Zadanie 13

Strona arkusza CKE z trescia zadania

Powiększ

Klucz pojęciowy — stała równowagi

Dla reakcji: aA + bB ⇌ cC + dD

Stężeniowa stała równowagi: $K_c=\frac{[C{]}^c\cdot [D{]}^d}{[A{]}^a\cdot [B{]}^b}$

Ciśnieniowa stała równowagi (dla gazów): $K_p=K_c\cdot (RT{)}^{\Delta n}$

gdzie Δn = (c+d) - (a+b) = zmiana liczby moli gazów.

Cechy K_c:

• Bezwymiarowa lub z jednostką (zależnie od Δn).
• K_c dużo większe od 1: równowaga przesunięta w prawo (dużo produktów).
• K_c dużo mniejsze od 1: równowaga w lewo (dużo substratów).
• K_c ≈ 1: porównywalne stężenia substratów i produktów.

Mechanizm: stechiometria reakcji Habera (N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃)

Mechanizm: bilans masy (tabela ICE)

Tabela ICE (Initial-Change-Equilibrium) dla N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃:

	N₂	H₂	NH₃
Initial (c₀)	0,20	0,60	0
Change	-x	-3x	+2x
Equilibrium	0,20 - x	0,60 - 3x	2x

Warunek: sumaryczne stężenie końcowe = 75% początkowego.

• Początkowo: 0,20 + 0,60 = 0,80.
• Po reakcji: (0,20-x) + (0,60-3x) + 2x = 0,80 - 2x.
• 0,80 - 2x = 0,80 · 0,75 = 0,60.
• 2x = 0,20 → x = 0,10 mol/dm³.

Stężenia w równowadze:

• c(N₂) = 0,20 - 0,10 = 0,10.
• c(H₂) = 0,60 - 0,30 = 0,30.
• c(NH₃) = 2 · 0,10 = 0,20 mol/dm³.

Mechanizm: obliczanie K_c

$K_c=\frac{[{\text{NH}}_3{]}^2}{[{\text{N}}_2]\cdot [{\text{H}}_2{]}^3}$

$K_c=\frac{(0,20{)}^2}{0,10\cdot (0,30{)}^3}=\frac{0,04}{0,10\cdot 0,027}=\frac{0,04}{0,0027}=14,81$

K_c ≈ 14,8 (lub 14,81) mol⁻²·dm⁶.

Jednostka: [c]² / ([c] · [c]³) = mol²/dm⁶ / (mol⁴/dm¹²) = mol⁻²·dm⁶.

Synteza amoniaku — proces Habera-Boscha (1908)

Historia:

• 1908: Fritz Haber odkrył reakcję, ciśnienie >100 atm, T ~500°C.
• 1913: Carl Bosch skomercjalizował proces w BASF.
• Nobel: Haber 1918, Bosch 1931.
• Wzór laboratorium → przemysł: produkcja ~150 mln ton NH₃ rocznie globalnie.

Warunki przemysłowe:

• T = 400-500°C (kompromis: niższa = wyższa K, ale wolniejsza reakcja).
• p = 150-300 atm (wyższa K, równowaga w prawo).
• Katalizator: Fe + Al₂O₃ + K₂O (zwiększa szybkość, nie zmienia równowagi).

Wpływ na świat:

• ~50% azotu w białkach człowieka pochodzi z amoniaku Habera (przez nawozy).
• Wyżywienie 4 miliardów ludzi (z 8 miliardów) zależy od nawozów Habera.
• Konsumpcja energii: ~1-2% światowej energii idzie na ten proces (~30 GJ/t NH₃).

Energia w procesie Habera:

• Reakcja egzotermiczna: ΔH = -92 kJ/mol.
• W praktyce kontrolowane T → kompromis kinetyka + termodynamika.

Punktacja CKE

• 13. 2 pkt:
  • 1 pkt: poprawne obliczenia stężeń w równowadze.
  • 1 pkt: poprawna wartość K_c (~14,8) z jednostką.

Po co to umieć

Synteza amoniaku = jeden z najważniejszych procesów chemicznych XX wieku:

• Nawozy azotowe (mocznik, NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄) — bez nich nie wyżywilibyśmy 8 miliardów ludzi.
• Materiały wybuchowe (TNT, nitrogliceryna) — wymagają HNO₃ z NH₃.
• Tworzywa sztuczne (poliamidy: nylon, kewlar) — z amoniaku.
• Leki (sulfonamidy, niektóre antybiotyki) — pochodne amoniaku.

Le Chatelier w praktyce:

• Wzrost p → równowaga w stronę mniej moli (tu: produkty NH₃ ✓).
• Wzrost T → w stronę reakcji endotermicznej (tu: substraty, bo Haber jest egzotermiczna).
• Dodanie substratu → w stronę produktów.
• Usunięcie produktu → w stronę produktów (NH₃ skraplany + usuwany).

Konsumpcja amoniaku globalnie (2024):

• 80% → nawozy.
• 10% → tworzywa, włókna, materiały wybuchowe.
• 5% → chłodnictwo (NH₃ jako czynnik chłodniczy w przemysłowych chłodniach).
• 5% → inne (czyściwa, baterie alkaliczne, paliwa).

Amoniak jako paliwo przyszłości: spalanie NH₃ → N₂ + H₂O (bez CO₂!). Jest rozważany jako paliwo statków morskich (zastąpienie mazutu).

Bakteryjna fiksacja azotu = naturalna “synteza amoniaku”:

• Bakterie symbiotyczne (Rhizobium z roślinami strączkowymi) wiążą N₂ → NH₃.
• Robi to bezprzemysłowo, w warunkach pokojowych dzięki enzymowi nitrogenazie (z Fe-Mo kofaktorem).
• Cały świat industrialny próbuje powielić to enzymatycznie — jeszcze bez sukcesu.