Reakcje
💳 Kup
Reakcje
💳 Kup
Dlaczego jedne reakcje są szybkie, a inne wolne? Poznasz kinetykę i równowagę — bez tajemnic.
Dział 8Typy reakcji, szybkość, równowaga, Le Chatelier, procesy przemysłowe
Kinetyka i równowaga są dynamiczne — trudno je sobie wyobrazić. Uczniowie mylą szybkość reakcji ze stałą równowagi, a regułę Le Chateliera stosują mechanicznie, bez zrozumienia.
Jak to rozwiążemy: Pokażemy każdy czynnik na wykresach i wytłumaczymy regułę Le Chateliera przez „przeciwdziałanie zmianie" — zobaczysz, dlaczego równowaga przesuwa się w daną stronę.
Reakcje utleniania-redukcji (redoks) to osobny, duży temat — Szczegółowo omawiamy go w Dziale 10 — Reakcje Redoks.
| Typ | Schemat | Przykład | Obserwacja |
|---|---|---|---|
| Synteza (łączenie) | A + B | → AB | 2H2 + O2 → 2H2O (eksplozja) |
| Analiza (rozkład) | AB | → A + B | CaCO3 →(Δ)→ CaO + CO2↑ (biel) |
| Wymiana prosta | A + BC | → AC + B | Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓ (czerwony) |
| Wymiana podwójna | AB + CD | → AD + CB | NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3 |
| Strącanie osadu | jony → ↓ | Ba2++SO42- | → BaSO4↓ (biały, nierozp.) |
| Zobojętnianie | H+ + OH- | → H2O | HCl + NaOH → NaCl + H2O |
| Redoks | zmiana s.u. | Zn+H2SO4 | → ZnSO4 + H2↑ (pęcherzyki) |
| Czynnik | Wpływ | Wyjaśnienie | Przykład praktyczny |
|---|---|---|---|
| ↑ Stężenie | ↑ szybkość | Więcej zderzeń na jednostkę czasu | Stęż. HCl reaguje z Zn szybciej niż rozc. |
| ↑ Temperatura | ↑ szybkość (×2–4 na +10°C) | Więcej cząsteczek przekracza Ea | Mięso gnije szybciej w cieple |
| Katalizator | ↑ szybkość, bez zmiany równowagi | Obniża Ea obydwu kierunków | Katalizator V2O5 w syntezie SO3 |
| Rozdrobnienie | ↑ szybkość | Większa powierzchnia kontaktu | Pył cukru spala się szybciej niż kostka |
| Ciśnienie (gazy) | ↑ szybkość | Wyższe ciśnienie = wyższe stężenie | Haber-Bosch: 150–300 atm |
Każde podniesienie temperatury o 10°C zwiększa szybkość reakcji 2–4 razy.
Przykład: Reakcja w 20°C trwa 100 s. W 50°C: 100 / 23 = 12,5 s (trzy razy +10°C = 23× szybsza)
Szybkość reakcji zależy od stężeń substratów. Opisuje to równanie kinetyczne (równanie szybkości):
k — stała szybkości (zależy od temperatury i katalizatora); a, b — rzędy reakcji względem A i B; a + b — rząd całkowity reakcji.
Wykładniki a i b wyznacza się doświadczalnie — nie muszą być równe współczynnikom stechiometrycznym z równania reakcji!
Badamy zależność szybkości od stężenia jednego substratu (przy stałym stężeniu drugiego):
Rząd 0 — szybkość nie zależy od stężenia → linia pozioma.
Rząd 1 — v proporcjonalne do c (v ∝ c) → linia prosta przez początek układu.
Rząd 2 — v proporcjonalne do c² (v ∝ c²) → parabola (rośnie coraz szybciej).
Stałą szybkości k obliczamy, podstawiając jeden punkt pomiarowy (znane v i stężenia) do równania kinetycznego. Jednostka k zależy od rzędu całkowitego reakcji.
Treść: Dla reakcji A + 2B → produkty zbadano szybkość początkową. Wykres v od cA (przy stałym cB) jest linią prostą, a wykres v od cB (przy stałym cA) jest parabolą. Gdy cA = 1 mol/dm³ i cB = 1 mol/dm³, szybkość wynosi v = 0,8 mol·dm⁻³·s⁻¹. Wyznacz równanie kinetyczne oraz oblicz v, gdy cA = 2 mol/dm³ i cB = 3 mol/dm³.
Kształt wykresu v(c) to nie jedyny sposób. Rzędy reakcji i stałą k wyznacza się też tak:
1. Metoda szybkości początkowych (najczęstsza na maturze)
Wykonuje się serię pomiarów szybkości początkowej, zmieniając stężenie jednego substratu przy stałych pozostałych. Patrzymy, ile razy wzrośnie szybkość:
• 2× stężenie → 2× szybkość ⇒ rząd 1 (2¹)
• 2× stężenie → 4× szybkość ⇒ rząd 2 (2²)
• 2× stężenie → szybkość bez zmian ⇒ rząd 0 (2⁰)
Treść: Dla reakcji A + B → produkty zmierzono szybkości początkowe. Wyznacz równanie kinetyczne i stałą k.
| Pomiar | cA [mol/dm³] | cB [mol/dm³] | v [mol·dm⁻³·s⁻¹] |
|---|---|---|---|
| 1 | 0,1 | 0,1 | 0,02 |
| 2 | 0,2 | 0,1 | 0,04 |
| 3 | 0,1 | 0,2 | 0,08 |
2. Metoda podstawienia (z jednego pomiaru)
Gdy rzędy są już znane (np. z wykresu), podstawiamy zmierzone v i stężenia do równania i liczymy k = v / (cAa · cBb). Tak policzyliśmy k w przykładzie wyżej.
