Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl mogą być wykorzystywane przez jego Użytkowników wyłącznie w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian, przesyłanie, publiczne odtwarzanie i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby własne oraz do wykorzystania w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.

Spis treści Reakcje odwracalne i nieodwracalne Szybkość reakcji chemicznej Równanie kinetyczne Stan równowagi chemicznej Stężeniowa stała równowagi chemicznej Prawo działania mas Przykłady Reguła Le Chateliera i Browna (Reguła przekory) Wpływ zmian stężenia na stan równowagi Wpływ zmian temperatury na stan równowagi Wpływ zmian ciśnienia na stan równowagi Iloczyn jonowy wody

Przemiany chemiczne rozpatruje się w dwóch aspektach: statycznym i kinetycznym Aspekt statyczny czyli zapis 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. Równowaga statyczna to stan, w którym procesy chemiczne nie zachodzą, a stężenia reagentów nie zmieniają się w czasie. Równowaga dynamiczna to stan, w którym zachodzą przemiany chemiczne, jednak tyle samo substratów przechodzi w produkty, co produktów w substraty. W stanie równowagi dynamicznej szybkość reakcji danej oraz reakcji do niej przeciwnej są sobie równe, a stężenia reagentów ustalają się wówczas na stałym poziomie.

Reakcje odwracalne i nieodwracalne Teoretycznie prawie każda reakcja jest odwracalna jeśli zachodzi w odpowiednich warunkach. Reakcje w układach otwartych, w których jeden z produktów opuszcza środowisko reakcji są praktycznie nieodwracalne. Za reakcje nieodwracalne uważa się takie, w których co najmniej 99% substratów ulega przemianie. 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 reakcji zobojętniania Reakcje odwracalne - powstałe w reakcji produkty reagują z sobą odtwarzając substraty (reakcja odwrotna) W tego typu równaniach reakcji stosuje się strzałki dwustronne lub dwie strzałki o przeciwnych kierunkach. Reakcję biegnącą w prawo nazywa się prostą, zaś w lewo odwrotną.

Ta sama reakcja, w zależności od warunków jej prowadzenia może przebiegać w sposób odwracalny lub praktycznie nieodwracalny. W zwykłych warunkach iskra elektryczna inicjuje w mieszaninie wodoru i tlenu reakcję wybuchową syntezy wody: W temperaturze ok. 4000oC zachodzi reakcja odwrotna: Przykłady reakcji praktycznie nieodwracalnych Reakcje jonowe przebiegające z wytrąceniem bardzo trudno rozpuszczalnego osadu np.; Niektóre reakcje syntezy: Reakcje w których produktem jest gaz opuszczający środowisko reakcji: Reakcje przebiegające z wytworzeniem produktu trudno dysocjującego:

Szybkość reakcji chemicznej 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. Szybkość reakcji opisywana jest przez zmianę liczby moli (stężenia substratów) lub zmianę liczby moli (stężenia produktów) w jednostce czasu. Szybkość reakcji wyrażamy więc jako przyrost stężenia molowego produktu ∆C pr lub ubytek stężenia molowego substratu ∆Csub w jednostce czasu ∆t lub W stałej temperaturze szybkość reakcji chemicznej jest w danej chwili proporcjonalna do iloczynu stężeń substratów. k – stała szybkości reakcji, charakterystyczna dla danej reakcji w danej temperaturze.

Równanie kinetyczne Równanie kinetyczne jest matematycznym zapisem wiążącym szybkość reakcji ze stężeniami reagentów. lub k - stała szybkości reakcji, cA, cB / [A], [B]- stężenia substratów A i B, a, b - zazwyczaj współczynniki stechiometryczne z reakcji a+b = rząd reakcji.

Stan równowagi chemicznej Reakcja odwracalna może być wyrażona poprzez dwa równania: Jeśli w określonych warunkach temperatury, ciśnienia i stężenia reagentów szybkości reakcji prostej i odwrotnej wyrównają się, to w układzie ustali się stan równowagi. Stan ten ma charakter równowagi dynamicznej – tyle samo substratów przechodzi w produkty, co produktów w substraty, jakakolwiek zmiana warunków reakcji spowoduje zmianę stanu równowagi układu

Stężeniowa stała równowagi chemicznej Stała równowagi ilościowo charakteryzuje równowagę chemiczną reakcji odwracalnych w danej temperaturze. Im wyższa jest wartość K , tym bardziej równowaga jest przesunięta w kierunku powstawania produktów.

