Chem do MaturyDziałyMapy myśli

Reguła przekory – zadania maturalne z chemii

10
zadań
24
polecenia
13
poleceń otwartych z oceną
1
lekcji interaktywnych

Reguła przekory Le Chateliera-Brauna

Równowaga 2NO₂ ⇌ N₂O₄ w dwóch temperaturach — 2NO₂ ⇌ N₂O₄
Równowaga 2NO₂ ⇌ N₂O₄ w dwóch temperaturach — 2NO₂ ⇌ N₂O₄

### Czym jest reguła przekory? Zgodnie z **regułą przekory Le Chateliera-Brauna**, jeżeli układ w stanie równowagi chemicznej zostanie wytrącony z tego stanu przez czynnik zewnętrzny (zmianę stężenia, ciśnienia objętościowego lub temperatury), to układ będzie dążył do nowej równowagi w taki sposób, by zminimalizować nałożone bodźce. W skrócie: układ zachowuje się „na przekór” narzuconym zmianom. ### Wpływ stężenia i ciśnienia 1. **Zmiana stężenia:** * Dodanie substratu lub usunięcie produktu przesuwa równowagę w prawo (w stronę tworzenia produktów). * Dodanie produktu lub usunięcie substratu przesuwa ją w lewo. 2. **Zmiana ciśnienia (dla gazów):** * Zwiększenie ciśnienia (zmniejszenie objętości) przesuwa równowagę w stronę mniejszej liczby moli gazów. * Zmniejszenie ciśnienia działa w stronę większej liczby moli gazów. * *Uwaga:* Jeśli liczba moli gazów po obu stronach równania jest równa (Δn = 0), zmiana ciśnienia / objętości nie wpłynie na położenie równowagi. ### Wpływ temperatury Zmiana temperatury jest jedynym spośród tych czynników, który wpływa nie tylko na wydajność, ale również na wielkość liczbową stałej równowagi (Kc, Kp). * Ogrzewanie (wzrost temperatury) faworyzuje procesy endotermiczne (wymagające dostarczenia ciepła, ΔH > 0). * Chłodzenie (spadek temperatury) faworyzuje procesy egzotermiczne (wydzielające ciepło, ΔH < 0). ### Przykład z rozwiązaniem Przeanalizujmy przemysłową reakcję powstawania tlenku siarki(VI): 2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g) ΔH < 0 **Zadanie:** Wymień trzy sposoby na zmaksymalizowanie wydajności otrzymywania SO₃ (bez zmiany ilości użytego katalizatora). **Rozwiązanie:** 1. **Zwiększenie stężenia substratów (np. podanie nadmiaru tlenu).** Układ będzie starał się zużyć nadmiar O₂, co przesunie równowagę w stronę SO₃. 2. **Obniżenie temperatury.** Reakcja w kierunku produktów jest egzotermiczna, więc obniżenie temperatury wymusza wydzielenie ciepła – stan równowagi przesuwa się w stronę SO₃. (Oczywiście w przemyśle stosuje się pewien kompromis, by reakcja nie zachodziła zbyt wolno). 3. **Zwiększenie ciśnienia (zmniejszenie objętości reaktora).** Po stronie substratów mamy 3 mole gazu (2 mole SO₂ + 1 mol O₂), po stronie produktów 2 mole gazu. Zwiększenie ciśnienia spowoduje przesunięcie równowagi w stronę mniejszej objętości molowej, czyli do przodu. *Pamiętaj, że katalizator V₂O₅ przyspiesza jedynie kinetykę osiągania równowagi, nie wpływając na wielkość wydajności równowagowej.*

Zapamiętaj

  • Reguła przekory to odpowiedź układu przeciwdziałająca zewnętrznym bodźcom.
  • Usunięcie produktu z układu równowagowego zwiększa jego końcową wydajność.
  • Ciśnienie i objętość oddziałują na stany równowagi tylko tam, gdzie następuje zmiana łącznej liczby moli gazów.
  • Jedynie zmiana temperatury pociąga za sobą zmianę wartości termodynamicznej stałej równowagi chemicznej (K).
  • Katalizator przyspiesza reakcje w obie strony jednakowo, więc nie ma wpływu na położenie stanu równowagi.

Typowe błędy

  • Błędne przekonanie, że zastosowanie katalizatora zwiększy wydajność (zwiększa jedynie szybkość dojścia do równowagi).
  • Doliczanie substancji stałych lub ciekłych do całkowitej liczby moli analizując wpływ zmian ciśnienia gazu.
  • Zapominanie, że dodanie gazu obojętnego w stałej objętości (V=const) nie ma wpływu na równowagę, gdyż nie ulegają zmianie ciśnienia parcjalne reagentów.

Wymagania podstawy programowej

  • VI.2.1 Stosuje regułę Le Chateliera–Brauna do przewidywania wpływu stężenia, ciśnienia i temperatury na położenie równowagi.

