Równowagowy stopień przereagowania etenu, który jest miarą wydajności przedstawionej
reakcji, zależy od warunków prowadzenia procesu: temperatury i ciśnienia. Tę zależność
przedstawiono na poniższym wykresie.
Na podstawie: E. Grzywa, J. Molenda, Technologia podstawowych syntez organicznych, Warszawa 2008.
Rozstrzygnij, czy reakcja hydratacji etenu jest procesem endo- czy egzotermicznym.
Odpowiedź uzasadnij.
Równowagowy stopień przereagowania etenu, który jest miarą wydajności przedstawionej
reakcji, zależy od warunków prowadzenia procesu: temperatury i ciśnienia. Tę zależność
przedstawiono na poniższym wykresie.
Na podstawie: E. Grzywa, J. Molenda, Technologia podstawowych syntez organicznych, Warszawa 2008.
Wyjaśnij, dlaczego w danej temperaturze równowagowy stopień przereagowania etenu
w opisanej reakcji jest tym większy, im wyższe jest ciśnienie, pod którym prowadzona
jest reakcja.
przebiega w temperaturze 298 K według równania kinetycznego: 𝑣 = 𝑘 ∙ c2A ∙ cB.
Stała szybkości 𝑘 opisanej przemiany w temperaturze 298 K jest równa
6,7 ∙ 103 dm6 ∙ mol–2 ∙ s–1. Początkowe stężenie substancji A wynosiło 4 mol ∙ dm−3,
a początkowe stężenie substancji B było równe 3 mol ∙ dm−3.
Oblicz szybkość opisanej reakcji w momencie, w którym przereagowało 𝟓𝟎 %
początkowej ilości substancji B.
Do reaktora wprowadzono pod ciśnieniem atmosferycznym gazową substancję X i zapoczątkowano reakcje chemiczną, w wyniku której powstał gaz Y. Po pewnym czasie,
w temperaturze T1, ustaliła się równowaga opisana równaniem:
X (g) ⇄ Y (g) ΔH > 0
Na wykresie przedstawiono wyniki pomiaru stężeń reagentów X i Y w trakcie trwania procesu
oraz po ustaleniu się stanu równowagi dynamicznej w temperaturze T1.
Następnie powtórzono ten eksperyment przy tym samym stężeniu początkowym substancji X
i tym samym ciśnieniu, ale w temperaturze T2 wyższej od temperatury T1.
17.1. (1 pkt)
Zaznacz wykres, który przedstawia zmianę stężenia reagentów w czasie trwania procesu
pod ciśnieniem atmosferycznym w temperaturze T2 (linia przerywana), wyższej niż
temperatura T1 (linia ciągła).
17.2. (1 pkt)
Oceń, czy zmieni się (wzrośnie albo zmaleje), czy też nie ulegnie zmianie wydajność
reakcji otrzymywania substancji Y, jeśli w układzie będącym w stanie równowagi nastąpi
wzrost ciśnienia w warunkach izotermicznych. Odpowiedź uzasadnij.
Cząsteczki kwasu etanowego mogą łączyć się wiązaniami wodorowymi i tworzyć dimer:
Ten dimer występuje w stanie gazowym oraz w roztworach kwasu etanowego w rozpuszczalnikach nietworzących z nim wiązań wodorowych.
Roztwór 60,0 g kwasu octowego (1,00 mol) w 100,0 g benzenu wykazuje temperaturę wrzenia wyższą o 20,1°C względem wrzenia czystego benzenu. Podwyższenie temperatury wrzenia rozpuszczalnika jest proporcjonalne do łącznej liczby drobin substancji rozpuszczonej w rozpuszczalniku. Tę zależność opisuje poniższy wzór:
Δ𝑡 = 𝐾b ∙ 𝑛𝑚r
gdzie Δ𝑡 to różnica temperatury wrzenia roztworu i czystego rozpuszczalnika (wyrażona w °C), 𝑛 – sumaryczna liczba drobin w roztworze (wyrażona w molach), 𝑚r – masa rozpuszczalnika (wyrażona w kilogramach), a 𝐾b – stała ebulioskopowa, której wartość dla benzenu wynosi 2,51°C ∙ kg ∙ mol–1.
