Obecność w stanie równowagowym trzech moli ${\text{SO}}_3$ w objętości $5 {\mathrm{dm}}^3$ oznacza, że równowagowe stężenie tlenku siarki($\text{VI}$) $\left[{\text{SO}}_3\right]=\mathrm{0,6} \frac{\mathrm{mol}}{{\mathrm{dm}}^3}$, co łącznie z wartościami początkowych stężeń ${\text{SO}}_2=\mathrm{1,2} \frac{\mathrm{mol}}{{\mathrm{dm}}^3}$ i ${\text{O}}_2=\mathrm{3,2} \frac{\mathrm{mol}}{{\mathrm{dm}}^3}$ pozwala na wypełnienie całej tabeli:

Wyrażenie na stałą równowagi chemicznej posiada postać:

Po podstawieniu wartości do wzoru, otrzymujemy:

Wartość stałej równowagi chemicznej wynosi $\mathrm{0,345}$.

Przygotuj tabelę, która będzie przedstawiać zmiany stężeń, na skutek zajścia reakcji chemicznej.

Zapisujemy wartości do tabeli w wierszu $c_0$, następnie uwzględniamy zmiany stężeń $\Delta c$ wskutek zajścia reakcji, co pozwala na ustalenie stężeń w stanie równowagi $c_{\mathrm{R}}$.

W oparciu o wyrażenie na stałą równowagi reakcji:

otrzymujemy równanie:

Wynik mniejszy od $0$ nie jest brany pod uwagę, ponieważ wartość stężenia nie może być ujemna.

Oznacza to, że w stanie równowagi:

Przygotuj tabelę, która będzie przedstawiać zmiany stężenia substratów i produktów reakcji.

Stosujemy tabelkę, w której stężenia początkowe wszystkich reagentów będą wynosić:

• $\left[{\text{CO}}_2\right]=\left[{\text{H}}_2\text{O}\right]=2 \frac{\mathrm{mol}}{{\mathrm{dm}}^3}$

• $\left[\text{CO}\right]=4 \frac{\mathrm{mol}}{{\mathrm{dm}}^3}$

• $\left[{\text{H}}_2\right]=\left(2+n\right) \frac{\mathrm{mol}}{{\mathrm{dm}}^3}$, gdzie $n$ określa zmianę stężenia wodoru.

Dodatek produktu spowoduje przesunięcie równowagi w lewo – z warunków zadania wynika, że stężenie pary wodnej ma wzrosnąć o $1$ mol, czyli $\Delta c_{{\text{H}}_2\text{O}}=1$.

Nowy stan równowagowy będzie oczywiście charakteryzowany tą samą wartością stałej. Po podstawieniu wartości stężeń ${\mathrm{c}}_{\mathrm{R}}$ do wyrażenia na stałą, otrzymujemy:

Oznacza to, że stężenia w stanie równowagi wynosić będą:

Najpierw trzeba sprawdzić, czy substraty zmieszano w stosunku stechiometrycznym. Azot z wodorem reagują w stosunku molowym $1:3$, natomiast w treści zadania występują w stosunku molowym $1:2$. Oznacza to, że wodór został użyty w niedomiarze. W sytuacji, gdy substraty zostały zmieszane w stosunku niestechiometrycznym, wydajność jest obliczana względem substratu użytego w niedomiarze. W przypadku tego zadania, w niedomiarze został użyty wodór i to w oparciu o jego stężenie będziemy liczyć stężenia równowagowe reagentów przy określonej wydajności.

Analiza stanu równowagi może zostać zrealizowana z zastosowaniem tabeli. Stopień przereagowania wodoru wynosi $\mathrm{0,68}·4=\mathrm{2,72}$. W tabeli wpisujemy ubytek, więc wartość $\Delta c_{{\text{H}}_2}=-\mathrm{2,72}$.

Otrzymane wartości stężeń równowagowych podstawiamy do wyrażenia na stałą równowagi chemicznej:

Stała równowagi chemicznej wynosi $\mathrm{1,434}$.

Skorzystaj z tabelki, w której oznaczysz stężenie azotu jako $x$. Azot był w nadmiarze, a teraz bierzemy jeszcze większe jego stężenie, co oznacza jednoznacznie, że substratem limitującym wydajność jest wciąż wodór.

Stopień przereagowania wynosi $86\%$, co oznacza, że:

Stała pozostaje niezmienna przy tej samej temperaturze, dlatego zapisujemy:

Stężenie azotu należy zwiększyć do $22 \frac{\mathrm{mol}}{{\mathrm{dm}}^3}$.

W wyrażeniu na stałą równowagi nie uwzględniamy węgla, który jest w odrębnej fazie – jest ciałem stałym. Przygotuj tabelę przedstawiającą zmiany stężeń substratów i produktów.

