Reakcje chemiczne-kinetyka

Reakcja chemiczna, to podstawowy proces, którym zajmuje się chemia, czyli nauka o przemianie jednych substancji w inne. Przemiany chemiczne rozpatruje się w dwóch aspektach - statycznym i kinetycznym. Statycznym, czyli zapisie przemiany chemicznej w postaci równania z uwzględnieniem zależności molowych wynikających z podstawowych praw chemii, czyli prawa stałości składu i zachowania masy. Interpretacja kinetyczna dotyczy zagadnień związanych z przebiegiem reakcji, czyli jej szybkością, stanem równowagi reakcji i możliwością wpływania na przesunięcie równowagi reakcji. Statyka reakcji, czyli zapis równań reakcji jest omawiana przy wielu okazjach i stanowi podstawową umiejętność chemiczną, z tego względu chcąc opanować w miarę zadawalająco chemię ta umiejętność musi być opanowana bardzo dobrze. Na wstępie dwie uwagi, mówiąc o statyce i zapisie przemian chemicznych proszę zapamiętać, że zapisuje się równania reakcji a nie reakcje , jak się to często, lecz błędnie mówi. Reakcję chemiczną można przeprowadzić np. w probówce zaś zapisuje się odpowiednie równanie reakcji. Nawiązując do zapisu równania należy również przyswoić sobie pojęcie substratów i produktów reakcji. Substraty to substancje, które reagują, zaś produkty to te, które powstają (zostają wyprodukowane) w wyniku reakcji. Substraty od produktów oddziela się znakiem równości (mówimy bowiem o równaniu reakcji) lub strzałką skierowaną w stronę produktów lub też strzałkami w prawo i poniżej w lewa. Ten drugi zapis stosuje się tradycyjnie dla reakcji odwracalnych, takich jak hydroliza czy dysocjacja. W razie trudności zachęcam do ćwiczeń, które można znaleźć w części metodycznej płyt. W sposób specyficzny uzgadnia się reakcje utlenienia - redukcji, dokonuje się to za pomocą tzw. bilansu elektronowego. Umiejętność uzgadniania tego typu reakcji można poznać i doskonalić za pomocą specjalnego programu pt. Uzgadnianie równań reakcji redoks. Szczególnie polecam część programu doskonalącą umiejętność uzgadniania tego typu równań reakcji.

Reakcje chemiczne klasyfikuje się według kilku kryteriów:

1. Ze względu na schemat przemiany (najczęściej stosowany podział):

• reakcja syntezy, kiedy z kilku substratów powstaje jeden produkt: A + B → C

• reakcja analizy, z jednego substratu powstaje kilka produktów: A → B + C

• reakcja wymiany, kilka substratów i produktów, wyróżnia się dwa rodzaje reakcji wymiany: prosta inaczej pojedyncza, kiedy reaguje substancja złożona z prostą, przebieg schematyczny: AB + C → AC + B, złożona czyli podwójna, tak substratami jak i produktami są związki chemiczne: AB + CD → AD + CB

2) Ze względu na wartościowość substratów i produktów wyróżnia się dwa rodzaje reakcji:

• reakcje biegnące ze zmiana wartościowości pierwiastków czyli tzw. reakcje redoks. Przyzwyczajeni jesteśmy do bardzo złożonych równań reakcji tego typu, jednak proszę uświadomić sobie, że tak „banalna”, w zapisie równania, reakcja spalania węgla jest też reakcją redoks !! Patrz program - Uzgadnianie reakcji redoks

• reakcje biegnące bez zmiany wartościowości

2. Ze względu na efekt energetyczny biegnącej reakcji

• Reakcja egzotermiczna lub inaczej egzoergiczna, której przebiegowi towarzyszy wydzielenie ciepła, czyli reakcja której towarzyszy obniżenie energii wewnętrznej (entalpii) układu (-∆H)

• Reakcja, która biegnie z pobraniem ciepła, czyli taka która wymaga podwyższenia entalpii układu (+∆H). Jest to reakcja endotermiczna lub inaczej endoergiczna.

Uwaga - Mówiąc o reakcjach związanych z przemianami energetycznymi warto zauważyć, że krzywa zmiany energii wewnętrznej układu z czasem, niezależnie od rodzaju reakcji, ma element wspólny. W pierwszym etapie reakcji występuje wyraźne maksimum (garb energetyczny). Jest to tzw. energia aktywacji, niezbędna do rozpoczęcia reakcji. Wartość tej energii można obniżyć stosując katalizatory lub też podwyższyć za pomocą inhibitorów. Występowaniem takiego progu energetycznego wyjaśnia się między innymi fakt, że niezwykle aktywnie reagującą tzw. mieszanina piorunująca (H₂+O₂) można przechowywać bez obawy zajścia reakcji, jednak wystarczy niewielki bodziec np. zapalone łuczywko a reakcja będzie biegła bardzo energicznie.