3. Metoda całkowa (zależność stężenia od czasu)
Śledzimy spadek stężenia substratu w czasie i sprawdzamy, który wykres jest linią prostą — to wskazuje rząd, a nachylenie prostej daje k:
• rząd 0: wykres c od t — prosta, nachylenie = −k
• rząd 1: wykres ln c od t — prosta, nachylenie = −k
• rząd 2: wykres 1/c od t — prosta, nachylenie = +k
Rząd reakcji względem danego reagenta wyznacza się doświadczalnie, porównując szybkości początkowe (zanim produkty zaczną wpływać na przebieg) w seriach pomiarów, w których zmienia się stężenie JEDNEGO reagenta, a pozostałe są stałe.
| Wariant | Co się zmienia między pomiarami | Jak odczytać rząd |
|---|---|---|
| Podwojenie stężenia A | c(A) → 2c(A), c(B) stałe | v wzrasta 2× → rząd 1 względem A; 4× → rząd 2; brak zmiany → rząd 0 |
| Potrojenie stężenia A | c(A) → 3c(A), c(B) stałe | v wzrasta 3× → rząd 1; 9× → rząd 2 |
| Zmiana obu naraz | c(A) i c(B) zmieniają się jednocześnie | Trudniejsze — trzeba rozwiązać układ równań na podstawie ilorazu szybkości dwóch pomiarów |
Oprócz wykresów stężenie–czas (patrz wyżej), maturalne zadania pokazują też wykresy szybkości reakcji w funkcji czasu — te mają zupełnie inny kształt i inną interpretację.
| Wykres | Typowy kształt | Interpretacja |
|---|---|---|
| v(t) dla reakcji prostej | Opadająca krzywa (maleje z czasem) | Szybkość maleje, bo maleje stężenie substratów w miarę postępu reakcji |
| v(t) na początku reakcji egzotermicznej bez katalizatora | Może początkowo rosnąć, potem opadać | Wydzielające się ciepło chwilowo podnosi T i przyspiesza reakcję, zanim przeważy spadek stężeń |
| v(t) reakcji zerowego rzędu | Linia pozioma (stała) | Szybkość nie zależy od stężenia substratu (np. reakcje katalizowane powierzchniowo, nasycenie katalizatora) |
Na wykresie stężenie–czas odczytujesz ILE zostało substratu w danym momencie. Na wykresie szybkość–czas odczytujesz JAK SZYBKO reakcja przebiega w danym momencie — pochodna (nachylenie) pierwszego wykresu odpowiada wartościom na drugim wykresie.
Jednostka stałej szybkości k zależy od całkowitego rzędu reakcji — wynika to z konieczności, by obie strony równania kinetycznego v=k·cn miały tę samą jednostkę (v zawsze w mol·dm⁻³·s⁻¹).
| Rząd całkowity | Równanie kinetyczne | Jednostka k |
|---|---|---|
| 0 | v = k | mol·dm⁻³·s⁻¹ |
| 1 | v = k·c | s⁻¹ |
| 2 | v = k·c² (lub k·c(A)·c(B)) | dm³·mol⁻¹·s⁻¹ |
| 3 | v = k·c³ | dm⁶·mol⁻²·s⁻¹ |
Podstaw jednostki do równania kinetycznego i wyznacz k algebraicznie: dla rzędu 2, v[mol·dm⁻³·s⁻¹] = k·c²[mol²·dm⁻⁶] → k = mol·dm⁻³·s⁻¹ / (mol²·dm⁻⁶) = dm³·mol⁻¹·s⁻¹.
Im wyższa Eₐ → reakcja wolniejsza. Katalizator obniża Eₐ → reakcja szybsza.
To minimalna energia, jaką muszą mieć zderzające się cząsteczki, żeby reakcja zaszła. Na wykresie to wysokość bariery od poziomu substratów do szczytu (kompleksu aktywnego). Im wyższa Eₐ, tym mniej cząsteczek ma dość energii — reakcja wolniejsza.
Katalizator obniża energię aktywacji (zielona droga na wykresie), dzięki czemu reakcja biegnie szybciej. Nie zmienia jednak położenia równowagi ani efektu energetycznego reakcji (ΔH).
To, czy reakcja wydziela czy pochłania energię (różnica poziomów substratów i produktów, ΔH), należy do termochemii. Pełne omówienie reakcji egzo- i endotermicznych, entalpii i obliczeń energetycznych znajdziesz w Dziale 9 (Termochemia).
Wiele reakcji nie zachodzi w jednym kroku, lecz jako sekwencja prostszych etapów elementarnych (mechanizm reakcji). Całkowita szybkość reakcji jest określana przez najwolniejszy etap — etap limitujący (determinujący) szybkość.
Mechanizm reakcji działa jak korek na autostradzie ze zwężeniem do jednego pasa — niezależnie od tego, jak szybko auta jadą przed i po zwężeniu, CAŁKOWITA przepustowość drogi jest ograniczona przez to najwęższe miejsce. Podobnie najwolniejszy etap elementarny "dyktuje" szybkość całej reakcji.
| Cecha | Znaczenie |
|---|---|
| Rząd reakcji | Wyznaczany DOŚWIADCZALNIE — zwykle odpowiada współczynnikom stechiometrycznym etapu limitującego, NIE równania sumarycznego |
| Produkty pośrednie | Powstają w jednym etapie i zużywają się w kolejnym — nie pojawiają się w równaniu sumarycznym |
| Katalizator w mechanizmie | Zużywa się we wczesnym etapie i odtwarza w późniejszym — nie zmienia bilansu sumarycznego |
To jedna z największych pułapek: rząd reakcji NIE wynika automatycznie ze współczynników stechiometrycznych w zbilansowanym równaniu — trzeba go wyznaczyć doświadczalnie (metoda początkowych szybkości), bo zależy od mechanizmu (etapu limitującego), a nie od zapisu sumarycznego.
Dla reakcji przebiegającej w kilku etapach wykres energii potencjalnej w funkcji postępu reakcji ma kilka "górek" (barier energetycznych) oddzielonych "dolinami" odpowiadającymi produktom pośrednim — każda górka to osobny etap ze swoją energią aktywacji.
| Element profilu | Interpretacja |
|---|---|
| Najwyższa "górka" na profilu | Etap limitujący (o największej energii aktywacji) |
| "Doliny" między górkami | Trwałość produktów pośrednich — im głębsza dolina, tym trwalszy (bardziej stabilny) produkt pośredni |
| Różnica poziomów: substraty ↔ produkty końcowe | Całkowite ΔH reakcji (niezależne od liczby etapów i wysokości barier) |
Szukaj etapu z NAJWYŻSZĄ pojedynczą barierą energetyczną (licząc od poziomu bezpośrednio go poprzedzającego, nie od substratów początkowych) — to on ma najwyższą lokalną Eₐ i najsilniej ogranicza całkowitą szybkość.
| Typ katalizy | Faza katalizatora vs reagentów | Przykład |
|---|---|---|
| Homogeniczna | Katalizator w TEJ SAMEJ fazie co reagenty (np. wszystko w roztworze) | Katalizowany kwasem rozkład H₂O₂ w roztworze; jony Fe²⁺/Fe³⁺ katalizujące utlenianie |
| Heterogeniczna | Katalizator w INNEJ fazie (zwykle ciało stałe, reagenty gazowe/ciekłe) — reakcja zachodzi na powierzchni | Pt/Pd w katalizatorze samochodowym; Fe w syntezie NH₃ (proces Habera); V₂O₅ w produkcji SO₃ |
| Enzymatyczna | Katalizator to enzym (białko) o wysokiej specyficzności wobec konkretnego substratu | Amylaza (trawienie skrobi), katalaza (rozkład H₂O₂ w komórkach) |
W katalizie heterogenicznej reagenty adsorbują się na powierzchni katalizatora, co osłabia ich wiązania wewnętrzne i ułatwia reakcję — po reakcji produkty desorbują się, uwalniając powierzchnię dla kolejnych cząsteczek. Dlatego duża powierzchnia katalizatora (np. rozdrobnienie, siatka) zwiększa jego skuteczność.