Dla ogólnego równania reakcji Stała równowagi reakcji chemicznej ma postać: Jest matematycznym przedstawieniem prawa działania mas PRAWO DZIAŁANIA MAS (PRAWO GULDBERGA - WAAGEGO) W stanie równowagi chemicznej stosunek iloczynu molowych stężeń produktów reakcji (podniesionych do odpowiednich potęg równych współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji) do iloczynu molowych stężeń substratów (podniesionych do odpowiednich potęg równym współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji) jest wielkością stałą w danej temperaturze.

Podając wartość K dla danej reakcji należy zawsze zaznaczyć, w którą stronę biegnie reakcja. w przypadku syntezy SO3 z SO2 i O2 wyrażenie na stałą równowagi reakcji ma postać: 2 SO2 + O2 <=> 2 SO3 podczas gdy dla reakcji zapisanej w odwrotnym kierunku: 2 SO3 <=>2 SO2 + O2 Wartość K reakcji zapisanej "w prawo" jest odwrotnością K reakcji zapisanej "w lewo". Wartość stałej równowagi należy wiec zawsze podawać z równaniem stechiometrycznym reakcji. Jeżeli K>105 oznacza to, że substratów jest tak mało iż reakcję można praktycznie uważać za nieodwracalną.

Reakcja odwracalna wyraża się równaniem : 1. Oblicz stałą równowagi wiedząc, że w stanie równowagi stężenia reagentów wynoszą: CA = 0,5mol/dm3 CB = 1,0 mol/dm3 CC = 2,0 mol/dm3 2. Oblicz stężenia wyjściowe substancji A i B W myśl równania reakcji: 1mol A + 2 mole B = 1 mol C To na utworzenie w stanie równowagi 2 moli C zużyto 2 mole A i 4 mole B Stężenia wyjściowe: substancji A =( 0,5 mola+2mole)/dm3 = 2,5mol/dm3 Substancji B = (1 mol + 4 mole)/ dm3 = 5 mol/dm3 Stała równowagi reakcji wynosi 4, stężenia wyjściowe dla substancji A wynosi 2,5 mol/dm3 a dla substancji B jest równe 5 mol/dm3.

W zamkniętym naczyniu, w określonej temperaturze T, równowaga reakcji ustaliła się z chwilą osiągnięcia następujących stężeń: [NO2 ]= 0,12 mol/dm3 2NO2 ↔ 2NO +O2 [NO] = 0,48 mol/dm3 [O2] = 0,24 mol/dm3 ze stechiometrii reakcji mamy: 2 mol NO2 ------2 mol NO -------------1 mol O2 x----------------0,48 mol-----------------0,24 mol , czyli przereagowało 0,48 mol NO2 Ilość moli NO2początkowa = ilość moli NO2w stanie równowagi + ilość moli, która przereagowała Cp NO2= 0,12 mol/dm3 + O,48 mol/dm3 = 0,6 mol/dm3 Stała równowagi ma wartość K = 3,84. Stężenie początkowe NO2 wynosiło 0,6 mola/dm3.

Oblicz stałą równowagi W pewnym doświadczeniu reakcja osiągnęła stan równowagi. Początkowe stężenia substratów były jednakowe. Przereagowało 80% substancji A. Oblicz stałą równowagi .

Stała Kc równowagi reakcji: CO(g) + H20(g) ↔ C02 (g) + H2 (g) w temperaturze 1100K jest równa jedności. 1 dm3 mieszaniny wyjściowej, w której znajdowały się 3 mole CO i 6 moli H20 ogrzano w zamkniętym naczyniu do temperatury 1100K. Oblicz liczby moli poszczególnych reagentów w stanie równowagi. Dane: Cp CO = 3mole/dm3 Cp H2O = 6 moli/dm3 K = 1 Stężenia równowagowe: [CO2] = [H2] = x [CO] = 3mole – x [H2O] = 6 moli - x [CO2] = [H2] = 2 mole/dm3 [CO] = 3 mole – 2 mole/dm3 = 1 mol/dm3 [H2O] = 6 moli - 2 mole/dm3 = 4 mole/dm3

Reguła Le Chateliera i Browna (Reguła przekory) Zmiana parametrów wyznaczających stan równowagi chemicznej – stężenia reagentów, temperatury i ciśnienia prowadzą do zaburzenia (przesunięcia) równowagi. Układ chemiczny dąży wtedy do nowego stanu równowagi wyznaczonego „nowymi”, zmienionymi parametrami. Wpływ zmiany stężenia reagentów, ich ciśnienia oraz temperatury na stan równowagi określa reguła Le Chateliera i Browna (reguła przekory). Reguła ta mówi, że jeżeli zostanie zakłócony stan równowagi przez zmiany T, p, c, w układzie rozpoczyna się taka przemiana, która będzie przeciwdziałała zakłóceniom prowadząc do osiągnięcia ponownego stanu równowagi. Jeżeli układ będący w stanie równowagi poddamy działaniu zewnętrznemu, to w układzie tym przesuwa się równowaga chemiczna w kierunku kompensacji tych zmian.

