{"id":"chemia-2025-maj-matura-rozszerzona/zad/10","paper_id":"chemia-2025-maj-matura-rozszerzona","number":"10","points":5,"ptype":"open","subject":"chemia","category":"matura","year":2025,"month":"maj","level":"rozszerzona","text":"Zadanie 10.\nW zamkniętym reaktorze zachodzi reakcja opisana równaniem:\nX2 (g) + 2Y2 (g) → 2XY2 (g)\nZależność szybkości tej reakcji od stężenia opisuje poniższe równanie kinetyczne.\n𝑣 = 𝑘∙𝑐X2\n𝒂∙𝑐Y2\n𝒃\nAby wyznaczyć wykładniki 𝑎 i 𝑏 w równaniu kinetycznym, przeprowadzono serię pomiarów:\nw temperaturze 𝑇 mierzono zależność szybkości reakcji od stężenia jednego z substratów\nprzy stałym stężeniu drugiego. Na podstawie wyników pomiarów sporządzono poniższe\nwykresy zależności szybkości reakcji od:\n• stężenia substratu X2 przy stałym stężeniu 𝑐Y2 = 1 mol ∙ dm-3 (linia czerwona)\n• stężenia substratu Y2 przy stałym stężeniu 𝑐X2 = 1 mol ∙ dm-3 (linia zielona).","answer":null,"answer_text":null,"solution":"Odpowiedź: **10.1.** - 1. Zmniejszenie V w izotermii → wzrost stężeń → wzrost v. **P**. - 2. Wzrost T w izobarii → wzrost stałej k (równanie Arrheniusa) → wzrost v. Stwierdzenie \"spadek\" = **F**. **10.2.** Wyznaczenie **a** i **b** z wykresów: **Wykres czerwony** (v vs c_X₂ przy c_Y₂=1): - c_X₂=1 → v=1. - c_X₂=2 → v=2. - **Liniowa** (proporcjonalność) → v ∝ c_X₂¹ → **a = 1**. **Wykres zielony** (v vs c_Y₂ przy c_X₂=1): - c_Y₂=1 → v=1. - c_Y₂=2 → v=4 (4× wzrost). - **Parabola** (v ∝ c²) → 2² = 4 ✓ → **b = 2**. **Równanie kinetyczne**: $$v = k \\cdot c_{X_2} \\cdot c_{Y_2}^2$$ **Stała szybkości k**: z punktu c_X₂=1, c_Y₂=1, v=1: - 1 = k · 1 · 1² → **k = 1**. - **Jednostka**: v [mol·dm⁻³·s⁻¹] = k · [mol·dm⁻³] · [mol²·dm⁻⁶] → k = mol⁻²·dm⁶·s⁻¹. - **k = 1 mol⁻²·dm⁶·s⁻¹**. **Obliczenie szybkości przy 9,0 mol gazów**: **Krok 1**: stechiometria startowa. - Reakcja: X₂ + 2 Y₂ → 2 XY₂. Stosunek X₂ : Y₂ = 1 : 2. - 12 mol gazów łącznie, stosunek 1:2 → n(X₂) = 12/3 = **4 mol**, n(Y₂) = 12·2/3 = **8 mol**. **Krok 2**: stężenia początkowe (V = 4 dm³): - c(X₂)₀ = 4/4 = 1 mol/dm³. - c(Y₂)₀ = 8/4 = 2 mol/dm³. **Krok 3**: ile X₂ przereagowało (ξ), gdy łączne 9,0 mol? - Po reakcji: n(X₂) = 4-ξ; n(Y₂) = 8-2ξ; n(XY₂) = 2ξ. - Suma: (4-ξ) + (8-2ξ) + 2ξ = **12 - ξ**. - 12 - ξ = 9 → **ξ = 3 mol**. **Krok 4**: stężenia w tej chwili: - n(X₂) = 4-3 = 1 mol → c(X₂) = 1/4 = **0,25 mol/dm³**. - n(Y₂) = 8-6 = 2 mol → c(Y₂) = 2/4 = **0,5 mol/dm³**. **Krok 5**: szybkość v: - v = k · c(X₂) · c(Y₂)² = 1 · 0,25 · 0,5² = 1 · 0,25 · 0,25 = **0,0625 mol·dm⁻³·s⁻¹**. **Odpowiedź**: **v ≈ 0,063 mol·dm⁻³·s⁻¹** (lub 6,25·10⁻² mol·dm⁻³·s⁻¹).