W przeciwieństwie do katalizatorów nieorganicznych (im wyższa T, tym szybciej — do pewnego momentu), enzymy mają wąskie optimum temperaturowe — powyżej pewnej temperatury ulegają denaturacji (nieodwracalna zmiana struktury białka) i CAŁKOWICIE tracą aktywność katalityczną, zamiast po prostu zwolnić.
Wiele reakcji jest odwracalnych — biegną jednocześnie w dwie strony (substraty → produkty oraz produkty → substraty). Na początku szybko powstają produkty, ale w miarę ich przybywania coraz szybciej zachodzi reakcja odwrotna. W pewnym momencie szybkość reakcji w obie strony się wyrównuje — to jest stan równowagi.
W stanie równowagi stężenia wszystkich substancji są stałe (nie zmieniają się w czasie), ale reakcja nie zatrzymuje się — cały czas zachodzi w obie strony z jednakową szybkością. To równowaga dynamiczna.
Dla reakcji aA + bB ⇌ cC + dD stała równowagi:
K mówi, w którą stronę „przesunięta" jest równowaga:
K ≫ 1 — w równowadze przeważają produkty (reakcja zachodzi niemal całkowicie).
K ≈ 1 — porównywalne ilości substratów i produktów.
K ≪ 1 — przeważają substraty (reakcja zachodzi w niewielkim stopniu).
K zależy tylko od temperatury — zmiana stężeń czy ciśnienia jej nie zmienia.
W zależności od typu reakcji używamy różnych oznaczeń tej samej idei:
Wyrażona przez stężenia molowe [mol/dm³] substancji w równowadze. Najczęściej spotykana. Przykład: dla N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ → Kc = [NH₃]² / ([N₂]·[H₂]³).
Dla reakcji w fazie gazowej, wyrażona przez ciśnienia cząstkowe gazów zamiast stężeń. Przykład: Kp = p²(NH₃) / (p(N₂)·p³(H₂)). Powiązana z Kc przez temperaturę.
Szczególny przypadek dla autodysocjacji wody: H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻. Kw = [H⁺]·[OH⁻] = 10⁻¹⁴ (w 25°C). To podstawa skali pH.
Ka — stała dysocjacji kwasu (im większa, tym mocniejszy kwas). Kb — stała dysocjacji zasady. Opisują, w jakim stopniu kwas/zasada rozpada się na jony.
Dla trudno rozpuszczalnych soli: opisuje równowagę między osadem a jonami w roztworze nasyconym. Przykład: AgCl ⇌ Ag⁺ + Cl⁻ → Kso = [Ag⁺]·[Cl⁻]. Im mniejsze Kso, tym trudniej rozpuszczalna sól.
W wyrażeniu na K pomijamy ciała stałe i czysty rozpuszczalnik (wodę w roztworach wodnych) — ich „stężenie" jest stałe. Uwzględniamy tylko gazy i substancje rozpuszczone.
ICE to sposób uporządkowania obliczeń równowagowych. Trzy wiersze:
c0 — stężenia początkowe (przed reakcją).
Δc — zmiana stężeń (−x dla substratów, +x dla produktów, ze współczynnikami z równania).
ck — stężenia końcowe w równowadze (c0 + Δc). To je wstawiamy do wzoru na K.
| H₂ | I₂ | 2HI | |
|---|---|---|---|
| c0 (początek) | 1,0 | 1,0 | 0 |
| Δc (zmiana) | −x | −x | +2x |
| ck (równowaga) | 1−x | 1−x | 2x |
Iloraz reakcyjny Q oblicza się DOKŁADNIE tak samo jak Kc (ten sam wzór), ale z dowolnych, AKTUALNYCH (niekoniecznie równowagowych) stężeń w danym momencie — pozwala przewidzieć, w którą stronę przesunie się reakcja, zanim osiągnie równowagę.
| Porównanie | Kierunek przemiany |
|---|---|
| Q < Kc | Za mało produktów względem substratów — reakcja biegnie W PRAWO (do przodu), aż Q=Kc |
| Q = Kc | Układ jest już w stanie równowagi — brak dalszej zmiany |
| Q > Kc | Za dużo produktów względem substratów — reakcja biegnie W LEWO (cofa się), aż Q=Kc |
Reakcja zawsze "dąży" do wyrównania Q z Kc. Jeśli Q jest za MAŁE (za mało produktów w liczniku), układ produkuje WIĘCEJ produktów (reakcja w prawo). Jeśli Q jest za DUŻE, układ "cofa" reakcję, zamieniając nadmiar produktów z powrotem w substraty.
Gdy w równaniu reakcji występują substancje w RÓŻNYCH stanach skupienia (np. ciało stałe + gazy), w wyrażeniu na stałą równowagi pomija się ciała stałe i czyste ciecze — ich "stężenie" (a właściwie aktywność) jest stałe i wliczone w wartość K.
Ciała stałe/czyste ciecze pomija się TYLKO w zapisie matematycznym K — nadal muszą być OBECNE (choćby ślad), żeby reakcja mogła zachodzić i osiągnąć równowagę. Ich ILOŚĆ (a nie stężenie) nie wpływa jednak na POŁOŻENIE równowagi — więcej czy mniej CaCO₃(s) nie zmienia równowagowego stężenia CO₂.
Dla reakcji z udziałem gazów stałą równowagi można wyrazić przez stężenia (Kc) lub przez ciśnienia parcjalne (Kp) — obie są powiązane wzorem:
gdzie Δn = (suma współczynników gazowych produktów) − (suma współczynników gazowych substratów), R = 0,0831 dm³·atm/(mol·K) (przy p w atm) — dla Δn=0, Kp=Kc.
Kp pojawia się wyłącznie przy reakcjach z udziałem gazów, gdy dane w zadaniu podane są jako ciśnienia parcjalne zamiast stężeń — dla reakcji w roztworach (bez udziału gazów) używa się wyłącznie Kc.