3. Ze względu na odwracalność:

1. reakcja nieodwracalna, kiedy to powstałe produkty nie reagują z sobą, w praktyce chemicznej nie występują reakcje całkowicie nieodwracalne. W zapisie równania reakcji nieodwracalnej zamiast znaku równości stosuje się strzałki. To, że reakcja jest nieodwracalna można przewidzieć za pomocą jej objawów, mianowicie:

• powstaje nierozpuszczalny produkt (wytrącenie osadu)

• wydziela się gaz

• powstaje słabo zdysocjowany produkt np. woda w reakcja zobojętniania

1. Reakcje odwracalne, kiedy powstałe w reakcji (reakcji prostej) produkty reagują z sobą odtwarzając substraty (reakcja odwrotna), w tego typu równaniach reakcji stosuje się strzałki dwustronne lub dwie strzałki o przeciwnych kierunkach. Jako, że każda reakcja chemiczna w większym lub mniejszym stopniu jest odwracalna dalsze zagadnienia związane z kinetyką reakcji będą dotyczyły głównie tego typu reakcji.

Szybkość reakcji chemicznych Jak już powiedziano wcześniej, szybkość reakcji, jej mechanizm oraz wpływ czynników zewnętrznych na jej przebieg są atrybutami kinetyki chemicznej. Rozpocznijmy od szybkości reakcji. Reakcje przebiegają z bardzo różną szybkością jedne są momentalne (reakcje jonowe), inne powolne (polimeryzacji), wreszcie znane są reakcje powolne o szybkościach znikomo małych np. niektóre reakcje rozpadu promieniotwórczego. O szybkości reakcji decyduje wiele czynników, wśród których wymienia się przede wszystkim temperaturę i stężenie reagentów. Duży wpływ na szybkość reakcji posiada również stan skupienia reagentów, toteż reakcje w układach jednorodnych (ciecz-ciecz, gaz-gaz)są szybsze niż w układach niejednorodnych. W układach niejednorodnych reakcje biegną na granicy faz, dlatego w tym wypadku dużą rolę odgrywa dyfuzja.

Szybkość reakcji zależy od ilości zderzeń reagujących cząsteczek, przypadających na jednostkę czasu. Jednak nie wszystkie zderzenia decydują o szybkości reakcji, ważne są tylko zderzenia skuteczne czyli efektywne. Cząsteczki uboższe energetycznie mogą bowiem po zderzeniu nie ulegać reakcji a jedynie odbić się elastycznie.

Reakcja wyrażona ogólnym równaniem chemicznym:

A = B + C + ........

nosi nazwę reakcji jednocząsteczkowej i jej szybkość (V) wyrazi się wzorem:






Jest to rzeczywista (prawdziwa) szybkość reakcji. Wyrażenie
oznacza ubytek stężenia substratów na jednostkę czasu, zaś c_A stężenie molowe substancji A. Wartość k nazywa się stałą szybkości reakcji. Szybkość reakcji mierzona w dwóch różnych stanach postępu reakcji, gdy stężenie substancji zmalało z c₁ do c₂ w odstępie czasu t₂-t₁ wyraża się ułamkiem:
, który posiada wartość ujemną, i dlatego przed wyrażeniem dc/dt stawia się znak minus. Reakcja jednocząsteczkowa nie zależy od stężenia substratu i posiada wymiar [s^-1]. Reakcja, której szybkość oznaczona eksperymentalnie jest proporcjonalna do stężenia substratu w pierwszej potędze, nasi nazwę reakcji pierwszego rzędu. Równania ogólne: 2A = B + C + ...., lub A + B = C + D + ....... nazywa się reakcjami dwucząsteczkowymi albo reakcjami drugiego rzędu, szybkość reakcji wyrażają wówczas następujące zależności:



, w której k jest stałą szybkości reakcji


Rząd reakcji oznacza się eksperymentalnie i nie musi wprost wynikać z równania reakcji. Jeżeli stała ma wartość niecałkowitą to oznacza, że przebiega ona w kilku etapach. Duży wpływ na szybkość reakcji wywiera temperatura. Wzrostowi temperatury o 10⁰C towarzyszy wzrost szybkości reakcji od 2 do 4 razy. Zwiększenie szybkości reakcji z temperaturą wywołuje wzrost stałej szybkości reakcji, który określa tzw. temperaturowy współczynnik szybkości. Jak już wspomniano wcześniej, prawie wszystkie reakcje chemiczne są w większym lub mniejszym stopniu odwracalne, to znaczy, że powstające produkty, reagując pomiędzy sobą, odtwarzają substraty, z których powstały. Dla podkreślenia, że reakcja jest odwracalna w miejsce znaku równości umieszcza się w równaniu chemicznym strzałki skierowane w obie strony:


mA + nB ↔ pC + qD

Reakcję biegnącą w prawo nazywa się prostą, zaś w lewo odwrotną. Za względu na powszechność reakcji odwracalnych szczególną uwagę zwraca się na możliwość wpływania na stan równowagi. Zacznijmy jednak od dokładniejszego opisania samego stanu równowagi za pomocą tzw. prawa równowagi chemicznej, zwanego również prawem działania mas.

