Cinetica e Arrhenius

Calcolare la temperatura (in °C) alla quale una reazione, avente energia di attivazione 3.5 kJ mol-1 e fattore di frequenza A=2.4 mol min-1, presenta una costante cinetica k=1.2 mol min-1. Si ricorda che R=8.314 J mol-1 K-1"

Risposta:

k = A e^-Ea/RT
ln k/A = -Ea/RT
T = -Ea/(R * (ln k - ln A))
ln(1.2 /2.4) = -0.693
T = -3500/(8.314 * -0.693) = -3500/-5.762 = 607.4 K = 334.3 °C

5 Stefano G.

Ad una certa temperatura, ponendo 2 moli di azoto ed 1 mole di idrogeno in un recipiente ermetico, l'azoto si consuma, con formazione di ammoniaca, ad una velocità iniziale v = 1.3·10-2 mol/s. Alla stessa temperatura, ponendo invece 0.5 mol di azoto e 1 mol di idrogeno, la velocità di conversione dell'azoto diventa v = 3.25·10-3 mol/s. Calcolare il valore della costante cinetica e l'ordine della reazione rispetto all'azoto.
N2 + 3H2 ---> 2NH3."

Per calcolare l'ordine della reazione ho eseguito il seguente passaggio:
ln(1.3·10-2/3.25·10-3)/ln (2/0.5) = 1.
La costante cinetica è calcolata come:
k = (1.3·10-2) * 2

Risposta:
Provi a scrivere lo svolgimento in un modo più esteso, con tutti i  passaggi. Indichi anche quali sono le relazioni che descrivono il  sistema (la teoria è sul libro, capitolo 16).
Ad esempio:
v1 = k [N2]1m * [H2]1n
v2 = k [N2]2m * [H2]2n
La cosa migliore è linearizzare le due equazioni precedenti (log)
Non si lasci trarre in inganno: le incognite sono solo due (k, m) perché n è irrilevante dal momento che 1n = 1 per qualunque valore di n.
v1 = 1.30·10-2 mol/s
v2 = 3.25·10-3 mol/s
Possiamo usare le moli invece che le concentrazioni molari:
[N2]1 = 2 mol
[H2]1 = 1 mol
[N2]2 = 0.5 mol
[H2]2 = 1 mol

4 di prova itinere 11.1.2008

La reazione di decomposizione ad alta temperatura di HI in idrogeno e iodio elementare è del II ordine. Calcolare la costante cinetica k sapendo che a partire da una concentrazione iniziale C(HI)= 0.5M si raggiunge una concentrazione C(HI)= 0.033M dopo 90 minuti

Questo esercizio Stefano G. l'ha svolto così:
Vi= (0.5-0.033)/90
Vi= 5.2·10-3 dm3·mol-1·s-1
successivamente, poiché
V= k·[HI]2
k = v/[HI]2
ho trovato k = 2·10-2

Risposta:
L'esercizio è stato svolto in maniera errata. Il tipo di svolgimento che lei propone può essere applicato ad una reazione di ordine 0, in cui la velocità della reazione è costante e k = 2·10-2 sempre. Se anche fosse una reazione del I ordine, il reagente si consumerebbe in maniera esponenziale, cioè la velocità diminuirebbe man mano che la reazione procede. Invece, essendo del II ordine, ed usando le formule di integrazione, dovrà applicare un'altra relazione che troverà sul libro di teoria. Le lascio ancora la possibilità di risolvere l'esercizio per proprio conto.

Come promesso ecco lo svolgimento esatto:
                       2HI ---> H2 + I2
v = -(d[HI]/dt)= k * [HI]2
1[HI]90 - 1/[HI]0  = k * t
1/0.033 - 1/0.5 = k * 90
28.3 = k * 90
k = 3.15·10-1 mol-1·min-1