Stopień przereagowania α (lub wydajność równowagowa) to część (ułamek lub procent) substratu, która przereagowała do chwili osiągnięcia stanu równowagi — w odróżnieniu od reakcji "do końca", w stanie równowagi ZAWSZE pozostaje pewna ilość nieprzereagowanego substratu.
Stopień przereagowania SO₂ wynosi 80% — pozostałe 20% (0,4 mola) nie przereagowało, mimo osiągnięcia równowagi.
Kc zależy WYŁĄCZNIE od temperatury. Stężenie, ciśnienie, katalizator — nie zmieniają Kc!
Dodanie gazu obojętnego (niebiorącego udziału w reakcji, np. Ar, N₂) wpływa na równowagę WYŁĄCZNIE gdy zmienia się objętość/ciśnienia parcjalne reagentów — kluczowe jest, czy dodanie następuje przy stałej objętości, czy przy stałym ciśnieniu całkowitym.
| Warunek | Efekt dodania gazu obojętnego | Wpływ na równowagę |
|---|---|---|
| Stała objętość naczynia | Stężenia molowe (i ciśnienia parcjalne) reagentów NIE zmieniają się — gaz obojętny tylko podnosi ciśnienie całkowite | Brak przesunięcia równowagi |
| Stałe ciśnienie całkowite (naczynie z tłokiem) | Dodanie gazu obojętnego zwiększa objętość układu, żeby utrzymać stałe p — stężenia/ciśnienia parcjalne reagentów SPADAJĄ (rozcieńczenie) | Równowaga przesuwa się w stronę WIĘKSZEJ liczby moli gazu (jak przy zmniejszeniu ciśnienia) |
Uczniowie automatycznie zakładają, że "dodanie gazu = zawsze wpływa na równowagę". To PRAWDA tylko przy stałym ciśnieniu (bo układ się rozszerza). Przy STAŁEJ OBJĘTOŚCI dodanie gazu obojętnego nie zmienia stężeń molowych reagentów, więc Q się nie zmienia i równowaga zostaje w miejscu.
Klasyczne eksperymenty demonstracyjne wykorzystują reakcje z widoczną zmianą barwy, dzięki czemu przesunięcie równowagi można "zobaczyć gołym okiem".
| Doświadczenie | Reakcja | Obserwacja |
|---|---|---|
| Układ chromianowo-dichromianowy | 2CrO₄²⁻(żółty) + 2H⁺ ⇌ Cr₂O₇²⁻(pomarańczowy) + H₂O | Dodanie kwasu → roztwór żółty→pomarańczowy; dodanie zasady → z powrotem żółty |
| Kompleks żelazowo-tiocyjanianowy | Fe³⁺(bladożółty) + SCN⁻(bezbarwny) ⇌ [FeSCN]²⁺(krwistoczerwony) | Dodanie Fe³⁺ lub SCN⁻ → roztwór ciemnieje (więcej kompleksu); dodanie substancji wiążącej Fe³⁺ → roztwór jaśnieje |
| Dysocjacja N₂O₄ ⇌ 2NO₂ | N₂O₄(bezbarwny) ⇌ 2NO₂(brunatny) | Ogrzanie → ciemnieje (więcej NO₂, reakcja endotermiczna w prawo); ochłodzenie/sprężenie → jaśnieje |
| Rozpuszczanie CoCl₂ (kompleksy kobaltu) | [Co(H₂O)₆]²⁺(różowy) ⇌ [CoCl₄]²⁻(niebieski) + H₂O | Dodanie stężonego HCl (więcej Cl⁻) → różowy→niebieski; rozcieńczenie wodą → z powrotem różowy |
Wszystkie powyższe przykłady łączy jedna cecha: substraty i produkty mają WYRAŹNIE różne, łatwo rozróżnialne barwy — dzięki temu kierunek przesunięcia równowagi (zgodnie z regułą Le Chateliera) jest natychmiast widoczny, bez konieczności pomiarów ilościowych.
| Proces | Równanie | ΔH | T | p | Kat. | Dlaczego kompromis? |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Haber-Bosch (NH3) | N2+3H2⇌2NH3 | −92 kJ | 400–500°C | 150–300 atm | Fe | Niska T = więcej NH3 ale wolno |
| Contact (SO3) | 2SO2+O2⇌2SO3 | −197 kJ | 400–600°C | 1–2 atm | V2O5 | j.w. |
| Ostwald (HNO3 etap 1) | 4NH3+5O2→4NO+6H2O | egzot. | 800–900°C | — | Pt-Rh | Wysoka T potrzebna do szybkości |
| Zagadnienie | Częstość | Trudność |
|---|---|---|
| Reguła Le Chateliera | ⭐⭐⭐⭐⭐ | Średni |
| Stała równowagi K | ⭐⭐⭐⭐ | Średni–Trudny |
| Czynniki wpływające na szybkość reakcji | ⭐⭐⭐⭐ | Łatwy–Średni |
| Energia aktywacji i katalizator | ⭐⭐⭐ | Średni |
| Klasyfikacja reakcji chemicznych | ⭐⭐⭐ | Łatwy |
Konkretne rzeczy, na których CKE najczęściej „łapie" w tym dziale. Sprawdź, czy nie wpadasz w żadną:
Przyspiesza dojście do równowagi (w obie strony jednakowo), ale nie zmienia jej położenia ani Kc. Klasyczna pułapka.
Zmiana stężeń czy ciśnienia NIE zmienia Kc — tylko temperatura. Często mylone.
Wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w stronę mniejszej liczby moli gazu. Liczą się tylko gazy!
Reakcja może być szybka, ale o niskiej wydajności (i odwrotnie). To dwie różne rzeczy.
Każdy temat ma osobną rubrykę z zadaniami i własnym paskiem postępu. Rozwiąż zadanie samodzielnie, potem kliknij „Pokaż rozwiązanie".
| V | 2 dm³ |
| n(PCl₅) pocz. | 4,0 mol |
| stopień rozkładu | 50% |
Kc = 1,0
Kc = [NH₃]² / ([N₂]·[H₂]³)
a) w prawo (mniej moli gazu) b) w lewo (egzotermiczna — ciepło to produkt)
Treść: Dla reakcji N₂+3H₂⇌2NH₃ w równowadze stężenia wynoszą: [N₂]=0,20; [H₂]=0,40; [NH₃]=0,60 mol/dm³. Oblicz stałą równowagi Kc.
| [N₂] | 0,20 |
| [H₂] | 0,40 |
| [NH₃] | 0,60 |
Treść: Dla egzotermicznej reakcji 2SO₂+O₂⇌2SO₃ (ΔH<0) określ kierunek przesunięcia równowagi przy: a) wzroście ciśnienia, b) wzroście temperatury.
| reakcja | 2SO₂+O₂⇌2SO₃ |
| ΔH | <0 (egzo) |
Treść: Dla reakcji H₂+I₂⇌2HI w równowadze Kc=50. Stężenia: [H₂]=0,10; [I₂]=0,10. Oblicz stężenie [HI] w równowadze.
| Kc | 50 |
| [H₂] | 0,10 |
| [I₂] | 0,10 |
Treść: Dla reakcji X₂(g) + Y₂(g) ⇄ 2XY(g) stała Kc = 4,0 (V = 1 dm³). Wprowadzono [X₂] = [Y₂] = 1,5 oraz [XY] = 3,5 mol·dm⁻³. Oblicz stężenia równowagowe substratów X₂ i Y₂.