W wyrażonym powyżej ogólnym równaniem procesie biegnie z dużą szybkością rekcja prosta
, która jednak z czasem, w miarę postępu reakcji, maleje. Równocześnie pojawiają się produkty C i D, które zaczynają z sobą reagować i szybkość reakcji odwrotnej V₂ z upływem czasu wzrasta:
. W miarę postępu reakcji prostej i odwrotnej, po upływie pewnego czasu obie szybkości zrównają się i reagujący układ osiąga stan równowagi dynamicznej tzn. że w ty samym przedziale czasowym przereaguje tyle samo substancji w reakcji prostej ile odtworzy się w reakcji odwrotnej. Jeżeli nastąpi zrównanie prędkości obu reakcji wówczas:





tym samym stosunek stałych szybkości osiąga wartość stałą K, którą określa się jako stałą równowagi reakcji odwracalnej. Stała przyjmuje postać matematyczną:




wzory zapisane w nawiasach kwadratowych oznaczają, według przyjętych zasad, ich stężenia molowe.

Prawo działania mas lub inaczej prawo równowagi chemicznej sformułowali Guldber i Waagi głosi, że substancje reagują tak długo, dopóki stosunek iloczynu stężeń molowych produktów do iloczynu stężeń molowych substratów nie osiągnie wartości stałej K, właściwej dla temperatury przebiegu reakcji, lub inaczej: Stała równowagi reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń produktów reakcji i odwrotnie proporcjonalna do iloczynu stężeń jej substratów w stanie równowagi.

Na stan równowagi reagującego układu można wpływać za pomocą odpowiednich bodźców zewnętrznych najczęstszymi są ciśnienie i temperatura. Wpływ czynników zewnętrznych na przesunięcie równowagi określa tzw. reguła przekory sformułowana przez Le Chateliera i Brauna według której: jeżeli w danym układzie zmienia się przynajmniej jeden z warunków określających stan równowagi chemicznej, to w układzie tym wzrasta szybkość jednej z dwóch przeciwnych reakcji, czyli mówiąc inaczej następuje przesunięcie równowagi w kierunku przeciwdziałającym bodźcowi. W wyniku ustala się nowa równowaga, która odpowiada nowym warunkom istnienia dynamicznego układu chemicznego. Obecnie rozważymy wpływ ciśnienia. Ciśnienie wpływa na przesunięcie stanu równowagi chemicznej wówczas, gdy w reakcji uczestniczą gazy i objętość substratów jest różna od objętości produktów. Ogólnie można stwierdzić, że wzrost ciśnienia powoduje przesunięcie równowagi w kierunku mniejszej objętości. Objętość substratów i produktów łatwo określić mając na uwadze, że mol jakiegokolwiek gazu w określonych warunkach ma zawsze taką samą objętość. Tak więc współczynniki reakcji określają objętość tak substratów jak i produktów. Przykład: 3H₂+N₂=2NH₃ objętość substratów 4 mole (4x22,dm³) i produktów 2 mole czyli (2x22,4 dm³) tak więc objętość substratów jest większa od objętości produktów a więc wzrost ciśnienia bedziew powodował przesunięcie w kierunku mniejszej objętości a więc produktów. Symbolicznie można to zapisać: p↑→: co oznacza wzrost ciśnienia p(↑) powoduje przesunięcie równowago reakcji w prawo (→).

Aby rozważyć ewentualny wpływ temperatury musimy mieć informację na temat efektu cieplnego reakcji. Wzrost temperatury, ogrzanie układu, powoduje przesunięcie równowagi w kierunku reakcji endotemicznej. Więcej praktycznych uwag znajdziecie rozwiązując podane poniżej przykłady zadań.