A. Wpływ zmian stężenia na stan równowagi Wprowadzenie substratów do roztworu Następuje zwiększenie wartości mianownika, ponieważ stała K w danej temperaturze nie ulega zmianie musi zwiększyć się wartość licznika. Wniosek: Przy zwiększeniu stężenia substratów w roztworze następuje przesunięcie równowagi w kierunku powstawania produktów ( w prawo). 2. Wprowadzenie produktów do roztworu ( lub usuwanie substratów) Następuje zwiększenie wartości licznika, ponieważ stała K nie ulega zmianie musi nastąpić zwiększenie wartości mianownika. Wniosek: przy zwiększeniu stężenia produktów w roztworze następuje przesunięcie równowagi w kierunku substratów( w lewo).

B. Wpływ zmian temperatury na stan równowagi Wzrost temperatury przesuwa położenie równowagi chemicznej, w myśl reguły przekory i równocześnie zmienia wartość stałej równowagi K, w odróżnieniu od zmian stężenia, które przesuwają równowagę przy zachowaniu tej samej wartości K. Jeżeli reakcja jest endotermiczna tzn. towarzyszy jej pochłanianie ciepła to wzrost temperatury w myśl reguły przekory przesuwa równowagę w kierunku kompensacji tej zmiany, czyli w kierunku pochłaniania ciepła ( tj. z lewej strony na prawą). Wzrost temperatury w przypadku reakcji egzotermicznej egzoenergetycznej (takiej której towarzyszy wydzielanie ciepła) przesuwa ją w kierunku odwrotnym (z prawej strony na lewą). Katalizator a równowaga Katalizator nie wpływa na położenie stanu równowagi. Katalizator w jednakowym stopniu zmienia szybkości reakcji w lewo i w prawo. Działanie katalizatora polega na skróceniu czasu potrzebnego do osiągnięcia stanu równowagi.

C. Wpływ zmian ciśnienia na stan równowagi Zmiana ciśnienia wywołuje zmiany w układzie jedynie wtedy, gdy liczba moli produktów reakcji jest różna od liczby substratów (zmienia się objętość produktów w stosunku do objętości zajmowanej przez substraty). Z 4 moli substratów powstaje 2 mole produktów. Reakcji przebiegającej z lewa na prawo, towarzyszy  zmniejszenie ilości moli. Wzrost ciśnienia w układzie, w którym zachodzi reakcja syntezy amoniaku, spowoduje przesunięcie równowagi w kierunku kompensacji ciśnienia, czyli w kierunku zmniejszenia ilości moli (tzn. w kierunku syntezy) Wzrost ciśnienia powoduje przesunięcie równowagi w lewo w kierunku tworzenia N2O4 tj. w kierunku zmniejszenia ilości moli. Zmiana ciśnienia nie wywołuje żadnych zmian w układzie znajdującym się w stanie równowagi.

Jak wpłynie podwyższenie ciśnienia, przy stałej temperaturze, na równowagę następujących reakcji: Odpowiedź:  równowaga przesunie się w prawo                     Reakcja pomiędzy stałym węglem a dwutlenkiem węgla jest reakcją endotermiczną: W którą stronę przesunie się równowaga pod wpływem wzrostu temperatury? Odpowiedź: Równowaga przesunie się w prawo.

Iloczyn jonowy wody Stała równowagi chemicznej w odniesieniu do reakcji dysocjacji słabych elektrolitów nosi nazwę stałej dysocjacji Woda, choć w bardzo niewielkim stopniu dysocjuje na jony ( 1 cząsteczka na 550 milionów). Po uproszczeniu Stała dysocjacji wody w temperaturze 298,15 K ma wartość określoną równaniem: Stężenie molowe czystej wody wynosi 55,56 mola/dm3 (patrz „Stężenie molowe roztworów” slajd 14)

Bibliografia „Chemia od A do Z” M. Klimaszewska „Chemia ogólna i nieorganiczna” M.Litwin E-Chemia AGH autorzy J.Banaś, W.Solarski „ Szkolny poradnik chemiczny” Z. Dobkowska, K. Pazdro