Treść: Dla reakcji o równaniu kinetycznym v = k·c(A)·c(B) szybkość wyrażono w mol·dm⁻³·s⁻¹, a stężenia w mol·dm⁻³. Podaj jednostkę stałej szybkości k.
Treść: Dla reakcji egzotermicznej N₂(g) + 3H₂(g) ⇄ 2NH₃(g), ΔH < 0, określ, w którą stronę przesunie się stan równowagi po podwyższeniu temperatury i jak zmieni się wydajność tworzenia amoniaku.
Treść: Dla równowagi 2SO₂(g) + O₂(g) ⇄ 2SO₃(g) określ, w którą stronę przesunie się równowaga po zwiększeniu ciśnienia (zmniejszeniu objętości) w stałej temperaturze.
Treść: Dla równowagi 2H₂S(g) + 3O₂(g) ⇄ 2SO₂(g) + 2H₂O(g), ΔH = −1038 kJ, określ kierunek przesunięcia równowagi po: a) podwyższeniu temperatury; b) zmniejszeniu objętości układu.
Treść: W roztworze ustala się równowaga Cu²⁺(aq) + 4Cl⁻(aq) ⇄ CuCl₄²⁻(aq), ΔH > 0 (Cu²⁺ niebieski, CuCl₄²⁻ żółty). Określ: a) jak zmieni się barwa po ogrzaniu; b) w którą stronę przesunie równowagę dodanie stężonego HCl.
Szybkość wzrośnie 2× (proporcjonalnie do stężenia w reakcji I rzędu)
Treść: Szybkość reakcji wzrasta 3-krotnie przy podniesieniu temperatury o 10°C. Ile razy wzrośnie szybkość przy podniesieniu temperatury o 30°C?
| wzrost na 10°C | ×3 |
| ΔT | 30°C |
Treść: Reakcja 2A(g) + B(g) ⇄ 2C(g) przebiega według v = k·c²(A)·c(B), k = 6,7·10³ dm⁶·mol⁻²·s⁻¹. Początkowo c(A) = 4 mol·dm⁻³, c(B) = 3 mol·dm⁻³. Oblicz szybkość reakcji, gdy przereaguje 50% substancji B.
Treść: Dla reakcji 2H₂(g) + 2NO(g) ⇄ N₂(g) + 2H₂O(g) wyznaczono z pomiarów, że podwojenie stężenia H₂ podwaja szybkość, a podwojenie stężenia NO zwiększa ją czterokrotnie. Podaj równanie kinetyczne oraz oblicz, ile razy wzrośnie szybkość, gdy stężenie NO wzrośnie trzykrotnie (przy stałym c(H₂)).
Treść: Rozkład związku X przebiega według v = k·c(X), k = 0,040 s⁻¹ (V = 1 dm³). Liczba moli X malała: 0 min → 10; potem 5; 2,5; 1,25. Oblicz szybkość początkową v₀ oraz v₁, v₂, v₃ w kolejnych momentach.
Treść: Pewna reakcja przebiega w trzech etapach: Etap 1: 2Ce⁴⁺ + Tl⁺ → 2Ce³⁺ + Tl³⁺ (powoli); Etap 2: Mn²⁺ + Ce⁴⁺ → Mn³⁺ + Ce³⁺; Etap 3: Tl⁺ + 2Mn³⁺ → Tl³⁺ + 2Mn²⁺. Napisz sumaryczne równanie reakcji oraz wskaż drobinę pełniącą funkcję katalizatora.
Treść: Do reaktora wprowadzono substancję A i obserwowano reakcję 2A(g) ⇄ B(g) aż do równowagi. Opisz, jak w czasie zmienia się szybkość reakcji wprost (zaniku A) oraz szybkość reakcji odwrotnej, do momentu równowagi.
Treść: Czy zajdzie reakcja po zmieszaniu roztworów: a) BaCl₂ + Na₂SO₄, b) NaCl + KNO₃? Uzasadnij regułą powstawania osadu.
| a | BaCl₂+Na₂SO₄ |
| b | NaCl+KNO₃ |
Treść: Dobierz współczynniki: a Fe + b O₂ → c Fe₂O₃. Podaj sumę współczynników a+b+c.
| schemat | Fe + O₂ → Fe₂O₃ |
Treść: W reaktorze o objętości 1 dm³ zmieszano substancje A i B w stosunku molowym 1:1 i zainicjowano reakcję A(g) + B(g) ⇄ 2C(g) + D(g). W stanie równowagi stężenie D wynosiło 1,5 mol·dm⁻³, a stosunek stężeń [B]:[C] = 1 : 2,8. Oblicz stałą równowagi Kc (z dokładnością do dwóch miejsc po przecinku).
Treść: W zamkniętym reaktorze o stałej objętości zachodzi reakcja rozkładu bromowodoru: 2HBr(g) ⇄ H₂(g) + Br₂(g). Po ustaleniu się równowagi rozkładowi uległo 20% początkowej liczby moli HBr. Oblicz stężeniową stałą równowagi tej reakcji.
Treść: W reaktorze o pojemności 1 dm³ umieszczono 2,00 mole A i 6,00 moli B; zaszła reakcja A(g) + 2B(g) ⇄ 2C(g). Po ustaleniu równowagi substancja A przereagowała w 80%. Oblicz stężeniową stałą równowagi Kc (do dwóch miejsc po przecinku).
Treść: Do syntezy amoniaku użyto mieszaniny zawierającej 75% obj. wodoru (reszta to azot — skład stechiometryczny). Wydajność reakcji N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ wynosi 93%. Oblicz zawartość amoniaku w mieszaninie poreakcyjnej wyrażoną w procentach objętościowych.