Dla lepszego zrozumienia zagadnień związanych z efektem cieplnym reakcji chemicznej przybliżymy kilka podstawowych pojęć z tego zakresu. Związane są z szeroko pojętą -

Energetyką reakcji chemicznych

Zagadnieniami energetyki procesów chemicznych, przemianami energetycznymi, które towarzyszą reakcji chemicznej, zajmuje się termodynamika chemiczna. Mówiąc o poznanych już wcześniej reakcjach egzo i endotermicznych zawężyliśmy problem do wymiany ciepła, a tymczasem np. w ogniwach następuje wydzielenie energii w postaci siły elektromotorycznej, która może być wykorzystana do wykonania pracy np. pracy silniczka elektrycznego. Tak więc można mówić o co najmniej dwóch sposobach wymiany energii układu z otoczeniem: na sposób ciepła oraz pracy. Dla jednoznacznego posługiwania się pojęciami z zakresu termochemii zdefiniujmy kilka stosowanych tu pojęć. UKŁAD to ciało lub zespół ciał poddawanych obserwacji i związanych z nią rozważaniami. To, co znajduje się poza układem będziemy nazywali OTOCZENIEM układu. FAZA UKŁADU to jego część odgraniczona wyraźną powierzchnią od pozostałej. Powierzchnię tą nazywa się granicą faz. Układy, które tworzy substancja czysta, prosta lub złożona, nazywamy jednoskładnikowymi, natomiast zawierające wiele indywiduów chemicznych nazwiemy układami wieloskładnikowymi. STAN UKŁADU jest pojęciem określającym jednoznaczne opisanie układu. Wielkości liczbowe, które posłużą do opisania stanu układu nazywa się PARAMETRAMI STANU, czyli inaczej zmiennymi stanu układu. Zbiór parametrów może stanowić dziedzinę funkcji, oznacza to, że na takim zbiorze można określić wielkości liczbowe opisujące taki stan, które naszą nazwę FUNKCJI STANU lub inaczej FUNKCJI TERMODYNAMICZNYCH. Pod, stosowanym już wielokrotnie pojęciem, energii wewnętrznej układu rozumie się łączny zasób energii zgromadzonej w układzie i oznacza literą U. Energia wewnętrzna jest funkcją stanu określoną przez jej parametry, między innymi jest funkcją temperatury. Energia wewnętrzna może ulegać zmianom w wyniku wymiany z otoczeniem np. w wyniku biegnącej w układzie reakcji chemicznej. Jeżeli zachodzi jakiś proces chemiczny w stałej temperaturze i stałej objętości to jest on równy zmianie energii wewnętrznej układu i jest opisywany przez funkcję termodynamiczną zwaną entalpią H układu, tak więc ostatecznie

ΔH = Q_p

Efekty cieplne biegnące w stałej temperaturze i pod stałym ciśnieniem opisywane są zmianami entalpii układu


Przy wyznaczaniu przemian energetycznych reakcji chemicznych stosuje się , podstawowe prawo termochemii, zwane PRAWEM HESSA


Jeżeli układ ulegający przemianie może wymienić z otoczeniem energię na sposób ciepła i ewentualnie na sposób pracy zmiany objętości, to ilość energii wymienionej na sposób ciepła między układem a otoczeniem zależy tylko od stanu początkowego i końcowego układu, a nie zależy od drogi przemiany pod warunkiem, że wszystkie etapy zachodzą pod stałym ciśnieniem i w stałej temperaturze.


Efekt energetyczny określa się nie tylko dla reakcji chemicznych lecz również procesów fizycznych takich jak przykładowo rozpuszczanie. W tym wypadku stosuje się pojęcie tzw. pierwszego ciepła rozpuszczania lub inaczej entalpii rozpuszczania.

Pierwsze ciepło rozpuszczania to wielkość energii wymienianej z otoczeniem na sposób ciepła przy rozpuszczaniu 1 mola substancji w nieskończenie dużej ilości rozpuszczalnika

Reasumując, efekt energetyczny reakcji można obliczyć:

1. Z wartości entalpii tworzenia
   

2. Z wartości entalpii spalania
   

3. Z wartości energii wiązań
   

Szczególne znaczenie przy omawianiu kinetyki reakcji chemicznych ma tak zwana entalpia swobodna przemiany oznaczana przez G

Swobodna entalpia jest jest termodynamiczną funkcją stanu, za pomocą której możemy ustalać naturalny kierunek przebiegu reakcji chemicznej. Reakcja może przebiegać samorzutnie jedynie ze zmniejszeniem się swobodnej entalpii reagentów.