Stężenie pary wodnej obliczamy, dzieląc liczbę moli ${\text{H}}_2\text{O}$ przez objętość reaktora:

Obliczenie stężenia początkowego pary wodnej:

Wyrażenie na stałą równowagi przyjmuje postać:

a po podstawieniu wartości liczbowych, wyliczamy x:

Wyniku mniejszego od 0 nie bierzemy pod uwagę, ponieważ stężenie nie może być ujemne.

Znając stężenie wodoru oraz tlenku węgla($\text{II}$) w stanie równowagi oraz objętość reakcyjną, można obliczyć liczbę moli obydwóch związków w układzie:

W reakcji można uzyskać po $\mathrm{9,75}$ moli $\text{CO}$ i ${\text{H}}_2$.

Obliczamy efektywne stężenia niezdysocjowanego kwasu i jonów octanowych, uwzględniające rozcieńczenie wskutek mieszania roztworów:

Wyrażenie na stałą dysocjacji kwasu octowego posiada postać:

Podstawiamy wartości do wzoru:

Wartość pH otrzymanego roztworu wynosi $\mathrm{5,046}$.

Dodatek $1 {\mathrm{cm}}^3$ $\text{HCl}$ o stężeniu $1 \frac{\mathrm{mol} }{{\mathrm{dm}}^3}$ do $500 {\mathrm{cm}}^3$ roztworu skutkuje efektywnym pięćsetkrotnym rozcieńczeniem mocnego kwasu. Oznacza to, że stężenie kwasu będzie wynosić: $\frac{1·1}{500}=\mathrm{0,002} \frac{\mathrm{mol}}{{\mathrm{dm}}^3}$.

Najpierw policzymy $\mathrm{pH}$ roztworu buforowego. Stężenie kwasu octowego w roztworze zmaleje pięciokrotnie po zmieszaniu roztworów:

Roztwór octanu sodu został rozcieńczony z $400 {\mathrm{cm}}^3$ do $500 {\mathrm{cm}}^3$, co spowoduje, że jego stężenie w roztworze buforowym będzie wynosić:

Po podstawieniu do wyrażenia na stałą dysocjacji, otrzymujemy wyrażenie:

Stężenie jonów $\left[{\text{H}}^{+}\right]$ wynosi zatem:

Po zlogarytmowaniu, otrzymujemy wartość $\mathrm{pH}$ roztworu buforowego wynosi $\mathrm{5,046}$.

Dodatek $1 {\mathrm{cm}}^3$ $\text{HCl}$ o stężeniu $1 \frac{\mathrm{mol}}{{\mathrm{dm}}^3}$ do $500 {\mathrm{cm}}^3$ roztworu skutkuje efektywnym pięćsetkrotnym rozcieńczeniem mocnego kwasu. W związku z tym stężenie kwasu będzie wynosić: $\frac{1·1}{500}=0,002 \frac{\mathrm{mol}}{{\mathrm{dm}}^3}$.

Wprowadzone jony ${\text{H}}^{+}$ wpłyną na przesunięcie równowagi dysocjacji kwasu octowego:

Zgodnie z regułą przekory, dodatek produktu powoduje przesunięcie równowagi w lewo, co będzie wiązać się ze zmniejszeniem stężenia jonów octanowych oraz wzrostem stężenia niezdysocjowanego kwasu octowego.

Po zlogarytmowaniu, wartość $\mathrm{pH}$ roztworu buforowego po dodaniu $\text{HCl}=\mathrm{5,013}$.

Zatem dodatek tej ilości kwasu spowodował zmianę $\mathrm{pH}$ roztworu buforowego o $\mathrm{0,033}$ jednostki.

W drugiej części zadania obliczymy wpływ dodania tej samej ilości $\text{HCl}$ do $500 {\mathrm{cm}}^3$ wody. Początkowa wartość $\mathrm{ph} \text{wody}=7$. Po dodaniu kwasu, otrzymujemy stężenie jonów ${\text{H}}^{+}$, które pochodzą z dysocjacji mocnego kwasu, równe:

Po zlogarytmowaniu, otrzymujemy $\mathrm{ph}=2,699$. Dodanie takiej ilości kwasu do wody powoduje zmianę $\mathrm{pH}$ o $\mathrm{4,301}$ jednostki.

Dodanie $1 {\mathrm{cm}}^3$ roztworu $\text{HCl}$ o stężeniu $1 \frac{\mathrm{mol}}{{\mathrm{dm}}^3}$ do $500 {\mathrm{cm}}^3$ buforu octanowego zmieni jego $\mathrm{pH}$ o $0,033$ jednostki, z kolei dodanie tej samej objętości kwasu chlorowodorowego o stężeniu $1 \frac{\mathrm{mol}}{{\mathrm{dm}}^3}$ do $500 {\mathrm{cm}}^3$ wody zmieni $\mathrm{pH}$ otrzymanego roztworu o $4,301$ jednostki. Zmiana $\mathrm{pH}$ wody po dodaniu kwasu chlorowodorowego będzie o wiele większa, niż ma to miejsce w przypadku buforu octanowego.