Czy w stanie równowagi stężenia substratów i produktów są równe?

Nie. W stanie równowagi stężenia są stałe w czasie, a nie jednakowe. W przykładzie z SO₂ i O₂ w stanie równowagi jest 0,10 mol · dm⁻³ substratów i 0,30 mol · dm⁻³ produktu. Stosunek stężeń wyznacza stała K, a nie to, że reakcja się zatrzymała.

Dlaczego katalizator nie zmienia stałej równowagi?

Katalizator obniża energię aktywacji reakcji w prawo i w lewo w takim samym stopniu, więc przyspiesza obie reakcje jednakowo. Szybkości zrównują się przy tym samym stosunku stężeń, który wyznacza K, tylko szybciej. Poziomy energii substratów i produktów nie ulegają zmianie.

Czy zwiększenie ciśnienia zawsze przesuwa równowagę?

Nie. Przesuwa ją tylko wtedy, gdy zmienia się liczba moli gazów, na przykład w 2NO + O₂ ⇄ 2NO₂ z trzech moli na dwa. Gdy po obu stronach jest ich tyle samo, jak w N₂ + O₂ ⇄ 2NO, położenie równowagi się nie zmienia. Ciała stałe i ciecze nie wchodzą do rachunku liczby moli gazów.

Jak po znaku entalpii przewidzieć wpływ temperatury na równowagę?

Dla ΔH 0 jest odwrotnie: ogrzanie przesuwa równowagę w prawo, a K rośnie. Oziębienie działa w przeciwną stronę.

Czy ciała stałe wchodzą do wzoru na stałą równowagi?

Nie. Dla CaCO₃(s) ⇄ CaO(s) + CO₂(g) stała ma postać K = [CO₂], bo stężenie ciała stałego w jego fazie jest stałe i włącza się je do wartości K. Podobnie nie wpisujesz wody, która jest rozpuszczalnikiem.

Matura 2027 · chemia, poziom rozszerzony

Równowaga chemiczna, reguła przekory i entalpia reakcji

Podstawa programowa wymaga, żebyś opisywał stan równowagi dynamicznej, pisał i obliczał stałą równowagi, przewidywał wpływ temperatury, stężeń i ciśnienia według reguły przekory, wiedział, że katalizator niczego tu nie przesuwa, i czytał znak entalpii jako efekt energetyczny reakcji. Tak przygotujesz się do tej części matury z chemii na poziomie rozszerzonym.

Na maturze 2023–2026: w 3 z 4 sesji – 2023 (zadania 21, 22 i 28), 2024 (zadania 13.1 i 13.2), 2025 (zadania 13, 15 i 16).

Podstawa programowa: chemia

Podstawa programowa (zakres rozszerzony): dział IV „Kinetyka i statyka chemiczna. Energetyka reakcji chemicznych”, pkt 5–9

Pokaż wymagania

IV.5porównuje wartość energii aktywacji przebiegającej z udziałem i bez udziału katalizatora;
IV.6wykazuje się znajomością i rozumieniem pojęć: stan równowagi dynamicznej i stała równowagi; pisze wyrażenie na stałą równowagi danej reakcji;
IV.7oblicza wartość stałej równowagi reakcji odwracalnej; oblicza stężenia równowagowe albo stężenia początkowe reagentów;
IV.8wymienia czynniki, które wpływają na stan równowagi reakcji; wyjaśnia, dlaczego obecność katalizatora nie wpływa na wydajność przemiany; stosuje regułę Le Chateliera-Brauna (regułę przekory) do jakościowego określenia wpływu zmian temperatury, stężenia reagentów i ciśnienia na układ pozostający w stanie równowagi dynamicznej;
IV.9stosuje pojęcie standardowej entalpii przemiany; interpretuje zapis ΔH < 0 i ΔH > 0; określa efekt energetyczny reakcji chemicznej na podstawie wartości entalpii.

Dz.U. 2024 poz. 1019 · w arkuszach 2023–2026: w 3 z 4 sesji

Strona sprawdzona 31 października 2026.