Każdej substancji czystej w określonych warunkach odpowiadają ściśle określona wartości entalpii swobodnej, które są stabelaryzowane. Zmianę entalpii swobodnej procesu można wyliczyć z wzoru:




Gdzie:

ΔG⁰ - przyrost entalpii swobodnej

n - ilość elektronów wymienionych w reakcji

F - stała Faradaja

E⁰ - wartość standardowego potencjału elektrochemicznego

Ogólnie można stwierdzić, że jeżeli:

ΔG < 0 - proces może zachodzić samorzutnie

ΔG > 0 - proces samorzutny nie jest możliwy

ΔG = 0 - reagenty znajdują się w stanie równowagi

Przykłady zadań

1) Posługując się tabelarycznymi wartościami ciepeł spalania gazowego etynu i ciekłego benzenu oblicz entalpię standardową reakcji: 3C₂H_2(g)→C₆H_6(c)

2) Wykorzystując tabelaryczne wartości entalpii spalania oblicz standardową entalpię tworzenia gazowego acetylenu. Wynik porównaj z wartością tabelaryczną

3) Znając entalpie tworzenia, wyznacz entalpię reakcji: CO_2(g)+H₂O_(g) →CO_2(g)+H_2(g)

4) Znając energię wiązań oblicz entalpię procesu: 4NH_3(g)+3O_2(g)→2N_2(g)+6H₂O_(g)

5) Czy jest termodynamicznie możliwy proces otrzymywania aniliny z chlorobenzenu i amoniaku zgodnie z równaniem: C₆H₅Cl_(g)+NH_3(g)→C₆H₅NH_2(g) + HCl_(g)

6) Napisać wyrażenia na stałe równowagi dla następujących reakcji odwracalnych, przebiegających w fazie gazowej: a/ A + B ↔ C + D; b/ 2A + 3B ↔ 2C + D; c/ N₂+O₂↔2NO d/ 2NO + O₂ ↔ 2NO₂ e/ PCl₅ ↔ PCl₃ + Cl₂

7) W pewnej temperaturze ustaliła się równowaga reakcji 2NO + O₂ ↔ 2NO₂, przy następujących stężeniach substancji reagujących: [NO] = 0,2 mol/dm³; [O₂] = 0,1 mol/dm³; Obliczyć stałą równowagi i stężenie początkowe tlenku azotu(IV).

8) Reakcja odwracalna jest zapisana równaniem: A + B ↔ C + D. Stała równowagi wynosi 1. Stężenia początkowe: [A] = 3 mol/dm³; [B] = 2 mol/dm³ Obliczyć stężenia równowagowe wszystkich substancji biorących udział w reakcji.

9. W którą stronę przesunie się położenie równowagi reakcji odwracalnych:

a /PCl₅ ↔ PCl₃ + Cl₂ ∆H⁰ = 130 kJ

b/ N₂ + O₂ ↔ 2NO ∆H⁰ = 180 kJ

c/ N₂+ 3H₂ ↔ 2NH₃ ∆H⁰ = -92 kJ

d/ CO + H₂O ↔ CO₂ + H₂ ∆H⁰ = -42 kJ

po podwyższeniu temperatury; po obniżeniu temperatury; po zwiększeniu ciśnienia

10)Jak wpłyną na równowagowy stopień przereagowania dwutlenku siarki: a/ zmiany temperatury; b/ zmiany ciśnienia; c/ nadmiar tlenu w mieszaninie substratów

2SO₂+ O₂↔ 2SO₃ ∆H⁰= -188 kJ

Rozwiązania powyższych zadań

Zad. 1

Tabelaryczne wartości entalpii spalania wynoszą: dla benzenu -3268 kJ, oraz acetylenu -1300 kJ. Proces biegnie zgodnie z równaniem reakcji 3C₂H₂↔ C₆H₆. Zgodnie z podaną wcześniej informacją od sumy ciepeł spalania substratów odejmuje się sumę ciepeł spalania produktów. Tak więc: 3∆H_acetylenu -∆H_bencenu = 3(-1300) - (-3268) = -632 kJ

Zad. 2

Mamy ustalić entalpię procesu: 2C_grafit + H_2(g) ↔ C₂H_2(g)Z tego równania wynika, że od sumy podwojonej entalpii spalania grafitu i entalpii spalania gazowego wodoru należy odjąć wartość entalpii spalania etynu:

∆H_{tw. acetylenu}= 2(-394 kJ) + (-286 kJ) -(-1300 kJ) = +226 kJ/mol. Tyle samo wynosi wartość tabelaryczna.

Zad. 3

Entalpia reakcji powinna być równa różnicy różnicy sum entalpii tworzenia produktów i sum tworzenia substratów, wziętych w ilościach stechiometrycznych. W naszym przypadku będzie to: ∆H⁰ = ∆H_CO2 - (∆H_CO - ∆H_woda) = 392,5 kJ -(-110,5 kJ-241,8kJ) = -41,2 kJ/mol

Zad. 4

Należy przyjąć, że w etapie I rozpadadają się wiązania substratów zaś w etapie drugim tworzą się wiązania produktów. Tak więc następuje rozpad 12 moli wiązań N-H, 3 mole wiązań podwójnych O=O, a w drugim etapie powstaje tworzą się wiązania produktów czyli dwa mole potrójnych wiązań N≡N i 12 moli wiązań H - O