Oblicz stężeniową stałą równowagi reakcji:
2CH3COOH ⇄ (CH3COOH)2
w temperaturze T. W obliczeniach pomiń autodysocjację kwasu octowego i przyjmij, że otrzymany roztwór CH3COOH w benzenie miał gęstość równą 0,96 g ∙ cm–3.
W zamkniętym reaktorze w stałej objętości (V = 1,00 dm3) znajduje się początkowa ilość gazowego substratu A równa 𝑛oA =1,100 mol. Układ ogrzano do temperatury 550°C, co zapoczątkowało reakcję rozkładu substratu A do gazowego produktu B. Układ termostatowano przez pewien czas, do ustalenia się równowagi dynamicznej pomiędzy reagentami A i B.
Na wykresie przedstawiono wyniki pomiaru stężeń reagentów A i B w trakcie trwania reakcji do momentu ustalenia się stanu równowagi dynamicznej w podanej temperaturze.
Po trzydziestu minutach od momentu osiągnięcia stanu równowagi od początku eksperymentu, po osiągnięciu stanu równowagi, do reaktora wprowadzono dodatkowo 0,800 mol reagenta A.
Uwagi od BiologHelp: Zmodyfikowano oryginalną treść zadania od CKE, aby pokrywała się ona z poniższym wykresem załączonym do zadania oraz treścią polecenia.
Uzupełnij wykres tak, aby przedstawiał zmiany stężeń reagentów A i B w czasie trwania reakcji, od momentu wprowadzenia do układu dodatkowej ilości reagenta A (𝒕 = 𝟑𝟎 𝐦𝐢𝐧) do momentu zakończenia eksperymentu (𝒕 = 𝟔𝟎 𝐦𝐢𝐧).
Wpływ temperatury na szybkość reakcji tłumaczy się wykładniczym wzrostem wartości stałej szybkości reakcji 𝑘. Tę zależność opisuje równanie Arrheniusa:
𝑘 = 𝐴 ∙ e–𝐸a𝑅∙𝑇
gdzie 𝐸a oznacza energię aktywacji, 𝑅 – uniwersalną stałą gazową, a 𝑇 – temperaturę bezwzględną wyrażoną w kelwinach. Czynnik e–𝐸a𝑅∙𝑇 informuje o tym, jaka część zderzających się molekuł ma energię większą lub równą energii aktywacji, natomiast czynnik 𝐴, nazywany czynnikiem przedwykładniczym, określa częstotliwości zderzeń efektywnych. Wartość czynnika 𝐴 jest w praktyce niezależna od temperatury. Równanie Arrheniusa może być przekształcone do postaci logarytmicznej:
ln(𝑘) = – 𝐸a𝑅 ∙ 1𝑇 + ln𝐴
będącej równaniem liniowym (𝑦=𝑎𝑥+𝑏), opisującym zależność logarytmu naturalnego1 ze stałej szybkości reakcji ln(𝑘) od odwrotności temperatury 1𝑇. Wartość (– 𝐸a𝑅) jest współczynnikiem kierunkowym tej prostej.
Badano przebieg reakcji chemicznej, zachodzącej między wodorem i chlorkiem bromu, przebiegającej według następującego równania reakcji:
H2 (g) + 2BrCl (g) → Br2 (g) + 2HCl (g)
Po ustaleniu mechanizmu opisanej reakcji określono jej równanie kinetyczne jako:
𝑣 = 𝑘 ∙ 𝑐H2 ∙ 𝑐BrCl
Tę reakcję przeprowadzano w różnych temperaturach należących do przedziału od 310 K do 380 K i za każdym razem wyznaczono wartość jej stałej szybkości. Otrzymane dane zestawiono w tabeli.
