Константа скорости реакции разложения йодистого водорода равна 8,09-103 л-моль с при 356°С и 5,88-10" л-моль" с 1 - при 389°C.
Вычислить энергию активации этой реакции и константу скорости при 374°C.

Для решения этой задачи нам понадобятся уравнения Аррениуса и уравнение скорости реакции с учетом константы скорости.

Уравнение Аррениуса имеет вид:
k = Ae^(-Ea/RT)

Где:
k - константа скорости реакции,
A - фактор пропорциональности (преэкспоненциальный множитель),
Ea - энергия активации реакции,
R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(К*моль)),
T - температура в кельвинах.

Для вычисления энергии активации нам нужно воспользоваться следующим соотношением:
ln(k1/k2) = (Ea/R) * (1/T2 - 1/T1)

Где:
k1 и k2 - константы скорости реакции при температурах T1 и T2 соответственно.

Для начала, заметим, что нам даны константы скорости реакции при двух температурах: 8,09*10^3 л/моль*с при 356°C и 5,88*10^-10 л/моль*с при 389°C. Мы хотим вычислить константу скорости при температуре 374°C.

Чтобы привести температуры в уравнении Аррениуса к одной шкале, нужно их измерять в кельвинах.
Температура в К = температура в °C + 273,15.

Теперь мы можем приступить к решению:

1. Переведем заданные температуры в кельвины:
T1 = 356°C + 273,15 = 629,15 К
T2 = 389°C + 273,15 = 662,15 К
T3 = 374°C + 273,15 = 647,15 К

2. Подставим значения констант скорости и соответствующих температур в уравнение для энергии активации:
ln(k1/k2) = (Ea/R) * (1/T2 - 1/T1)
ln(8.09*10^3/5.88*10^-10) = (Ea/8.314) * (1/662.15 - 1/629.15)

Найдем левую часть уравнения:
ln(8.09*10^13) = (Ea/8.314) * (0.0011291 - 0.0015892)

Вычислим разности в скобках:
0.0011291 - 0.0015892 = -0.0004601

Теперь разделим левую и правую часть уравнения:
ln(8.09*10^13) = (Ea/8.314) * (-0.0004601)

3. Разделим обе части уравнения на (-0.0004601):
ln(8.09*10^13)/(-0.0004601) = Ea/8.314

Упростим левую часть уравнения:
ln(8.09*10^13)/(-0.0004601) ≈ -3.888*10^10

Теперь умножим обе части на 8.314:
-3.888*10^10 * 8.314 = Ea

Вычислим результат:
Ea ≈ -3.230*10^11 Дж/моль

Таким образом, энергия активации реакции составляет приблизительно -3.230*10^11 Дж/моль.

4. Теперь мы можем использовать полученное значение энергии активации и одну из известных констант скорости реакции для вычисления константы скорости при температуре 374°C с помощью уравнения Аррениуса:
k = Ae^(-Ea/RT)

k = 8.09*10^3 * e^(-3.230*10^11/(8.314*647.15))

Вычислим значение в экспоненте:
-3.230*10^11/(8.314*647.15) ≈ -6.054*10^6

Теперь используем это значение в уравнении:
k ≈ 8.09*10^3 * e^-6.054*10^6

Вычислим значение в экспоненте:
e^-6.054*10^6 ≈ 0

Таким образом, константа скорости реакции при 374°C равна примерно 0 л/моль*с.

Итак, энергия активации этой реакции составляет примерно -3.230*10^11 Дж/моль, а константа скорости при 374°C составляет примерно 0 л/моль*с.