∑∆H_substratów= 12ּ390 kJ + 3ּ499 kJ = 4680 kJ + 1497 kJ = 6177 kJ

∑∆H_produktów= 2∙kJ + 12∙465 kJ = 7474 kJ

∑H⁰ = 6177 kJ - 7474 kJ = -1297 kJ

Zad. 5

Standardowe wartości swobodnych entalpii tworzenia substancji uczestniczących w procesie wynoszą:

∆G⁰C₆H₅Cl = 198,4 kJ•mol^-1

∆G⁰NH_3(g)= -16,6 kJ•mol^-1

∆G⁰C₆H₅NH_2(g) = 151,1 kJ•mol^-1

∆G⁰HCl_(g) = -92,3 kJ•mol^-1

∆G⁰_reakcji = ∑n∆G⁰(produkty) - ∑n∆G⁰(substraty) = -123,9 kJ

Jak wynika z obliczeń proces taki jest możliwy ponieważ przyrost entalpii swobodnej ma znak ujemny, czyli reakcja biegnie z obniżeniem entalpii swobodnej w obliczeniach nie uwzględniono dla uproszczenia tworzenia soli - chlorowodorku aniliny, lecz nie miałoby to wpływu na wynik ostateczny obliczeń.

Zad. 6

Oto wyrażenia na stałą dla podanych równań, wynikające z zastosowania prawa działania mas, zgodnie z którymi stała jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń produktów i odwrotnie proporcjonalna do iloczynu stężeń substratów.

a/ A + B ↔ C + D
b/ 2A+3B↔2C+D;


c/ N₂+O₂↔2NO
d/ 2NO+O₂↔2NO₂


e/ PCl₅ ↔ PCl₃ + Cl₂


Zad.7

Rozpoczniemy od napisania wyrażenia na stałą równowagi reakcji:




Obliczamy stężenia początkowe tlenku azotu(II) - z równania reakcji wynika, że stosunek molowy tlenków azotu ma się jak 1:1, czyli mol tlenku azotu(IV) powstaje z mola tlenku azotu(II). Skoro w wyniku reakcji powstało 0,1 mola NO₂ więc taka sama ilość NO musiała przereagować. Czyli początkowe stężenie NO wynosiło 0,2 mola nie przereagowanego plus 0,1 mola NO, który uległ reakcji, łącznie na początku było więc 0,3 mola NO. Proszę sobie przyswoić pojęcia: stężenia równowagowe oraz stężenia początkowe.

Zad.8

Wzór na stałą równowagi:
załóżmy, że po osiągnięciu stanu równowagi powstało po x moli produktów, to o tyle samo zmniejszyła się ilość moli substratów. Stężenia równowagowe będą więc wynosiły: [C] = [D] = x; [A] = (3-x); [B] = (2 - x), stała równowagi K = 1. Podstawiając do wzoru na stała otrzymamy:
x = 1,2

Stężenia równowagowe: [C] = [D] = 1,2; [A] = (3-1,2) = 1,8 mola; [B] = (2 - 1,2) = 0,8 mola

Zad.9

PCl₅↔PCl₃+Cl₂ ∆H⁰=130 kJ T↑→; T↓← ; p↑←

N₂+O₂↔2NO ∆H⁰= 180 kJ T↑→; T↓←; p - nie ma wpływu V_substr.= V_prod.

N₂+ 3H₂↔2NH₃ ∆H⁰= -92 kJ T↑←; T↓→; p↑→

CO + H₂O ↔ CO₂ + H₂ ∆H⁰= -42 kJ T↑←; T↓→; p- nie wpływa; V_substr.= V_prod

Zad. 10

Z informacji zawartych w podanym równaniu reakcji wynika, że:

A/ zmiana temperatury - reakcja egzotermiczna więc wzrost temperatury przesunie równowagę w lewa

B/ zmiana ciśnienia V_substr.> V_prod. Więc wzrost ciśnienia przesunie równowagę w stronę produktów

C/ nadmiar tlenu oznacza zwiększenie stężenia substratu, więc równowaga ulega przesunięciu w stronę produktów.

Zadania z testów maturalnych

1) W przemianie E ↔ F z każdego 1 mola substratu otrzymano 0,55 mola produktu F. Oblicz stałą równowagi tej reakcji.

2} W temperaturze 1000 K stężeniowa stała równowagi reakcji: CO_(g)+H₂O_(g)↔CO_2(g)+H_2(g) wynosi 1. W 1 dm³ mieszaniny wyjściowej znajdowały się 1 mol CO i 2 mole H₂O. Oblicz stężenia równowagowe wszystkich reagentów. Jak przesunie się równowaga tej reakcji jeśli: zwiększy się ciśnienie oraz gdy wprowadzi się nadmiar pary wodnej

3)Oblicz stałą równowagi tworzenia octanu etylu, jeśli wiadomo, że w wyniku reakcji 30 g kwasu octowego z 46 g etanolu otrzymano w stanie równowagi 33,6 g octanu etylu.