Treść: Do reaktora o pojemności 4,0 dm³ wprowadzono 0,50 mol CO i 0,30 mol Cl₂; zaszła reakcja CO(g) + Cl₂(g) ⇄ COCl₂(g). W równowadze przereagowało 70% chloru. Oblicz stężeniową stałą równowagi syntezy fosgenu.
Treść: Stała równowagi reakcji rozkładu 2BrCl(g) ⇄ Br₂(g) + Cl₂(g) w temperaturze 500 K wynosi 25. Oblicz stałą równowagi reakcji syntezy Br₂(g) + Cl₂(g) ⇄ 2BrCl(g) w tej samej temperaturze.
Treść: Do reaktora wprowadzono 3,68 g N₂O₄ (M = 92 g·mol⁻¹). Pod stałym ciśnieniem 1000 hPa i w temperaturze 298 K ustaliła się równowaga N₂O₄ ⇄ 2NO₂. Objętość mieszaniny w równowadze wynosiła 1,10 dm³. Oblicz Kc. Przyjmij R = 83,14 hPa·dm³·mol⁻¹·K⁻¹.
Treść: Dla reakcji X₂(g) + Y₂(g) ⇄ 2XY(g) stała równowagi Kc = 9,0. Do reaktora o V = 1 dm³ wprowadzono [X₂] = 1,0; [Y₂] = 1,0 oraz [XY] = 4,0 mol·dm⁻³. Oblicz iloraz reakcji Q i rozstrzygnij, w którą stronę przebiegnie reakcja, dążąc do równowagi.
Treść: W estryfikacji (COOH)₂ + 2CH₃OH ⇄ (COOCH₃)₂ + 2H₂O użyto 12,80 g metanolu (M = 32) i 0,20 mola kwasu szczawiowego. Wydajność reakcji wynosiła 0,60. Oblicz wartość stałej równowagi (do jedności).
Treść: Do 1 mola kwasu etanowego dodano 1 mol etanolu (wobec H₂SO₄). W temperaturze 25 °C ustaliła się równowaga CH₃COOH + C₂H₅OH ⇄ ester + H₂O, dla której Kc = 4. Oblicz wydajność estryfikacji.
Treść: Dla reakcji Fe₃O₄(s) + 4H₂(g) ⇄ 3Fe(s) + 4H₂O(g) stała Kc = 0,20. Do reaktora V = 8,0 dm³ z nadmiarem Fe₃O₄ wprowadzono 6,0 g H₂ (M = 2). Oblicz równowagowe stężenie pary wodnej i masę otrzymanego żelaza.
Treść: Cząsteczki kwasu octowego tworzą dimer: 2CH₃COOH ⇄ (CH₃COOH)₂. Roztwór 48,0 g kwasu octowego (0,80 mol, M = 60) w 80,0 g benzenu ma temperaturę wrzenia o 15,7 °C wyższą od czystego benzenu (Kb = 2,51 °C·kg·mol⁻¹). Gęstość roztworu 0,96 g·cm⁻³. Oblicz Kc dimeryzacji (pomiń autodysocjację).
Treść: W zamkniętym reaktorze zachodzi rozkład jodowodoru: 2HI(g) ⇄ H₂(g) + I₂(g). Po ustaleniu równowagi rozłożyło się 16,7% początkowej liczby moli HI. Oblicz stężeniową stałą równowagi.
Treść: Dla równowagi CO₂(g) + C(s) ⇄ 2CO(g) (K = [CO]²/[CO₂]) w temperaturze 900 K gaz zawiera 80% obj. CO i 20% obj. CO₂ pod ciśnieniem 1013 hPa. Oblicz wartość K. Przyjmij c = p/(R·T), R = 83,1 hPa·dm³·mol⁻¹·K⁻¹.
Treść: W reaktorze V = 20,0 dm³ zaszła reakcja H₂(g) + I₂(g) ⇄ 2HI(g). W równowadze: m(I₂) = 254 g (M = 254), n(HI) = 2,0 mol, a suma moli wszystkich składników = 5,0 mol. Oblicz Kc oraz ułamki molowe substratów w mieszaninie początkowej (przed reakcją).
Treść: Do reaktora V = 4,0 dm³ wprowadzono 0,40 mol CO i 0,20 mol Cl₂; zaszła reakcja CO(g) + Cl₂(g) ⇄ COCl₂(g). W równowadze przereagowało 80% chloru. Oblicz stężeniową stałą równowagi.
Treść: W reakcji rozkładu pewnego związku jego liczba moli malała kolejno: 8 → 4 → 2 → 1 w równych odstępach czasu po 12 minut. Podaj okres półtrwania tego związku oraz określ rząd reakcji.
Treść: Dla reakcji A → B wykres zależności szybkości v od stężenia c(A) jest linią prostą przechodzącą przez początek układu współrzędnych. Podaj rząd reakcji względem A i napisz równanie kinetyczne.
Treść: Reakcja 2CaSO₄ + C → 2CaO + CO₂ + 2SO₂, ΔH = +1090 kJ, prowadzona jest w 900 °C. Uzupełnij: podniesienie temperatury spowoduje (zwiększenie / zmniejszenie) wydajności, bo proces jest (endo / egzo)energetyczny; rozdrobnienie anhydrytu (ma wpływ / nie ma wpływu) na szybkość reakcji.
Treść: Dla reakcji 1) H₂ + I₂ ⇄ 2HI (ΔH > 0) oraz 2) 3H₂ + N₂ ⇄ 2NH₃ (ΔH < 0) określ, jak po podwyższeniu ciśnienia (T = const) zmieni się wydajność każdej z nich.
Treść: Dla trzech reakcji wykresy zależności szybkości od stężenia substratu wyglądają tak: I — linia prosta przez początek; II — parabola (rosnąca coraz szybciej); III — linia pozioma. Podaj rząd każdej reakcji względem badanego substratu.
Treść: Dla reakcji A(g) + B(g) ⇄ 2C(g) stała Kc = 10. W reaktorze stężenia wynoszą [A] = 2, [B] = 2, [C] = 2 mol·dm⁻³. Oblicz iloraz reakcji Q i rozstrzygnij, w którą stronę przebiegnie reakcja.
Treść: Wyjaśnij, jak katalizator wpływa na: a) energię aktywacji, b) położenie równowagi, c) szybkość reakcji.
| katalizator | dodany do układu |
Treść: Reakcja 2NO(g) + Br₂(g) → 2NOBr(g) ma równanie kinetyczne v = k·c²(NO)·c(Br₂). W reaktorze o V = 1 dm³ zmieszano 4 mol NO i 2 mol Br₂. Oblicz stosunek szybkości reakcji w chwili, gdy przereaguje 50% początkowej ilości NO, do szybkości początkowej.
