Kinetyka i równowaga chemiczna
Szybkość reakcji, czynniki wpływające, równowaga, stała równowagi, reguła Le Chateliera
Kinetyka i równowaga chemiczna
1. Szybkość reakcji chemicznej
Szybkość reakcji — zmiana stężenia substratu lub produktu w jednostce czasu.
v = −Δ[substrat]/Δt = Δ[produkt]/Δt [mol/(dm³·s)]
2. Czynniki wpływające na szybkość reakcji
| Czynnik | Wpływ | Wyjaśnienie |
|---------|-------|-------------|
| Stężenie substratów | ↑ stężenie → ↑ szybkość | więcej cząsteczek → więcej zderzeń |
| Temperatura | ↑ temp. → ↑ szybkość | reguła van't Hoffa: ↑ temp. o 10°C → szybkość × 2–4 |
| Katalizator | ↑ szybkość | obniża energię aktywacji, nie zużywa się |
| Inhibitor | ↓ szybkość | podwyższa energię aktywacji |
| Powierzchnia kontaktu | ↑ powierzchnia → ↑ szybkość | dotyczy substratów stałych (proszek > bryła) |
| Ciśnienie (gazy) | ↑ ciśnienie → ↑ szybkość | wzrost stężenia cząsteczek gazowych |
3. Energia aktywacji
Energia aktywacji (Eₐ) — minimalna energia, jaką muszą mieć zderzające się cząsteczki, aby reakcja zaszła.
- Reakcja egzotermiczna: Eₐ jest niższa niż energia produktów (energia uwalniana).
- Reakcja endotermiczna: Eₐ jest wysoka, produkty mają wyższą energię niż substraty.
- Katalizator obniża Eₐ — tworzy alternatywną drogę reakcji o niższej barierze energetycznej.
4. Teoria zderzeń
Reakcja zachodzi, gdy:
- Cząsteczki się zderzą.
- Zderzenie ma wystarczającą energię (≥ Eₐ).
- Cząsteczki mają właściwą orientację przestrzenną.
5. Równowaga chemiczna
Równowaga chemiczna ustala się w reakcjach odwracalnych. Szybkość reakcji w prawo = szybkość reakcji w lewo.
aA + bB ⇌ cC + dD
Stała równowagi Kc:
Kc = [C]ᶜ · [D]ᵈ / ([A]ᵃ · [B]ᵇ)
Uwaga: w wyrażeniu na Kc nie uwzględnia się substancji stałych i cieczy (tylko gazowe i rozpuszczone).
Interpretacja wartości Kc:
| Kc | Znaczenie |
|----|-----------|
| Kc >> 1 | równowaga przesunięta w prawo (dużo produktów) |
| Kc << 1 | równowaga przesunięta w lewo (dużo substratów) |
| Kc ≈ 1 | porównywalne stężenia substratów i produktów |
6. Reguła Le Chateliera (przekory)
Jeśli na układ w stanie równowagi oddziała czynnik zewnętrzny, układ przesunie się tak, aby przeciwdziałać temu czynnikowi.
Przykład: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) ΔH < 0 (egzotermiczna)
| Zmiana | Przesunięcie równowagi | Uzasadnienie |
|--------|----------------------|-------------|
| ↑ stężenie N₂ | → w prawo | układ zużywa nadmiar N₂ |
| ↓ stężenie NH₃ | → w prawo | układ uzupełnia ubytek NH₃ |
| ↑ ciśnienie | → w prawo | w prawo jest mniej moli gazu (2 < 4) |
| ↑ temperatura | → w lewo | reakcja egzotermiczna → ciepło jest „produktem" |
| dodanie katalizatora | bez zmiany | katalizator przyspiesza obie reakcje jednakowo |
7. Stała równowagi Kp (dla gazów)
Kp = (p_C)ᶜ · (p_D)ᵈ / ((p_A)ᵃ · (p_B)ᵇ)
Związek: Kp = Kc · (RT)^(Δn)
gdzie Δn = (c + d) − (a + b) — zmiana liczby moli gazowych.
8. Zastosowanie — proces Habera-Boscha
N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ ΔH = −92 kJ/mol
Optymalne warunki przemysłowe (kompromis kinetyczno-termodynamiczny):
- Temperatura: ~450°C (wyższa = szybciej, ale mniej NH₃; niższa = wolno)
- Ciśnienie: 150–300 atm (wysokie → przesunięcie w prawo)
- Katalizator: żelazo z promotorami (Al₂O₃, K₂O) — przyspiesza osiągnięcie równowagi
9. Najczęstsze błędy
- Twierdzenie, że katalizator przesuwa równowagę (nie przesuwa — jedynie przyspiesza jej osiągnięcie!).
- Zapominanie, że ciśnienie wpływa tylko na reakcje z różną liczbą moli gazowych.
- Mylenie stałej równowagi ze szybkością reakcji.
- Uwzględnianie substancji stałych w wyrażeniu na Kc.