4. W trakcie reakcji estryfikacji ustalił się stan równowagi i stężenia reagentów wynosiły: etanolu 2,41 mola, kwasu octowego 0,41 mola, estru i wody po 2 mole. Oblicz stałą równowagi estryfikacji w warunkach doświadczenia.

5. W pewnej temperaturze ustalił się stan równowagi syntezy chlorowodoru, dla którego wartość stałej równowagi wynosi 1 Oblicz stężenia równowagowe wszystkich reagentów, jeżeli stężenia początkowe wynosiły dla chloru 2 mole/dm³ i wodoru 6 moli/dm³.

6. Reakcja chemiczna: 2NO_(g) + H₂↔ N₂ + H₂O_(g), biegnie według równania kinetycznego: V = k·[NO]²·[H₂], oblicz szybkość tej reakcji w momencie jej rozpoczęcia, gdy stężenia molowe tlenku azotu(II) i wodoru są równe 0,4 mol/dm³, oraz po czasie t, gdy stężenie NO osiągnie wartość0,1 mol/dm³ . Na podstawie reguły przekory określić wpływ parametrów na przesunięcie równowagi tej reakcji

7. W którą stronę przesunie się stan równowagi reakcji biegnącej w fazie gazowe: CO+H₂O↔CO₂+H₂ ΔH = -47,7 kJ jeżeli: a/ zwiększy się stężenie tlenku węgla, b/zmniejszy się stężenie pary wodnej, c/zwiększy się stężenie wodoru, d/ochłodzi się układ, e/zwiększy się ciśnienie.

Przykłady zadań maturalnych z zakresu termochemii

1. Ile energii na sposób ciepła wydzieli się podczas spalania 26,4 dm³ mieszaniny (warunki normalne) zawierającej 70% objętościowych metanu i 30% objętościo9wych etanu. Entalpie spalania metanu i etanu wynoszą odpowiednio: -891 kJ/mol oraz -1560 kJ/mol.

2. Wiedząc, że standardowa entalpia reakcji syntezy amoniaku wynosi ΔH = 46 kJ/mol, omów wpływ ciśnienia i temperatury na jej przebieg

3. Znając standardowe entalpie tworzenia etenu i etanu oraz energie wiązań oblicz entalpię uwodornienia etenu. Wyjaśnij przyczyny różnic w obliczeniach

4. Na podstawie energii wiązań oblicz przybliżoną entalpię reakcji syntezy amoniaku, a następnie wskaż, w którą stronę i dlaczego przesunie się równowaga tej reakcji, gdy zwiększy się ciśnienie i temperaturę. E_H-N= 390 kJ/mol; E_H-H= 436 kJ/mol; E_N≡N=947 kJ/mol

5. Obliczyć standardową entalpię tworzenia chlorowodoru z pierwiastków korzystając z poniższych danych:

2HCl +½O₂ = Cl₂ + H₂O ∆H⁰= -59,5 kJ

H₂ + ½O₂ = H₂O ∆H⁰ = -242 kJ

Rozwiązanie zadań z zakresu równowagi reakcji

Zad.1

W przemianie E↔F stosunek molowy reagentów ma się jak 1:1, skoro więc powstało 0,55 mola F pozostało nieprzereagowanego 0,45 mola E. Stężenia równowagowe wynoszą więc: [F] = 0,55 mola; [E] = 0,45 mola. Wyrażenie na stałą równowagi:





Zad. 2


Z równania reakcji wynika równomolowy stosunek reagentów, czyli
. Załóżmy, że powstało po x moli produktów, to róewnież musiało przereagować po x moli substratów. W tej sytuacji stężenia równowagowe będą wynosiły: [CO₂] = [H₂] = x; [CO] = (1-x); [H₂O] = (2 - x); Stała równowagi K, jak podano, równa się 1


x = 0,67

Stężenia równowagowe wynoszą więc odpowiednio: [CO₂] = [H_2] = 0,67 mola; [CO] = (1-0,67) = 0,33 mola; [H₂O] = (2 - 0,67) = 1,33 mola

Zad. 3

Równanie reakcji estryfikacji: CH₃COOH + C₂H₅OH↔CH₃COOC₂H₅ + H₂O

Podane ilości substratów przeliczamy na ilości moli n, gdzie n = m/M

Kwas octowy M = 60 g/mol


Etanol M = 46 g/mol


Octan etylu M = 88 g/mol


Woda: tyle samo moli ile powstało estry, czyli 0,38 mola.