Nr pomiaru
Temperatura 𝑇, K
Stała szybkości reakcji 𝑘, dm3 ∙ mol−1 ∙ s−1
1
310
5,33∙10–3
2
320
6,90∙10–3
3
330
8,78∙10–3
4
340
11,02∙10–3
5
350
13,66∙10–3
6
360
16,73∙10–3
7
370
20,26∙10–3
8
380
24,29∙10–3
1 logarytm o podstawie równej liczbie Eulera, wynoszącej e ≈ 2,7183, podlega takim samym regułom działań jak pozostałe logarytmy o innych podstawach należących do zbioru liczb rzeczywistych.
Uzupełnij tabelę brakującymi wartościami ln(𝒌) (z dokładnością do dwóch miejsc po przecinku) oraz narysuj wykres zależności logarytmu naturalnego ze stałej szybkości reakcji pomiędzy wodorem a chlorkiem bromu ln(𝒌) od odwrotności temperatury 1𝑇. Następnie oblicz wartość energii aktywacji tej reakcji.
Wodne roztwory manganianu(VII) potasu nie są zbyt stabilne, ze względu na
reakcję rozkładu tej substancji z wodą, jak na poniższym schemacie:
MnO–4 + H2O → MnO2 (s) + O2 (g) + OH–
Reakcję rozkładu KMnO4 przyspieszają takie czynniki jak światło, podwyższona
temperatura, kwasy, tlenek manganu(IV).
9.1. (0–1)
Przyspieszenie reakcji chemicznej przez jeden z produktów reakcji nazywamy autokatalizą, a
produkt pełniący rolę katalizatora − autokatalizatorem.
Poniżej przedstawiono typowy wykres obrazujący zmianę szybkości reakcji autokatalitycznej
względem czasu reakcji.
Uzupełnij poniższe zdania tak, aby zawierały informacje prawdziwe. W każdym nawiasie podkreśl właściwe określenie.
Reakcja autokatalityczna zachodzi przy (stałym / zmiennym) stężeniu katalizatora. Szybkość takiej reakcji początkowo wzrasta w miarę jej postępu i związanego z tym (wzrostu / spadku) stężenia produktu, który jest jej katalizatorem. Następnie szybkość autokatalitycznej reakcji maleje z powodu (wzrostu / spadku) stężenia substratów.
9.2. (0–1)
Probówkę zawierającą wodny roztwór KMnO4 umieszczono w łaźni wodnej i ogrzewano
przez pewien czas.
Oceń poniższe fotografie (A−D) i wskaż te, które przedstawiają zawartość probówki z roztworem przed i po ogrzaniu.
Wpisz do tabeli odpowiednie oznaczenia literowe fotografii probówek.
Badano kinetykę reakcji utleniania jonów bromkowych jonami bromianowymi(V)
w środowisku kwasowym, która przebiega zgodnie z równaniem:
5Br– + BrO–3 + 6H+ → 3Br2 + 3H2O
Na podstawie pomiarów kinetycznych ustalono następującą zależność między szybkością tej
reakcji a stężeniami reagentów:
𝑣 = 𝑘 ⸱ [Br–] ⸱ [BrO–3] ⸱ [H+]2
16.1. (0–1)
Stała szybkości reakcji w zależności od postaci równania kinetycznego może mieć różny
wymiar. Niżej przedstawiono przykładowe wyrażenia oznaczone literami A–D.
dm6mol2∙s
dm9mol3∙s
dm3∙smol
1s
Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i zaznacz jedną odpowiedź spośród podanych
w każdym nawiasie.
Stała szybkości reakcji utleniania jonów bromkowych jonami bromianowymi(V) ma jednostkę
oznaczoną literą (A / B / C / D). Jedno z podanych wyrażeń nie może być jednostką stałej
szybkości reakcji. To wyrażenie oznaczono literą (A / B / C / D).