W skrócie

najważniejsze w kilku zdaniach

W stanie równowagi dynamicznej reakcja biegnie w obu kierunkach z jednakową szybkością, więc stężenia przestają się zmieniać – nie muszą być równe.
Stałą równowagi piszesz ze stężeń równowagowych: produkty w liczniku, substraty w mianowniku, każde w potędze równej współczynnikowi.
Stężenia równowagowe znajdziesz w tabeli: początek, zmiana według współczynników, równowaga.
Reguła przekory: układ przeciwdziała zmianie. Zmienia stałą $K$ tylko temperatura; stężenie i ciśnienie przesuwają równowagę, ale $K$ zostaje.
Katalizator obniża energię aktywacji w obu kierunkach, więc skraca czas dojścia do równowagi, a jej położenia nie zmienia.
Ujemna entalpia reakcji oznacza, że energia jest oddawana do otoczenia ( $\Delta H < 0$ , reakcja egzotermiczna), dodatnia – że jest pobierana.

Egzamin maturalny z chemii na poziomie rozszerzonym trwa 180 minut; za cały arkusz można uzyskać 60 punktów. W arkuszu jest około 45 poleceń: zadania zamknięte (wielokrotnego wyboru, prawda–fałsz, na dobieranie) i otwarte (z luką, krótkiej i rozszerzonej odpowiedzi), w tym co najmniej jedno zadanie problemowe za 4–5 punktów. Podczas egzaminu możesz korzystać z „Wybranych wzorów i stałych fizykochemicznych”, linijki i kalkulatora naukowego.

Stan równowagi i stała równowagi

Reakcję odwracalną opisujesz równaniem ze strzałką ⇄. Po zmieszaniu substratów szybkość reakcji w prawo maleje, bo ubywa substratów, a szybkość reakcji w lewo rośnie, bo przybywa produktów. Gdy się zrównają, stężenia przestają się zmieniać. To jest stan równowagi dynamicznej: reakcje biegną nadal, ale ich skutki się znoszą. Stężenia reagentów są wtedy stałe, a nie jednakowe.

Stężeniową stałą równowagi piszesz ze stężeń w stanie równowagi: w liczniku iloczyn stężeń produktów, w mianowniku iloczyn stężeń substratów, każde stężenie w potędze równej współczynnikowi z równania. Do wyrażenia nie wpisujesz ciał stałych ani ciekłego rozpuszczalnika, bo ich stężenie się nie zmienia. Wartość $K$ zależy tylko od temperatury i od zapisu równania: gdy pomnożysz równanie przez dwa, $K$ podniesie się do kwadratu.

Równanie	Wyrażenie na stałą równowagi
2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃ (wszystko gazy)	K = [SO₃]² / ([SO₂]² · [O₂])
CaCO₃(s) ⇄ CaO(s) + CO₂(g)	K = [CO₂]
Fe³⁺ + SCN⁻ ⇄ FeSCN²⁺	K = [FeSCN²⁺] / ([Fe³⁺] · [SCN⁻])

Obliczanie stałej i stężeń równowagowych

W naczyniu o objętości $2{,}0\ \mathrm{dm^3}$ umieszczono $0{,}80\ \mathrm{mol}$ $\ce{SO2}$ i $0{,}50\ \mathrm{mol}$ $\ce{O2}$ . W stanie równowagi było $0{,}60\ \mathrm{mol}$ $\ce{SO3}$ . Z równania $\ce{2SO2 + O2 <=> 2SO3}$ wynika, że powstanie $0{,}60\ \mathrm{mol}$ $\ce{SO3}$ zużyło tyle samo $\ce{SO2}$ i dwa razy mniej $\ce{O2}$ , czyli $0{,}30\ \mathrm{mol}$ . Ubytki zawsze liczysz według współczynników równania, a nie po równo.