Stężenia równowagowe będą więc wynosiły:[H₂O] = [CH₃COOC₂H₅] = 0,38 mola; [CH₃COOH] = (0,5 - 0,38) = 0,12 mola; [C₂H₅OH] = (1-0,38) = 0,62 mola





Zad. 4


Jako, że w treści zadania podano stężenia równowagowe, stałą równowagi można policzyć wprost z wzoru na stałą, który wynika z równania reakcji:






Zad. 5


H₂ + Cl₂ ↔ 2HCl

Ilość moli, stężenie pocz. 6 2 0

Stężenia równowagowe: (6-½ x) (2 - ½ x) x

Współczynnik ½x wynika ze stosunku molowego reagentów. Z 1 mola wodoru i chloru powstają 2 mole chlorowodoru. Wyrażenie na stałą równowagi:


Po rozwiązaniu równania kwadratowego otrzymujemy dwie wartości niewiadomej x: 2,13 oraz 7,47. Wartość drugą odrzucamy jako pozbawioną sensu chemicznego. (Nie może powstać więcej produktu niż wynika z ilości użytych substratów)

Zad.6

V = k [NO]²[H₂] początkowa V = k·0,1²·0,4= 0,064

Po określonym w zadaniu czasie gdy [NO] = 0,1 mola więc musiało przereagować 0,3 mola mola wodoru, stężenie wodoru wynosiło więc 0,4 mola - 0,15 mola = 0,25 mola, szybkość reakcji V₂= k·0,1²·0,15 = 0,015, po określonym czasie szybkość reakcji zmalała około 4 razy. W celu przesunięcia równowagi tej reakcji w prawo należy zwiększyć ciśnienie i stężenie którego z substratów.

Zad.7

Zmiany stanów równowagi pod wpływem wskazanych czynników:

1. Wzrost stężenia CO przesuwa równowagę w prawo

2. Zmniejszenie stężenia pary wodnej przesuwa równowagę w lewo

3. Wzrost stężenia wodoru przesuwa równowagę w lewo

4. Ochłodzenie spowoduje przesunięcie równowagi w prawo

5. Zwiększenie cisnienia: jako że V_substr = V_peoduktów ciśnienie nie ma wpływu na przesunięcie równowagi

Rozwiązanie zadań z testów maturalnych

Zad.1

Obliczymy objętości poszczególnych składników mieszaniny i przeliczymy je następnie na ilości moli:

Metan - 70% z 26,4 dm³ = 18,48 dm³ a to stanowi 0,83 mola (1 mol = 22,4 dm³)

Etan - 30% z 26,4 dm³ = 7,92 dm³ a to stanowi 0,35 mola

Ilość wydzielonej energii na sposób ciepła:

Metan: 1 mol - 891 kJ

0,825 moli - 735 kJ

Etan: 1 mol - 1560 kJ

0,354 mol - 552 kJ

Łączna ilość energii uzyskanej po spaleniu mieszaniny gazów wyniesie więc 1287 kJ

Zad.2

Zapis równania reakcji: N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ - 96 kJ

Wpływ ciśnienia - jako, że V_substr. > V_prod wzrost ciśnienia spowoduje przesunięcie równowagi reakcji w prawo, czyli symbolicznie: p↑→

Efekt energetyczny wskazuje na egzotermiczny charakter reakcji, czyli wzrost temperatury powoduje przesunięcie równowagi reakcji w lewo, czyli symbolicznie T↑←

Zad. 3

H_{tw. etynu}= ?




Obliczenia na podstawie energii wiązań

Wartości energii wiązań: H-H 436 kJ; H-C 415 kJ; C-C 348 kJ; C=C 612 kJ

Wiązania w substratach Wiązania w produktacj

C=C 612 kJ C-C 348 kJ

4 H-C 4x415 kJ 6 H-C 6x 415 kJ

H-H 436 kJ Łącznie: 2836 kJ

Łącznie: 2708 kJ




Zad.4

Sumujemy energie wiązań substratów i produktów reakcji.

Substraty: 1x N≡N = 947 kJ; 3x H-H = 1170 kJ; co daje łącznie 2117 kJ

Produkty: 6xN-H = 6 x 390 kJ = 2340 kJ

∆H⁰ =∆H_substr.- ∆H_prod. = 2117 kJ - 2340 kJ = -223 kJ

Zad.5

Zgodnie z prawem Hessa dodajemy równania stronami i otrzymujemy:

2HCl + ½O₂ = Cl₂ - 59,5 kJ + H₂ + ½O₂ + 242 kJ a więc po uporządkowaniu stronami:

H₂ + Cl₂ ↔ 2HCl - 182,5 kJ

6

---