Treść: Dla pewnej reakcji stała szybkości wynosi k₁ = 2,0·10⁻³ w temperaturze 300 K oraz k₂ = 8,0·10⁻³ w temperaturze 320 K (te same jednostki). Korzystając z równania Arrheniusa ln(k₂/k₁) = (Eₐ/R)·(1/T₁ − 1/T₂), oblicz energię aktywacji. Przyjmij R = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹.
Treść: Synteza amoniaku 3H₂ + N₂ ⇄ 2NH₃ ma równanie kinetyczne v = k·c³(H₂)·c(N₂). Oblicz, jak (i ile razy) zmieni się szybkość tej reakcji, jeżeli przy niezmienionej ilości reagentów i temperaturze ciśnienie reagujących gazów zmaleje dwukrotnie.
Treść: Reakcja 2NO(g) + O₂(g) → 2NO₂(g) ma równanie kinetyczne v = k·c²(NO)·c(O₂). W reaktorze V = 2 dm³ zmieszano 6 mol NO i 4 mol O₂. Podaj jednostkę k oraz oblicz, ile razy zmaleje szybkość, gdy stężenie tlenu zmniejszy się o 1 mol·dm⁻³.
Treść: Reakcja 5Br⁻ + BrO₃⁻ + 6H⁺ → 3Br₂ + 3H₂O ma równanie kinetyczne v = k·[Br⁻]·[BrO₃⁻]·[H⁺]². Podaj jednostkę k oraz oblicz, jak zmieni się szybkość reakcji, jeżeli początkowe pH roztworu wzrośnie o 0,3.
Treść: Reakcję CH₃Br + OH⁻ → CH₃OH + Br⁻ (v = k·c(CH₃Br)·c(OH⁻), k = 2,14·10⁻² dm³·mol⁻¹·s⁻¹) prowadzono w 55 °C. Gdy [OH⁻] zmalało z 0,060 do 0,050 mol·dm⁻³, szybkość wynosiła 1,07·10⁻⁵ mol·dm⁻³·s⁻¹. Oblicz początkowe stężenie bromometanu.
Treść: Dla reakcji H₂ + 2BrCl → Br₂ + 2HCl zmierzono stałą szybkości: k = 5,0·10⁻³ w 310 K oraz k = 24·10⁻³ w 380 K (te same jednostki). Korzystając z równania Arrheniusa, oblicz energię aktywacji (R = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹).
Treść: Reakcja przebiega zgodnie z równaniem kinetycznym v = k·c²(A). Podaj, ile razy wzrośnie początkowa szybkość reakcji, jeżeli stężenie substratu A zwiększymy trzykrotnie.
Treść: Rozkład pewnego związku X przebiega według równania v = k·c(X), gdzie k = 0,050 s⁻¹. Oblicz szybkość reakcji w chwili, gdy stężenie X wynosi 0,40 mol·dm⁻³.
Treść: Oceń zdania o katalizatorze (P/F): 1) katalizator obniża energię aktywacji; 2) katalizator zwiększa wydajność reakcji odwracalnej; 3) katalizator nie zmienia wartości stałej równowagi Kc.
Treść: Reakcja przebiega według równania v = k·c(A)·c²(B). O ile razy zmieni się szybkość, jeżeli stężenie A podwoimy, a stężenie B zmniejszymy dwukrotnie?
Treść: Uzupełnij zdania (wybierz właściwe): działanie katalizatora prowadzi do (obniżenia/podwyższenia) energii aktywacji; katalizator (zmienia/nie zmienia) szybkości osiągania stanu równowagi.
Treść: Podczas hydrolizy sacharozy (C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂O → glukoza + fruktoza) mierzono stężenie sacharozy: 0 min → 1,000; 30 min → 0,90; 60 min → 0,81; 90 min → 0,73 mol·dm⁻³. Uzupełnij: reakcja biegła szybciej w ciągu (pierwszych / ostatnich) 30 minut, bo szybkość zależy od stężenia substratu, które (maleje / rośnie) w czasie.
Treść: Uzupełnij: działanie katalizatora prowadzi do (obniżenia / podwyższenia) energii aktywacji; obecność katalizatora (wpływa / nie wpływa) na wydajność procesu; katalizatory (zmieniają / nie zmieniają) szybkość osiągania stanu równowagi.
Treść: Reakcję CH₃Br + OH⁻ → CH₃OH + Br⁻ (v = k·c(CH₃Br)·c(OH⁻)) prowadzono w dwóch roztworach o równej liczbie moli reagentów, lecz roztwór II miał dwukrotnie większą objętość. Rozstrzygnij, ile razy większa jest początkowa szybkość w roztworze I niż w II.
Wzrost T zwiększa stałą szybkości k (więcej cząsteczek ma energię > Ea), więc szybkość rośnie
Treść: Dla reakcji N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃, ΔH = −92 kJ, uzupełnij: wzrost temperatury poskutkuje (spadkiem / wzrostem) wydajności syntezy; dodanie wodoru przyczyni się do (spadku / wzrostu) ilości amoniaku; obniżenie ciśnienia poskutkuje (spadkiem / wzrostem) wydajności.
Treść: Dla reakcji N₂(g) + O₂(g) ⇄ 2NO(g) stała Kc rośnie ze wzrostem temperatury. Określ efekt cieplny reakcji i wskaż sposób zwiększenia wydajności tworzenia NO spośród: I — katalizator; II — sprężenie; III — wysoka temperatura; IV — niskie ciśnienie.
a) Kc=[SO₃]²/([SO₂]²[O₂]) b) wysokie ciśnienie + niska temperatura
Treść: Kwas octowy CH₃COOH o stężeniu 0,10 mol/dm³ ma stopień dysocjacji 1,3%. Oblicz stężenie jonów H⁺.
| C | 0,10 mol/dm³ |
| α | 1,3% = 0,013 |
Treść: Kwas HA o stężeniu 0,20 mol/dm³ jest zdysocjowany w 2,0%. Oblicz stałą dysocjacji Ka (przyjmij uproszczenie).
| C | 0,20 mol/dm³ |
| α | 2,0% = 0,02 |
Treść: Dla równowagi CH₃COOH⇌CH₃COO⁻+H⁺ określ kierunek przesunięcia po dodaniu: a) jonów CH₃COO⁻ (octanu sodu), b) mocnego kwasu (H⁺).
| równowaga | CH₃COOH⇌CH₃COO⁻+H⁺ |
Treść: Przeprowadzono estryfikację kwasu etanowego propan-1-olem: CH₃COOH + C₃H₇OH ⇄ ester + H₂O. Użyto 2,00 mola kwasu i 1,00 mola alkoholu (wobec H₂SO₄). Stała równowagi Kc = 4,0. Oblicz liczbę moli powstałego estru.