Liczby moli w równowadze dzielisz przez objętość, bo do $K$ wstawiasz stężenia: $0{,}10$ , $0{,}10$ i $0{,}30\ \mathrm{mol \cdot dm^{-3}}$ . Stąd $K ={}$ $\dfrac{0{,}30^2}{0{,}10^2 \cdot 0{,}10} ={}$ $90$ . Gdybyś wstawił liczby moli, dostałbyś $45$ , czyli wynik błędny, bo objętość się tu nie skraca – po lewej stronie równania są trzy mole gazów, po prawej dwa. W kluczu CKE z 2025 r. stałą podano jako wielkość bezwymiarową.

Gdy zadanie podaje stopień przereagowania, stężenie początkowe mnożysz przez ten stopień. Dla $\ce{PCl5 <=> PCl3 + Cl2}$ , gdy $1{,}00\ \mathrm{mol}$ $\ce{PCl5}$ w $5{,}00\ \mathrm{dm^3}$ rozkłada się w $40\ \%$ , zostaje $0{,}120$ , a powstaje po $0{,}0800\ \mathrm{mol \cdot dm^{-3}}$ pozostałych reagentów, więc $K ={}$ $0{,}0800^2 / 0{,}120 ={}$ $0{,}0533$ .

Wielkość	SO₂	O₂	SO₃
początek, mol	0,80	0,50	0
zmiana, mol	−0,60	−0,30	+0,60
równowaga, mol	0,20	0,20	0,60
równowaga, mol · dm⁻³	0,10	0,10	0,30

Reguła przekory i czynniki wpływające na równowagę

Reguła Le Chateliera–Brauna mówi, że układ w stanie równowagi, na który działa zmiana warunków, przesuwa równowagę w kierunku, który tej zmianie przeciwdziała. Ogrzewanie sprzyja reakcji, która energię pobiera, a oziębianie – tej, która ją oddaje. Wzrost ciśnienia sprzyja kierunkowi, w którym ubywa moli gazów. Dodanie substratu przesuwa równowagę w prawo, usunięcie produktu też.

Tabela dotyczy reakcji $\ce{2NO + O2 <=> 2NO2}$ z $\Delta H ={}$ $-116{,}2\ \mathrm{kJ}$ : po lewej są trzy mole gazów, po prawej dwa. Zwróć uwagę na ostatnią kolumnę. Stałą $K$ zmienia wyłącznie temperatura, a przy reakcji egzotermicznej ogrzanie ją zmniejsza. Zmiana stężenia lub ciśnienia przesuwa położenie równowagi, ale po ustaleniu się nowego stanu stosunek stężeń w wyrażeniu na $K$ ma dawną wartość.

Zmiana warunków	Położenie równowagi	Stała K
Wzrost temperatury	w lewo	maleje
Obniżenie temperatury	w prawo	rośnie
Wzrost ciśnienia (T = const)	w prawo	bez zmiany
Dodanie O₂	w prawo	bez zmiany
Obecność katalizatora	bez zmiany	bez zmiany

Energia aktywacji i katalizator

Aby substraty przereagowały, muszą pokonać barierę energetyczną – energię aktywacji $E_{\mathrm{a}}$ . Katalizator otwiera inną drogę reakcji, na której bariera jest niższa. Dotyczy to obu kierunków: obniża się zarówno bariera reakcji w prawo, jak i w lewo, i to o tyle samo. Poziomy energii substratów i produktów są ciągle te same, więc ani $\Delta H$ , ani $K$ się nie zmieniają.

Dlatego katalizator skraca czas dojścia do stanu równowagi, ale nie zwiększa wydajności przemiany. Gdy w zadaniu porównujesz dwa wykresy, patrz na dwie rzeczy: czy szczyt jest niższy (obecność katalizatora) i czy zmieniły się poziomy początku i końca (wtedy to nie katalizator).

Entalpia reakcji i energia z danych tablicowych

Standardowa entalpia reakcji $\Delta H$ mówi, ile energii w postaci ciepła wymienia układ z otoczeniem przy ustalonym zapisie równania. Gdy $\Delta H < 0$ , reakcja jest egzotermiczna, a gdy $\Delta H > 0$ – endotermiczna. Z entalpii tworzenia z tablic policzysz ją tak: suma dla produktów minus suma dla substratów, każda z uwzględnieniem współczynników. Dla $\ce{2NO + O2 -> 2NO2}$ : $\Delta H ={}$ $2 \cdot 33{,}2 -{}$ $2 \cdot 91{,}3 ={}$ $-116{,}2\ \mathrm{kJ}$ , a tlen jako pierwiastek daje zero.