16.2. (0–1)
Oblicz, jak zmieni się szybkość opisanej reakcji, jeżeli początkowe pH roztworu będzie
wyższe o 𝟎,𝟑.
W wysokiej temperaturze tlenki żelaza można zredukować wodorem do metalicznego
żelaza. Redukcja tlenku Fe3O4 przebiega zgodnie z równaniem:
Fe3O4(s) + 4H2(g) ⇄ 3Fe(s) + 4H2O(g)
Z reaktora o pojemności 8,0 dm3, zawierającego 420 g tlenku Fe3O4, odpompowano
powietrze i wprowadzono 6,0 g wodoru. Zawartość reaktora ogrzano do temperatury 𝑇,
w której stała równowagi powyższej reakcji wynosi 0,20.
Oblicz stężenie pary wodnej w reaktorze po ustaleniu się stanu równowagi oraz masę
otrzymanego żelaza.
Rozstrzygnij, czy na podstawie wartości entalpii tworzenia CO oraz CO2 można
stwierdzić, że reakcja spalania tlenku węgla(II) jest egzotermiczna. Uzasadnij swoją
odpowiedź.
W temperaturze 1000 K przeprowadzono reakcję opisaną równaniem:
CO(g) + H2O(g) ⇄ CO2 (g) + H2 (g)
Mieszaninę zawierającą 2,00 mole tlenku węgla(II) i 8,00 moli pary wodnej umieszczono
w reaktorze o stałej pojemności równej 1 dm3 i zainicjowano reakcję, przy czym utrzymywano
temperaturę 1000 K. Po ustaleniu się równowagi stwierdzono, że powstało 1,68 mola tlenku
węgla(IV).
Oblicz stężeniową stałą równowagi opisanej reakcji w temperaturze 1000 K.
Reakcja tlenku siarki(IV) z tlenem przebiega zgodnie z równaniem:
2SO2 (g) + O2 (g) V2O5 2SO3 (g)
ΔH° = −98,98 kJ ∙ mol−1
Reakcję prowadzi się w temperaturze 650 K–850 K w obecności katalizatora. W tej
temperaturze wszystkie reagenty są gazami.
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010.
Uzupełnij poniższe zdania – wybierz i podkreśl jedną odpowiedź spośród podanych
w nawiasie.
W warunkach izotermicznych wydajność reakcji tlenku siarki(IV) z tlenem (nie zależy / zależy) od ciśnienia panującego w reaktorze.
W warunkach izobarycznych podwyższenie temperatury, w której prowadzona jest reakcja tlenku siarki(IV) z tlenem, poskutkuje (spadkiem / wzrostem) wydajności reakcji tworzenia tlenku siarki(VI).
W warunkach izobarycznych podwyższenie temperatury, w której prowadzona jest reakcja tlenku siarki(IV) z tlenem, poskutkuje (spadkiem / wzrostem) szybkości reakcji tworzenia tlenku siarki(VI).
Równanie kinetyczne tej syntezy jest następujące: ν = k ⋅ cH2 ⋅ cI2 , gdzie cH2 i cI2 oznaczają
stężenie substratów. W temperaturze 400ºC stała szybkości tej reakcji
k=2,42⋅10−2 mol−1 ⋅ dm3 ⋅ s−1.
Na podstawie: P.W. Atkins, Chemia fizyczna, Warszawa 2001.
W temperaturze 400ºC do reaktora o stałej pojemności równej 2 dm3 wprowadzono mieszaninę
dwóch moli gazowego wodoru i jednego mola gazowego jodu. Po zamknięciu reaktora
zainicjowano reakcję, przy czym utrzymywano stałą temperaturę 400ºC.
Oblicz szybkość syntezy jodowodoru w momencie, gdy reakcji uległa połowa początkowej
ilości jodu.
Na podstawie: J. Sawicka i inni, Tablice chemiczne, Gdańsk 2004.