Treść: Podczas ogrzewania mieszaniny tlenku węgla(IV) i wodoru ustala się równowaga CO₂(g) + H₂(g) ⇄ CO(g) + H₂O(g), dla której K = 1. Reakcji poddano 1 mol CO₂ i 3 mole H₂. Oblicz, jaki procent CO₂ ulegnie przemianie w CO.
Treść: Reakcja CO(g) + H₂O(g) ⇄ CO₂(g) + H₂(g) ma w temperaturze 800 K stałą Kc = 4,0. Zmieszano 1 mol CO z parą wodną w ilości trzykrotnie większej od stechiometrycznej (3 mole H₂O). Oblicz liczbę moli każdej substancji w stanie równowagi.
Treść: Reakcja CO(g) + H₂O(g) ⇄ CO₂(g) + H₂(g) ma Kc = 4,0. W reaktorze o V = 1 dm³ znajduje się 24 mole CO. Oblicz, ile moli pary wodnej należy wprowadzić, aby w stanie równowagi otrzymać 8 moli wodoru.
Treść: W reaktorze o V = 1 dm³ zaszła reakcja A(g) + B(g) ⇄ C(g) + D(g). Do osiągnięcia równowagi przereagowało 25% substancji A, a stała równowagi Kc = 2,0. Oblicz, jaki procent liczby moli wyjściowej mieszaniny stanowiła substancja A.
Treść: W temperaturze T stała równowagi reakcji 2A(g) + B₂(g) ⇄ 2AB(g) wynosi Kc = 2,25 (V = 1 dm³). Początkowe stężenie A wynosiło 4 mol·dm⁻³. Oblicz, ile moli B₂ należy wprowadzić, aby 60% A uległo przemianie.
Treść: Estryfikacja kwasu etanowego z butan-2-olem ma w temperaturze T stałą Kc = 2,12. Oblicz, ile gramów bezwodnego kwasu etanowego (M = 60) należy użyć na 1 mol butan-2-olu, aby przereagowało 85% alkoholu.
Treść: W roztworze zachodzi równowaga I₂ + I⁻ ⇄ I₃⁻, Kc = 700 (25 °C). Płyn Lugola przygotowano z 1 g I₂ (M = 254), 2 g KI (M = 166) i 97 g wody (gęstość roztworu 1,05 g·cm⁻³). Oblicz równowagowe stężenie jonów I⁻.
Treść: W tabeli podano stałą równowagi K pewnej reakcji w różnych temperaturach. Rozstrzygnij, czy reakcja jest egzo- czy endotermiczna.
| Temperatura, K | 400 | 600 | 800 | 1000 |
| Stała równowagi K | 5,4·10⁻⁴ | 7,9·10⁻² | 1,5 | 8,4 |
Treść: Do dwóch probówek z takimi samymi wiórkami magnezu dodano kwas solny: do I o stężeniu 0,5 mol·dm⁻³, do II o pH = 1. W której probówce reakcja zachodzi szybciej?
Treść: Dla pewnej reakcji równowagowej stała K maleje ze wzrostem temperatury: K(400 K) = 50, K(600 K) = 3,2, K(800 K) = 0,18. Rozstrzygnij, czy reakcja jest egzo- czy endotermiczna.
| Temperatura, K | 400 | 600 | 800 | 1000 |
| Stała równowagi K | 5,4·10⁻⁴ | 7,9·10⁻² | 1,5 | 8,4 |
Treść: Standardowa molowa entalpia parowania toluenu wynosi +38,0 kJ·mol⁻¹. Rozstrzygnij, czy skraplanie toluenu jest przemianą egzo- czy endotermiczną.
Treść: Na wykresie energii reakcji A + B → C + D produkty (C + D) leżą NIŻEJ niż substraty (A + B). Wskaż, która grupa ma wyższy zasób energii i czy reakcja jest endo- czy egzoenergetyczna.
Treść: Dla równowagi N₂O₄(g) ⇄ 2NO₂(g), ΔH = +57 kJ (NO₂ brunatny, N₂O₄ bezbarwny), uzupełnij: obniżenie temperatury spowoduje (wzrost / zmniejszenie) intensywności brunatnej barwy; zachodzi wówczas w większym stopniu proces (dysocjacji / asocjacji).
Treść: Dla reakcji CH₂=CH₂(g) + H₂O(g) ⇄ C₂H₅OH(g) równowagowy stopień przereagowania etenu rośnie ze wzrostem ciśnienia i maleje ze wzrostem temperatury. Wyjaśnij wpływ ciśnienia oraz rozstrzygnij, czy reakcja jest egzo- czy endotermiczna.
Treść: W równowadze CO₂(g) + C(s) ⇄ 2CO(g) udział CO w gazie rośnie ze wzrostem temperatury (od ~0% w 673 K do ~100% w 1273 K). Rozstrzygnij, czy reakcja jest endo- czy egzoenergetyczna.
Treść: Dla reakcji gazowej, w której z dwóch substratów powstaje jeden produkt, udział produktu w mieszaninie równowagowej maleje ze wzrostem temperatury i rośnie ze wzrostem ciśnienia. Określ efekt cieplny reakcji i porównaj łączną liczbę moli substratów z liczbą moli produktu.
Treść: Dla reakcji CH₄(g) + H₂O(g) ⇄ CO(g) + 3H₂(g), ΔH = +206 kJ, określ, jak na wydajność wpłynie: a) wzrost temperatury (p = const); b) wzrost ciśnienia (T = const).
Treść: Reakcja CH₃COOH + C₂H₅OH ⇄ ester + H₂O jest równowagowa. Spośród działań: dodanie etanolu, dodanie wody, dodanie katalizatora, dodanie substancji higroskopijnej (pochłaniającej wodę) — wskaż te, które zwiększą wydajność estryfikacji.
Treść: Dla równowagowej hydrolizy estru R₁COOR₂ + H₂O ⇄ R₁COOH + R₂OH wybierz modyfikacje, które zwiększą ilość otrzymanego alkoholu R₂OH: I — więcej kwasu R₁COOH; II — więcej wody; III — mniej estru; IV — dodanie zasady NaOH.
Treść: Dla reakcji CH₄(g) ⇄ C(s) + 2H₂(g) stopień przemiany metanu rośnie ze wzrostem temperatury i maleje ze wzrostem ciśnienia. Określ znak ΔH oraz wyjaśnij wpływ ciśnienia.
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24