Entalpia spalania dotyczy jednego mola. Przy spaleniu $10{,}0\ \mathrm{g}$ etanolu ( $M ={}$ $46{,}1\ \mathrm{g \cdot mol^{-1}}$ ) jest to $0{,}217\ \mathrm{mol}$ , więc wydziela się $0{,}217 \cdot 1368 ={}$ $297\ \mathrm{kJ}$ . Energię jako ilość oddaną otoczeniu podaj liczbą dodatnią: minus w $\Delta H$ mówi o kierunku wymiany, a pytanie „ile energii się wydzieli” dotyczy jej wartości.

Doświadczenie

obserwacje i wniosek

Doświadczenie z tego działu tak, jak opisuje je CKE: cel, odczynniki, obserwacje, równanie reakcji i wniosek.

Cel doświadczenia: Zbadanie efektu energetycznego reakcji magnezu z kwasem solnym oraz wodorotlenku baru z chlorkiem amonu.
Odczynniki: probówka I: wodny roztwór $\ce{HCl}$ , wstążka magnezowa, termometr; probówka II: stały $\ce{Ba(OH)2*8H2O}$ , stały $\ce{NH4Cl}$ , termometr
Obserwacje: W probówce I wydzielają się pęcherzyki gazu, a temperatura zawartości rośnie. W probówce II mieszanina ciał stałych zamienia się w papkę o wyraźnie niższej temperaturze i wydziela się gaz o ostrym zapachu.
Równanie reakcji: probówka I: $\ce{Mg + 2H+ -> Mg^2+ + H2}$ ; probówka II: $\ce{Ba(OH)2*8H2O + 2NH4Cl -> BaCl2 + 2NH3 + 10H2O}$
Wniosek: Reakcja w probówce I oddaje energię do otoczenia, więc jest egzotermiczna ( $\Delta H < 0$ ); reakcja w probówce II pobiera ją z otoczenia, więc jest endotermiczna ( $\Delta H > 0$ ).

Cel doświadczenia: Zbadanie wpływu stężenia jonów wodorowych na stan równowagi między jonami chromianowymi(VI) i dichromianowymi(VI).
Odczynniki: wodny roztwór chromianu(VI) potasu, rozcieńczony roztwór kwasu siarkowego(VI), roztwór wodorotlenku sodu
Obserwacje: Żółty roztwór chromianu(VI) po dodaniu kwasu zabarwia się na pomarańczowo. Po dodaniu roztworu wodorotlenku sodu do pomarańczowego roztworu wraca barwa żółta.
Równanie reakcji: $\ce{2CrO4^2- + 2H+ <=> Cr2O7^2- + H2O}$
Wniosek: Wzrost stężenia jonów $\ce{H+}$ przesuwa równowagę w prawo, w stronę jonów dichromianowych(VI); wiązanie jonów $\ce{H+}$ przez jony wodorotlenkowe przesuwa ją w lewo.
Uwaga: Środowisko reakcji decyduje o tym, który z jonów przeważa.

W minimalnym zestawie doświadczeń podstawy programowej:

6.badanie efektu energetycznego reakcji chemicznej
7.badanie wpływu temperatury i stężenia reagentów na stan równowagi chemicznej

