Poznałeś już czym jest stan równowagi, a także opisującą ją stałą równowagi. Masz już teraz wszelkie narzędzia, aby zacząć obliczać to, do czego został ten dział stworzony − czyli do ustalenia, ile będzie każdego z reagentów ,,po reakcji [1] „.
1. Zadania z równowagi chemicznej to zwykła stechiometria
Najważniejszą rzeczą, jaką musisz zrozumieć jest to, że nie będzie tu nic nowego. Jest to zwyczajna stechiometria, którą już potrafisz, po prostu ujęta w tabelce.
Zaczniemy od nietypowego pytania – kiedy w ogóle będziemy mieć do czynienia z tego typu zadaniami? Odpowiedź jest bardzo prosta − wtedy, gdy będziemy mieć proces równowagowy, który rozpoznajemy między innymi po dwóch strzałkach (⇄) w zapisie reakcji.
A co jeśli nie ma zapisanej reakcji w zadaniu? Również łatwa sprawa, wówczas w zadaniu będzie podana stała równowagi (K) czy też trzeba będzie jej obliczyć. Jeśli takich informacji nie ma, to zakładamy, że reakcja biegnie w stu procentach w prawo i zapisujemy ją z jedną, zwykłą strzałką (⟶). Musimy tak założyć, bo inaczej nic nie obliczymy.
Zaczniemy od przypomnienia klasycznej tabelki dla reakcji ,,z jedną strzałką” , czyli taką która przebiega w stu procentach i gdzie nie potrzebujemy żadnych dodatkowych obliczeń, nie potrzebujemy żadnej stałej równowagi, bo nie jest to proces równowagowy.
Ba(OH)2 + 2HCl ⟶ BaCl2 + 2H2O
| Ba(OH)2 | HCl | BaCl2 | H2O | |
| Liczba moli na początku | 0,02 | 0,03 | 0 | 0 |
| Zmiana liczby moli | ー 0,015 | ー 0,03 | + 0,015 | + 0,03 |
| Liczba moli na końcu | 0,005 | 0 | 0,015 | 0,03 |
W zadaniach z równowagą chemiczną jedyna różnica jest taka, że nie będziemy w stanie ocenić od razu liczby moli (czy tam stężeń) na końcu reakcji, bo nie wiemy ile procent substratów przereagowało, a więc też ile produktów powstanie, a tutaj to wiemy (akurat dla tego przypadku trzeba było ocenić dodatkowo, że HCl jest w niedomiarze).
2. Tabelki w zadaniach ze stałą równowagi
Bierzemy reakcję syntezy jodowodoru, dla której stała równowagi wynosi K = 50. Załóżmy, że zaczynamy ze stężeń równych 1 mol • dmー3 zarówno dla wodoru jak i jodu.
H2 + I2 ⇄ 2HI
Zapisujemy wyrażenie na stałą równowagi, a następnie podstawiamy tam nasze wartości z tabelki.
Możemy teraz podstawić wartość K = 50 i rozwiązać równanie kwadratowe :
Jak to czasem bywa, mamy tutaj dwa różne rozwiązania równania kwadratowego! Bardzo często jest tak, że jedno z nich to liczba ujemna, co oznaczałoby że powstałaby ujemna liczba produktów, co oczywiście jest niemożliwe. Tutaj jednak pozornie obie wartości ,,pasują”. Zróbmy tabelkę do końca, aby ustalić ilości wszystkich reagentów w stanie równowagi, zakładając że raz x1 = 0,78 , a drugim razem , że prawidłowy wynik to x2 = 1,39.
Widzimy, że wynik x2 nie ma sensu fizycznego, ponieważ po reakcji mielibyśmy ujemne ilości substratów, co jest niemożliwe. Jeśli masz czas (na maturze/sprawdzianie) zawsze warto sobie sprawdzić
Delikatna rozbieżność wynika tylko i wyłącznie z zaokrągleń. Czas na jeszcze jeden przykład dla treningu.
Zróbmy teraz syntezę amoniaku z pierwiastków, zakładając początkowe stężenia azotu oraz wodoru równe odpowiednio 1 mol • dmー3 oraz 3 mol • dmー3 .
Rozwiązanie tego równania sprowadza się w rzeczywistości do rozpykania równania kwadratowego, jednak pod kątem matematycznym przekracza to maturalny poziom, więc zakończymy tutaj już tylko na ,,podstawieniu iksów” do stałej równowagi.
3. Nie ma znaczenia czy ilości są stechiometryczne albo czy na początku jest już produkt
Dokładnie tak, można by powiedzieć że tabelki są uniwersalne i poradzą sobie z każdym rodzajem zadania. Ważne tylko, aby nie traktować ich jako schemat postępowania (chociaż wiem, że duża część osób tak zrobi[2]) lecz żeby zrozumieć skąd ona się bierze.
Dla porównania weźmiemy reakcję syntezy amoniaku. Przed chwilą zrobiliśmy ją dla ilości stechiometrycznych, a teraz weźmiemy stosunek niestechiometryczny.
Zwróć uwagę na najczęstszy błąd! Popełnia się go jakby z automatu, ale dlatego zawsze musisz nieco najpierw otrzeźwieć! Czy to, że użyłem innych (dowolnych) ilości reagentów cokolwiek zmienia jeżeli chodzi o ich reakcję ze sobą? Nie! Dalej gdy przereaguje 1 mol azotu, to przereaguje 3 mole wodoru. W takim razie jeśli azotu przereaguje x , to wodoru przereaguje 3x. Właśnie przeczytałeś akapit o największym stężeniu słowa ,,przereaguje” w całym życiu.
Teraz zobaczmy sytuację, w której na samym początku jest już produkt! Przecież też tak może być. I jeszcze przy okazji stosunek azotu do wodoru jest niestechiometryczny – to już chyba się trudniej nie da!
Tutaj najczęstszym błędem jest po prostu zapominanie o tym, że na początku już był produkt (amoniak).
Zwróć także uwagę, że ten zielony pasek ciągle pozostaje bez zmian. Nieważne jaka proporcja reagentów, on zawsze po prostu odpowiada równaniu reakcji. Nieprzypadkowo dlatego jest on właśnie w tym przyjemnym, zielonym kolorze, bo to jest zwyczajnie coś, co od razu moglibyśmy zapisać, patrząc tylko na reakcję, jaką mamy w zadaniu.
[1] Często na zajęciach mówię ,,po reakcji” , np. zadając pytanie ile zostanie każdego reagenta po reakcji, ale jest to oczywiście skrót myślowy (i stosuję go upewniając się, że uczeń rozumie koncepcję stanu równowagi). Należy koniecznie pamiętać, że chodzi tutaj o stan równowagi, który został osiągnięty. A my wiemy, że jest to równowaga dynamiczna, więc to nie jest koniec reakcji, a tylko koniec zmian jeżeli chodzi o ilości reagentów. Podsumowując – powinno się technicznie poprawnie mówić ,,w stanie równowagi„.
[2] I nie ma w tym nic złego. Doskonale zdaję sobie sprawę, że będzie spora rzesza osób, które chemię muszą po prostu zaliczyć i o niej zapomnieć. Trzymajcie się tam dzielnie!