Przykładowe zadania

Zadanie 1

W zamkniętym, sztywnym zbiorniku ogrzewano węglan wapnia. Ustalenie się stanu równowagi opisuje równanie: CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g) ΔH > 0

  1. 1.1 Rozstrzygnij, jak dodanie dodatkowej porcji stałego węglanu wapnia do układu będącego w stanie równowagi wpłynie na ciśnienie parcjalne tlenku węgla(IV). Odpowiedź uzasadnij. (1 pkt)

    Pokaż odpowiedź

    Odpowiedź: Dodanie stałego węglanu wapnia nie wpłynie na ciśnienie parcjalne CO₂. Uzasadnienie: CaCO₃ jest substancją stałą, której stężenie (aktywność) w fazie stałej jest stałe. Zmiana ilości substancji w fazie stałej nie zaburza stanu równowagi układu heterogenicznego.

    Stężenie (aktywność) czystej substancji stałej jest stałe i nie występuje w wyrażeniu na stałą równowagi Kp = p(CO2).

  2. 1.2 Wybierz zestaw działań, który w największym stopniu przesunie stan równowagi w kierunku powstawania produktów. (1 pkt)

    • A. Obniżenie temperatury i zmniejszenie objętości zbiornika.
    • B. Podwyższenie temperatury i dodanie stałego CaO.
    • C. Obniżenie temperatury i dodanie katalizatora.
    • D. Podwyższenie temperatury i zwiększenie objętości zbiornika.
    Pokaż odpowiedź

    Odpowiedź: D. Podwyższenie temperatury i zwiększenie objętości zbiornika.

    Reakcja jest endotermiczna (wymaga ciepła) i prowadzi do wzrostu liczby moli gazu (z 0 do 1). Należy więc podnieść temperaturę i obniżyć ciśnienie.

Zadanie 2

W zamkniętym reaktorze ustalił się stan równowagi reakcji syntezy amoniaku opisany równaniem: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) ΔH = -92 kJ Reakcja ta stanowi podstawę przemysłowej metody otrzymywania amoniaku (metoda Habera-Boscha).

  1. 2.1 Rozstrzygnij, jak wpłynie na wydajność syntezy amoniaku izotermiczne zmniejszenie objętości przestrzeni reakcyjnej. Odpowiedź uzasadnij na podstawie reguły przekory. (1 pkt)

    Pokaż odpowiedź

    Odpowiedź: Zmniejszenie objętości przestrzeni reakcyjnej (wzrost ciśnienia) spowoduje wzrost wydajności syntezy amoniaku. Uzasadnienie: Reakcja syntezy NH₃ zachodzi ze zmniejszeniem liczby moli gazów (z 4 moli substratów powstają 2 mole produktów), dlatego zgodnie z regułą przekory układ dąży do obniżenia ciśnienia, przesuwając stan równowagi w prawo.

    Zmniejszenie objętości oznacza wzrost ciśnienia. Reguła przekory mówi, że układ przeciwdziała tej zmianie, przesuwając równowagę w stronę mniejszej liczby moli gazów.

  2. 2.2 Wyjaśnij, z jakiego powodu w przemyśle proces ten prowadzi się w dość wysokiej temperaturze (ok. 450-500 °C), mimo że reakcja jest egzotermiczna, co oznacza, że obniżenie temperatury zwiększyłoby wydajność tworzenia produktu. (1 pkt)

    Pokaż odpowiedź

    Odpowiedź: Mimo że niska temperatura termodynamicznie sprzyja wysokiej wydajności (reakcja jest egzotermiczna), w niskich temperaturach szybkość tej reakcji jest zbyt mała. Zastosowanie temperatury 400-500 °C stanowi kompromis między odpowiednio dużą szybkością reakcji a zadowalającą wydajnością procesu.

    Względy termodynamiczne wskazują na niską temperaturę, ale kinetyka (szybkość reakcji) wymaga wyższej temperatury do osiągnięcia równowagi w sensownym czasie.

  3. 2.3 Oceń prawdziwość poniższych stwierdzeń, zaznaczając P (prawda) lub F (fałsz). (1 pkt)

    • 1. Zastosowanie odpowiedniego katalizatora powoduje przesunięcie stanu równowagi tej reakcji w kierunku produktów. (P/F)
    • 2. Ciągłe odprowadzanie skroplonego amoniaku z reaktora sprzyja tworzeniu się nowych porcji produktu. (P/F)
    • 3. Wprowadzenie gazu obojętnego (np. helu) do reaktora o stałej objętości spowoduje przesunięcie stanu równowagi w lewo. (P/F)
    Pokaż odpowiedź

    Odpowiedź: 1 – F, 2 – P, 3 – F

    Katalizator przyspiesza reakcję, ale nie zmienia stanu równowagi. Usunięcie produktu przesuwa równowagę w prawo. Dodatek gazu obojętnego (przy V=const) zwiększa ciśnienie całkowite, ale nie zmienia ciśnień parcjalnych reagentów, więc nie wpływa na równowagę.

Ćwicz ten dział z oceną – PremiumZałóż darmowe konto

Inne tematy z tego działu