Pojęcia

stan równowagi dynamicznej: Stan układu, w którym reakcja w prawo i reakcja w lewo biegną z jednakową szybkością, więc stężenia reagentów są stałe.
stała równowagi: Wielkość obliczana ze stężeń równowagowych: iloczyn stężeń produktów w potęgach współczynników podzielony przez analogiczny iloczyn dla substratów; zależy od temperatury.
reguła przekory: Reguła Le Chateliera–Brauna: układ w stanie równowagi przeciwdziała zmianie warunków i przesuwa równowagę w kierunku, który ją osłabia.
standardowa entalpia przemiany: Efekt cieplny przemiany odniesiony do warunków standardowych i do zapisu równania; jest ujemny, gdy układ oddaje energię.
efekt energetyczny reakcji: Energia wymieniana z otoczeniem w trakcie reakcji; oddana – reakcja egzotermiczna, pobrana – endotermiczna.
energia aktywacji: Minimalna energia, którą muszą mieć reagujące drobiny, by reakcja zaszła; jest barierą na drodze od substratów do produktów.
katalizator: Substancja, która przyspiesza reakcję, obniżając jej energię aktywacji; sama nie zostaje zużyta i nie przesuwa stanu równowagi.
wydajność przemiany: Stosunek ilości otrzymanego produktu do ilości możliwej do otrzymania; w stanie równowagi zależy od jej położenia, a nie od katalizatora.

Zadanie z matury

źródło: CKE

Prawdziwe zadanie z arkusza CKE, słowo w słowo, z materiałem źródłowym. Rozwiąż je, zanim zajrzysz do wyjaśnienia.

Zadanie z arkusza CKEmatura

Matura 2025, chemia (poziom rozszerzony), zadanie 16

Zadanie 16. (0–1)

Informacja do zadań 15.–16. Gaz LPG, stosowany do napędu samochodów, jest mieszaniną propanu i butanu. W zbiorniku z LPG panuje ciśnienie

p

, w którym ta mieszanina jest cieczą. W zależności od pory roku stosuje się dwa rodzaje LPG: zimowy i letni. Skład przykładowych ciekłych mieszanin LPG (w przeliczeniu na stosunek molowy) i odpowiadające im gęstości zestawiono w tabeli.

Rodzaj mieszaniny	zimowy LPG	letni LPG
$n_{\text{propanu}} : n_{\text{butanu}}$	70 : 30	30 : 70
Gęstość, $\mathrm{g \cdot cm^{-3}}$ ( $T = 273\ \mathrm{K}$ )	0,54	0,56

Na podstawie: https://www.e-petrol.pl Standardowe entalpie spalania propanu i butanu podano poniżej. •

\Delta H^{\circ}_{\text{propan (g)}} ={}

-2219\ \mathrm{kJ \cdot mol^{-1}}

•

\Delta H^{\circ}_{\text{butan (g)}} ={}

-2878\ \mathrm{kJ \cdot mol^{-1}}

Uzupełnij zdania. Zaznacz jedną odpowiedź spośród podanych w każdym nawiasie.

Ilość energii wydzielana podczas całkowitego spalania

1{,}0\ \mathrm{dm^3}

zimowego LPG jest ilość energii wydzielana podczas całkowitego spalania tej samej objętości letniego LPG. Ilość

\ce{CO2}

emitowanego do atmosfery podczas spalania

1{,}0\ \mathrm{dm^3}

LPG jest większa w przypadku LPG.

Źródło: CKE, egzamin maturalny 2025, chemia, poziom rozszerzony (arkusz MCHP-⁠R0-⁠100-⁠2505), zadanie 16. Rozwiązanie — według zasad oceniania CKE. · Arkusz na stronie CKE

Zadanie z arkusza CKEmatura

Matura 2023, chemia (poziom rozszerzony), zadanie 28

Zadanie 28. (0–2 pkt)

Fosgen to silnie trujący związek o wzorze

\ce{COCl2}

. W reakcjach fosgenu z alkoholami otrzymuje się odpowiednie estry kwasu węglowego, a w procesach polikondensacji z udziałem fosgenu powstają poliwęglany – szeroko stosowane tworzywa zastępujące szkło. Substratami do otrzymywania fosgenu są tlenek węgla(II) i chlor. W mieszaninie tych gazów zachodzi – pod wpływem światła – odwracalna reakcja opisana równaniem:

\ce{CO}\text{ (g)} + \ce{Cl2}\text{ (g)} \rightleftarrows \ce{COCl2}\text{ (g)}

Do reaktora o pojemności

4{,}0\ \mathrm{dm^3}

wprowadzono gazowe substraty:

0{,}40\ \mathrm{mol}

\ce{CO}

0{,}20\ \mathrm{mol}

\ce{Cl2}

. Gdy w temperaturze

T

ustaliła się równowaga, stwierdzono, że przereagowało

80\ \%

chloru. Oblicz stężeniową stałą równowagi syntezy fosgenu w temperaturze $T$ .

