Sprawdzian z kinetyki i równowagi chemicznej

Poprawna odpowiedź: 1–C, 2–A, 3–B

• 1. Energia aktywacji ($E_a$) → C. minimalna energia, jaką muszą mieć zderzające się cząsteczki, żeby zderzenie doprowadziło do reakcji
• 2. Stan przejściowy (kompleks aktywny) → A. nietrwały układ o najwyższej energii na wykresie energetycznym, wierzchołek bariery aktywacji
• 3. Rząd reakcji → B. suma wykładników potęg przy stężeniach w równaniu kinetycznym, wyznaczana doświadczalnie

Energia aktywacji to bariera, którą muszą pokonać zderzające się cząsteczki. Na jej szczycie leży stan przejściowy: nietrwały i o najwyższej energii. Rząd reakcji odczytuje się z równania kinetycznego jako sumę wykładników przy stężeniach i ustala doświadczalnie, a nie ze współczynników równania reakcji.

Poprawna odpowiedź: C

Usuwanie produktu sprawia, że układ go odtwarza, więc równowaga przesuwa się w prawo. Reakcja jest egzotermiczna, dlatego ogrzewanie przesuwa ją w lewo. Spadek ciśnienia sprzyja stronie z większą liczbą moli gazu, czyli lewej (4 mole wobec 2). Katalizator tylko przyspiesza dojście do równowagi.

Poprawna odpowiedź: P, F, F, P

Duża wartość K oznacza przewagę produktów (prawda). Stała zależy od temperatury: dla reakcji egzotermicznej maleje przy ogrzewaniu (fałsz). Katalizator przyspiesza obie reakcje jednakowo, więc nie zmienia składu mieszaniny (fałsz). W równowadze obie reakcje nadal zachodzą z równą szybkością (prawda).

Poprawna odpowiedź: A, B, C, E

Wyższa temperatura zwiększa udział cząsteczek o energii większej od energii aktywacji. Rozdrobnienie powiększa powierzchnię kontaktu, a wyższe stężenie zwiększa liczbę zderzeń. Katalizator obniża energię aktywacji. Obniżenie ciśnienia gazów zmniejsza ich stężenie, więc reakcja zwalnia.

Poprawna odpowiedź: B

Dla reakcji pierwszego rzędu $t_{1/2}=\frac{\ln 2}{k}=\frac{0,693}{0,0693{\text{min}}^{-1}}=10\text{min}$, niezależnie od stężenia początkowego. Wynik 14,4 min daje samo odwrócenie stałej ($1/k$), bez mnożenia przez $\ln 2$.