Szybkość reakcji chemicznej v, wyrażona w jednostce: mol ∙ dm−3 ∙ s−1, zależy od stężeń molowych substratów reakcji oraz od stałej szybkości reakcji 𝑘 – współczynnika charakterystycznego dla danej reakcji. Stała szybkości reakcji zależy od temperatury, a nie zależy od stężenia substratów.
15.1. (0–1)
Napisz jednostkę stałej szybkości reakcji 𝒌 w równaniu kinetycznym opisanej reakcji.
15.2. (0–2)
W zamkniętym reaktorze o pojemności 2 dm3 zmieszano 6 moli tlenku azotu(II) i 4 mole tlenu. Podczas reakcji utrzymywano stałą temperaturę T.
Oblicz, ile razy zmaleje szybkość opisanej reakcji w stosunku do szybkości początkowej, w momencie, w którym stężenie tlenu zmniejszy się o 1 mol ∙ dm−3.
Do reaktora wprowadzono próbkę N2O4 o masie równej 4,14 g. W reaktorze utrzymywano stałe ciśnienie równe 1000 hPa i stałą temperaturę 298 K, natomiast zmianie mogła ulegać pojemność. W warunkach prowadzenia eksperymentu ustaliła się równowaga chemiczna opisana równaniem:
N2O4 ⇄ 2NO2
Objętość mieszaniny obu tlenków, po ustaleniu się stanu równowagi, była równa 1,32 dm3.
Oblicz stężeniową stałą równowagi Kc przemiany w opisanych warunkach. Stała gazowa R = 83,14 hPa · dm3 · mol–1 · K–1. Przyjmij, że NO2 i N2O4 są gazami doskonałymi.
Do mieszaniny kwasu octowego i etanolu dodano stężony kwas siarkowy(VI) i całość ogrzano. Zaszła reakcja opisana poniższym równaniem.
CH3COOH + C2H5OH H2SO4 CH3COOC2H5 + H2O
Na wykresie została przedstawiona zależność liczby moli etanolu i octanu etylu w mieszaninie reakcyjnej w funkcji czasu.
Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i zaznacz jedną odpowiedź spośród podanych w każdym nawiasie.
W chwili 𝑡1 w układzie (nie ustalił / ustalił) się stan równowagi chemicznej. W chwili 𝑡2 w mieszaninie reakcyjnej (zachodzą reakcje estryfikacji i hydrolizy estru / nie zachodzi żadna reakcja). Aby w chwili 𝑡3 zaczęła w mieszaninie rosnąć liczba moli etanolu, należy do mieszaniny dodać (kwas octowy / wodę).
Tiosiarczan(VI) sodu występuje w postaci hydratu o wzorze Na2S2O3 ∙ 𝑥H2O. Podczas ogrzewania rozpuszcza się on w wodzie krystalizacyjnej i tworzy roztwór o stężeniu 63,71% masowych. Pod wpływem kwasu roztwór tiosiarczanu(VI) sodu przyjmuje mleczne zabarwienie wskutek pojawienia się koloidalnej siarki, a ponadto wydziela się tlenek siarki(IV).
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2004.
Do czterech probówek I, II, III i IV wlano kolejno 1 cm3, 2 cm3, 4 cm3, 8 cm3 wodnego roztworu tiosiarczanu(VI) sodu o stężeniu 0,008 mol ∙ dm−3 i dodano wody destylowanej do objętości 12 cm3. Do każdej probówki wprowadzono po 5 cm3 kwasu solnego o stężeniu 10% masowych i zawartość każdej probówki wymieszano. Następnie mierzono czas, który upłynął od wymieszania roztworu do pojawienia się zmętnienia. Podczas doświadczenia utrzymywano stałą temperaturę 𝑇.