Źródło: CKE, egzamin maturalny 2023, chemia, poziom rozszerzony (arkusz MCHP-⁠R0-⁠100-⁠2305), zadanie 28. Rozwiązanie — według zasad oceniania CKE. · Arkusz na stronie CKE

Zasady oceniania CKE

zastosowanie poprawnej metody rozwiązania prowadzącej do obliczenia stałej równowagi, poprawne wykonanie obliczeń oraz podanie wyniku.2 pkt
zastosowanie poprawnej metody, ale: • popełnienie błędów rachunkowych LUB • podanie wyniku z błędną jednostką, ALBO – poprawne obliczenie wartości stężeń równowagowych wszystkich reagentów.1 pkt
zastosowanie błędnej metody obliczenia albo brak rozwiązania.0 pkt

Rozwiązanie i przykładowe odpowiedzi według CKE

Przereagowało

0{,}8 \cdot 0{,}20 ={}

0{,}16\ \mathrm{mol}

\ce{Cl2}

, tyle samo

\ce{CO}

, powstało

0{,}16\ \mathrm{mol}

\ce{COCl2}

. W równowadze:

0{,}24\ \mathrm{mol}

\ce{CO}

0{,}04\ \mathrm{mol}

\ce{Cl2}

0{,}16\ \mathrm{mol}

\ce{COCl2}

[\ce{CO}] = \frac{0{,}24}{4{,}0} = 0{,}06\ \mathrm{mol \cdot dm^{-3}}

[\ce{Cl2}] = \frac{0{,}04}{4{,}0} = 0{,}01\ \mathrm{mol \cdot dm^{-3}}

[\ce{COCl2}] = \frac{0{,}16}{4{,}0} = 0{,}04\ \mathrm{mol \cdot dm^{-3}}

K = \frac{[\ce{COCl2}]}{[\ce{CO}] \cdot [\ce{Cl2}]} = \frac{0{,}04}{0{,}06 \cdot 0{,}01} = 66{,}67 \approx 67

Wyjaśnienie od Kleksy

Dane:

\ce{CO + Cl2 <=> COCl2}

, objętość

4{,}0\ \mathrm{dm^3}

, początkowo

0{,}40\ \mathrm{mol}

\ce{CO}

0{,}20\ \mathrm{mol}

\ce{Cl2}

, przereagowało

80\ \%

chloru. Chloru ubyło

0{,}16\ \mathrm{mol}

, tyle samo ubyło

\ce{CO}

i tyle powstało

\ce{COCl2}

– współczynniki są równe 1.

W stanie równowagi jest

0{,}24\ \mathrm{mol}

\ce{CO}

0{,}04\ \mathrm{mol}

\ce{Cl2}

0{,}16\ \mathrm{mol}

\ce{COCl2}

, czyli po podzieleniu przez

4{,}0\ \mathrm{dm^3}

0{,}06

0{,}01

0{,}04\ \mathrm{mol \cdot dm^{-3}}

. Stąd

K ={}

\dfrac{0{,}04}{0{,}06 \cdot 0{,}01} ={}

66{,}67 \approx 67

Według zasad oceniania CKE: 2 punkty za poprawną metodę, obliczenia i wynik; 1 punkt za poprawne stężenia równowagowe wszystkich reagentów albo za metodę z błędem rachunkowym lub błędną jednostką.

