼ 651 kJ • mol^-1.

5d:l. W zakresie 2300-3800 K zależność od temperatury' stałej szybkości reakcji

^H2(g) + ^Ar(g) ^ ^2H(g) ^{+ Ar}(g)

przedstawia równanie Arrheniusa w postaci

k = 2,02 • 10^lł exp I-

399,99 • 10³ RT

Porównać czynnik przedeksponencjalny z wartością obliczoną z teorii zderzeniowej reakcji dwucząsteczkowej w temperaturze 3000 K. Średnice zderzeniowe wynoszą 3,06 A dla Ar i 2,3 A dla H₂. Odp. A_teoret = 2,49 • 10¹¹ M"¹ • s"¹, P = 0,81.

5d:2. W temperaturze 520 K stała szybkości reakcji 2I(_g) + H₂(_g) —> 2HI_(g) wynosi 3,96 • 10⁵ M^-2 • s~\ zaś energia aktywacji Arrheniusa 22,2 kJ • mol^-1. Obliczyć AH°ⁿ i AS°ⁿ tej reakcji. Odp. AH°ⁿ = 9,23 kJ ■ mol^-1, AS°* = -187,3 J • K^-1 • mol^-1.

5d:3. Wyprowadzić związek energii aktywacji Arrheniusa z entalpią aktywacji dla reakcji w fazie gazowej oraz w fazach skondensowanych. Odp. w fazie gazowej AH^oft = E_A+ (An_g -1) RT; w fazach skondensowanych E_A = AH°ⁿ + RT.

5d:4. Przyjmując średnice zderzeniowe a = 2 A dla atomu Cl oraz <7= 4,65 A dla IC1, obliczyć czynnik przedeksponencjalny A w równaniu Arrheniusa dla reakcji

Cl(g) ⁺ ICl(g) -> Cl_2(g) + I_(g)

w temperaturze 320 K. Porównać tę wartość z wartością doświadczalnąA_dośw = = 5,01 • 10⁸ i skomentować różnicę. Odp. 4l_teoret = 3,21 ■ 10¹⁽⁾ M^-1 • s^_1,_JP = 0,016.

5d:5. Zastosowanie katalizatora do pewnej reakcji obniżyło entropię aktywacji o 50 J • mol^-1 • K^-1 oraz entalpię aktywacji o 25 kJ • mol^-1. O ile wzrasta szybkość reakcji katalizowanej w 300 K? Odp. 55 razy.

5e:l. Przy stałym stężeniu enzymu [E]₍₎ = 5 ■ 10^-6 M, szybkość reakcji enzymatycznej

^1 k

E + S^ESAE + P

£-1

dana równaniem Michaelisa-Menten v = Ay[S] • [E]₀/([S] + K_M), gdzie K_M = = (k_i + k₂)/k_l oznacza tzw. stałą Michaelisa, wynosi dla różnych stężeń początkowych substratu S

[S] • 10^3, M	0,6	0,66	0,84	1,21	2,74	6,54
v• 10^2, M-s”^1	0,31	0,34	0,42	0,52	0,69	1,15