Dane dotyczące doświadczenia przedstawiono w poniższej tabeli:
Numer probówki
Objętość roztworu Na2S2O3 o stężeniu 0,008 mol ∙ dm−3, cm3
Objętość wody destylowanej, cm3
Objętość końcowa roztworu, cm3
Objętość dodanego HCl (aq), cm3
I
1
11
12
5
II
2
10
III
4
8
IV
8
4
Napisz, w której probówce czas od zmieszania reagentów do pojawienia się zmętnienia był najdłuższy. Uzasadnij swoją odpowiedź.
Ważnym etapem produkcji kwasu siarkowego(VI) jest katalityczne utlenianie tlenku siarki(IV) do tlenku siarki(VI) opisane równaniem:
2SO2(g) + O2(g) katalizator, 𝑇 2SO3(g)
W tabeli podane są wartości stałej równowagi tej reakcji w wybranych temperaturach.
Temperatura, ºC
450
500
600
700
Stała równowagi
0,35⋅105
0,52⋅104
0,22⋅103
0,23⋅102
Na podstawie: Z. Sarbak, Reakcje i procesy katalityczne, „LAB. Laboratoria. Aparatura. Badania”, nr 6, Katowice 2010.
Na poniższym wykresie przedstawiono zmiany stężenia molowego reagentów w trakcie opisanej reakcji prowadzonej w dwóch różnych temperaturach 𝑇1 i 𝑇2. Zmiana temperatury z 𝑇1 do 𝑇2 nastąpiła po ustaleniu się stanu równowagi w momencie zaznaczonym przerywaną linią i oznaczonym jako 𝑡𝐴.
5.1. (0–1)
Rozstrzygnij, czy w momencie 𝒕A nastąpiło podwyższenie, czy – obniżenie temperatury. Odpowiedź uzasadnij. W uzasadnieniu uwzględnij efekt energetyczny opisanej reakcji.
Rozstrzygnięcie:
Uzasadnienie:
5.2. (0–1)
Na poniższych wykresach przedstawiono zmiany stężenia reagenta do ustalenia stanu równowagi. Na wykresie 1. powtórzono z poprzedniego wykresu (s. 4) krzywą ilustrującą zmianę stężenia molowego SO3 w temperaturze 𝑇1 – od momentu zapoczątkowania reakcji do momentu zmiany temperatury na 𝑇2. Obok przedstawiono wykresy 2. i 3. Osie na wykresach 1.–3. są wyskalowane tak samo.
Wybierz wykres (2. albo 3.), który może odpowiadać reakcji utleniania SO2 do SO3 w temperaturze 𝑻1 prowadzonej bez udziału katalizatora, i napisz jego numer. Wybór uzasadnij.
W dwóch probówkach oznaczonych numerami I i II umieszczono jednakową ilość wiórków
magnezowych o tym samym stopniu rozdrobnienia. Następnie do probówek wprowadzono
jednakowe objętości roztworów o tej samej temperaturze:
do probówki I – kwas solny o pH = 1
do probówki II – wodny roztwór kwasu siarkowego(VI) o stężeniu 0,1 mol ∙ dm–3.
Podczas opisanego doświadczenia w każdej probówce wiórki magnezowe uległy
całkowitemu roztworzeniu i powstały klarowne, bezbarwne roztwory, ale w jednej z probówek
reakcja przebiegła szybciej.
9.1. (0–1)
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która zaszła podczas opisanego
doświadczenia w obu probówkach. Wskaż numer probówki (I albo II), w której wiórki
magnezowe roztworzyły się szybciej.
Równanie reakcji:
Wiórki magnezowe roztworzyły się szybciej w probówce numer
9.2. (0–1)
Uzupełnij poniższe zdanie – wybierz i zaznacz jedną odpowiedź spośród podanych
w każdym nawiasie.
Stężenie molowe roztworów obu kwasów było (równe / różne), a stężenie jonów H+ w tych
roztworach było (równe / różne), dlatego opisane doświadczenie pozwoliło określić wpływ
(stężenia molowego / pH) roztworów użytych kwasów na szybkość reakcji.