Przykładowa odpowiedź:

K \approx 67

Sprawdź się

sprawdzisz od razu

Zaznacz lub wpisz odpowiedź i sprawdź ją od razu: pod zadaniem zobaczysz wyjaśnienie. Jak ocenia CKE: w zadaniu obliczeniowym liczy się metoda, wynik z jednostką i poprawne zaokrąglenie — zwykle do trzech cyfr znaczących. Równanie reakcji musi być zapisane w formie, o którą prosi polecenie (cząsteczkowej, jonowej albo jonowej skróconej), z poprawnymi współczynnikami.

zadanie Kleksy

Zadanie 1. (0–1)

Dokończ zdanie. Wybierz właściwą odpowiedź spośród podanych. W reaktorze ustaliła się równowaga

\ce{CO + 2H2 <=> CH3OH}

. Stężenia równowagowe wynoszą:

[\ce{CO}] = 0{,}10

[\ce{H2}] = 0{,}20

[\ce{CH3OH}] = 0{,}40\ \mathrm{mol \cdot dm^{-3}}

. Wartość

K_c

dla tego układu jest równa

Zadanie przygotowane do tej strony – wyjaśnienie Kleksy.

zadanie Kleksy

Zadanie 2. (0–1)

W układzie w stanie równowagi opisanym równaniem

\ce{N2 + O2 <=> 2NO}

\Delta H > 0

Oceń prawdziwość zdań. Wybierz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, albo F – jeśli jest fałszywe.

zwiększenie ciśnienia w stałej temperaturze nie zmienia składu mieszaniny równowagowej.

ogrzanie układu zmniejsza wartość stałej równowagi.

Zadanie przygotowane do tej strony – wyjaśnienie Kleksy.

zadanie Kleksy

Zadanie 3. (0–1)

Przyporządkuj każdej zmianie warunków dla układu w stanie równowagi

\ce{2SO3 <=> 2SO2 + O2}

(wszystkie reagenty są gazami),

\Delta H > 0

, jej skutek. Wybierz odpowiedź spośród A–E.

Skutek

Arównowaga przesuwa się w prawo, K rośnie
Brównowaga przesuwa się w prawo, K bez zmiany
Cpołożenie równowagi i K bez zmiany
Drównowaga przesuwa się w lewo, K maleje
Erównowaga przesuwa się w lewo, K bez zmiany

Zmiana

1Wprowadzenie do naczynia dodatkowej porcji tlenu w stałej temperaturze

2Dodanie katalizatora

3Ogrzanie układu

Zadanie przygotowane do tej strony – wyjaśnienie Kleksy.

zadanie Kleksy

Zadanie 4. (0–1)

Dokończ zdanie. Wybierz odpowiedź A albo B oraz odpowiedź 1. albo 2.

W zamkniętym naczyniu ustaliła się równowaga

\ce{C(s) + CO2(g) <=> 2CO(g)}

. Po zmniejszeniu objętości naczynia w stałej temperaturze równowaga ponieważ

Zadanie przygotowane do tej strony – wyjaśnienie Kleksy.

zadanie Kleksy

Zadanie 5. (0–1)

Dokończ zdanie. Wybierz właściwą odpowiedź spośród podanych. W reakcji

\ce{2NO + O2 -> 2NO2}

entalpia wynosi

-116{,}2\ \mathrm{kJ}

dla zapisu równania. Ilość energii, która wydzieli się przy całkowitym przereagowaniu

3{,}00\ \mathrm{mol}

\ce{NO}

, to

Zadanie przygotowane do tej strony – wyjaśnienie Kleksy.

Więcej zadań: rozwiąż za darmo cały arkusz CKE z maja 2026 roku

Częste pomyłki

tu najłatwiej stracić punkt

Wstawianie do wyrażenia na $K$ stężeń początkowych albo liczb moli. Wstawiasz stężenia równowagowe, czyli liczby moli podzielone przez objętość.
Pominięcie współczynników jako wykładników w wyrażeniu na stałą albo zapisanie ułamka odwrotnie. Produkty zawsze są w liczniku.
Przekonanie, że katalizator zwiększa wydajność reakcji w stanie równowagi. Skraca on czas dojścia do równowagi, ale jej położenia nie zmienia.
Zmiana stałej $K$ przypisana ciśnieniu albo stężeniu. Ciśnienie i stężenie zmieniają położenie równowagi, a $K$ zmienia tylko temperatura.
Mylenie znaku entalpii z ilością wydzielonej energii. Reakcja egzotermiczna ma $\Delta H < 0$ , ale energię wydzieloną podajesz jako liczbę dodatnią.

Zapamiętaj

Równowaga dynamiczna: szybkości reakcji w obu kierunkach są równe, stężenia stałe, nie jednakowe.
$K$ = stężenia równowagowe produktów w potęgach współczynników przez to samo dla substratów; bez ciał stałych.
Tabela: początek, zmiana według współczynników, równowaga; potem dziel przez objętość.
Reguła przekory: ogrzewanie sprzyja reakcji endotermicznej, wzrost ciśnienia – kierunkowi z mniejszą liczbą moli gazów.
Tylko temperatura zmienia $K$ ; katalizator nie zmienia ani $K$ , ani wydajności, ani $\Delta H$ .
$\Delta H < 0$ : reakcja egzotermiczna; $\Delta H > 0$ : endotermiczna.

Pytania i odpowiedzi

1.Czy w stanie równowagi stężenia substratów i produktów są równe?+
Odp.:Nie. W stanie równowagi stężenia są stałe w czasie, a nie jednakowe. W przykładzie z $\ce{SO2}$ i $\ce{O2}$ w stanie równowagi jest $0{,}10\ \mathrm{mol \cdot dm^{-3}}$ substratów i $0{,}30\ \mathrm{mol \cdot dm^{-3}}$ produktu. Stosunek stężeń wyznacza stała $K$ , a nie to, że reakcja się zatrzymała.
2.Dlaczego katalizator nie zmienia stałej równowagi?+
Odp.:Katalizator obniża energię aktywacji reakcji w prawo i w lewo w takim samym stopniu, więc przyspiesza obie reakcje jednakowo. Szybkości zrównują się przy tym samym stosunku stężeń, który wyznacza $K$ , tylko szybciej. Poziomy energii substratów i produktów nie ulegają zmianie.
3.Czy zwiększenie ciśnienia zawsze przesuwa równowagę?+
Odp.:Nie. Przesuwa ją tylko wtedy, gdy zmienia się liczba moli gazów, na przykład w $\ce{2NO + O2 <=> 2NO2}$ z trzech moli na dwa. Gdy po obu stronach jest ich tyle samo, jak w $\ce{N2 + O2 <=> 2NO}$ , położenie równowagi się nie zmienia. Ciała stałe i ciecze nie wchodzą do rachunku liczby moli gazów.
4.Jak po znaku entalpii przewidzieć wpływ temperatury na równowagę?+
Odp.:Dla $\Delta H < 0$ reakcja w prawo jest egzotermiczna, więc ogrzanie przesuwa równowagę w lewo, a $K$ maleje. Dla $\Delta H > 0$ jest odwrotnie: ogrzanie przesuwa równowagę w prawo, a $K$ rośnie. Oziębienie działa w przeciwną stronę.
5.Czy ciała stałe wchodzą do wzoru na stałą równowagi?+
Odp.:Nie. Dla $\ce{CaCO3(s) <=> CaO(s) + CO2(g)}$ stała ma postać $K = [\ce{CO2}]$ , bo stężenie ciała stałego w jego fazie jest stałe i włącza się je do wartości $K$ . Podobnie nie wpisujesz wody, która jest rozpuszczalnikiem.

Zobacz też

Wszystkie tematy matury z chemii

Źródła

Serwis nie jest związany z Centralną Komisją Egzaminacyjną. Zadania oznaczone „CKE” pochodzą z arkuszy CKE; objaśnienia do nich i pozostałe zadania na stronie napisaliśmy sami.

Strona sprawdzona 31 października 2026.

Zadanie ostatnie.

Rozwiąż za darmo cały arkusz CKE z matury z chemii (poziom rozszerzony) z maja 2026 roku – 180 minut, jak na egzaminie. Po oddaniu zobaczysz wynik i to, w którym dziale tracisz punkty.

Rozwiąż arkusz za darmo