\n\nStrony arkusza CKE z trescia zadania\n\nKlucz pojęciowy — kinetyka chemiczna\n\nPojęcie | Wzór | Opis\nSzybkość reakcji | v = -dc(substrat)/dt = +dc(produkt)/dt | [mol/(dm³·s)]\nRównanie kinetyczne | v = k · c_A^a · c_B^b | k = stała szybkości\nRząd reakcji | n = a + b | Sumaryczny rząd reakcji\nStała k | k = A · exp(-E_a/RT) | Równanie Arrheniusa\nReguła van't Hoffa | Co 10°C wzrostu T → v rośnie 2-4× | Przybliżenie\n\nKlucz pojęciowy — wpływ czynników\n\nCzynniki wpływające na szybkość:\n- Stężenia substratów (więcej c → więcej zderzeń → wyższe v).\n- Temperatura (wyższe T → więcej cząsteczek ma E ≥ E_a → wyższe k → wyższe v).\n- Powierzchnia (rozdrobnienie substratów stałych).\n- Katalizator (zmniejsza E_a → wyższe k).\n- Ciśnienie (dla gazów = równoważne stężeniu).\n\nMechanizm: 10.1 (P/F)\n\nStwierdzenie 1: zmniejszenie V w izotermii → wzrost v.\n\nW izotermii T = const → k = const.\n\nLiczba moli substratów = const, ale V maleje → c = n/V rośnie.\n\nv = k · c_X₂ · c_Y₂² rośnie z c → v rośnie. P ✓\n\nStwierdzenie 2: wzrost T w izobarii → spadek v.\n\nW izobarii p = const. Z PV = nRT → V = nRT/p. T rośnie → V rośnie → c spada.\n\nALE k = A·exp(-E_a/RT) → T rośnie → -E_a/RT mniej ujemne → exp większy → k rośnie (wykładniczo).\n\nWpływ k zwykle dominuje nad spadkiem c (k rośnie wykładniczo, c liniowo). → v rośnie.\n\nStwierdzenie \"v spada\" = F ✗.\n\nMechanizm: wyznaczanie a, b z wykresów (10.2)\n\nWykres czerwony (c_X₂, c_Y₂ = 1 stała):\n- v ∝ c_X₂^a · 1^b = c_X₂^a.\n- Liniowa → v ~ c → a = 1.\n\nWykres zielony (c_Y₂, c_X₂ = 1 stała):\n- v ∝ 1^a · c_Y₂^b = c_Y₂^b.\n- Parabola → v ~ c² → b = 2.\n\nWeryfikacja: c_Y₂ = 2 → v powinno być 2² = 4 razy większe niż przy c_Y₂ = 1. Z wykresu: v(1) ≈ 1, v(2) ≈ 4 ✓.\n\nSumaryczny rząd reakcji: a + b = 1 + 2 = 3.\n\nMechanizm: obliczanie k\n\nPunkt odniesienia: c_X₂ = 1, c_Y₂ = 1 (przecięcie linii):\n- v = 1 mol/(dm³·s).\n- v = k · 1 · 1² = k.\n- k = 1.\n\nJednostka k:\n- v [mol·dm⁻³·s⁻¹] = k · [mol·dm⁻³] · [mol·dm⁻³]² = k · mol³·dm⁻⁹.\n- k = mol·dm⁻³·s⁻¹ / mol³·dm⁻⁹ = mol⁻²·dm⁶·s⁻¹.\n\nk = 1 mol⁻²·dm⁶·s⁻¹.\n\nMechanizm: szybkość przy 9,0 mol (10.2 obliczenia)\n\nStechiometria startowa: X₂ + 2 Y₂ → 2 XY₂. Stosunek X₂ : Y₂ = 1 : 2.\n- Mieszanina stechiometryczna 12 mol = 4 mol X₂ + 8 mol Y₂.\n\nStężenia początkowe (V = 4 dm³):\n- c(X₂)₀ = 4/4 = 1 mol/dm³.\n- c(Y₂)₀ = 8/4 = 2 mol/dm³.\n\nBilans po reakcji (przereagowało ξ mol X₂):\n- X₂: 4 - ξ.\n- Y₂: 8 - 2ξ.\n- XY₂: 0 + 2ξ.\n- Suma: (4-ξ) + (8-2ξ) + 2ξ = 12 - ξ.\n\nWarunek: suma = 9 → 12 - ξ = 9 → ξ = 3 mol X₂ przereagowało.\n\nStężenia w tej chwili:\n- n(X₂) = 4-3 = 1 mol → c(X₂) = 1/4 = 0,25 mol/dm³.\n- n(Y₂) = 8-6 = 2 mol → c(Y₂) = 2/4 = 0,5 mol/dm³.\n\nSzybkość:\n- v = 1 · 0,25 · 0,5² = 1 · 0,25 · 0,25 = 0,0625 mol/(dm³·s).\n\nWniosek: po ξ=3 mol reakcji szybkość spadła z 1,0 (start) do ~0,06 mol/(dm³·s) = 16-krotnie wolniej (zubożenie substratów).\n\nPunktacja CKE\n\n- 10.1. 1 pkt — oba P/F.\n- 10.2. 4 pkt:\n- 1 pkt: a=1, b=2.\n- 1 pkt: k = 1 mol⁻²·dm⁶·s⁻¹.\n- 1 pkt: stężenia c(X₂)=0,25, c(Y₂)=0,5.\n- 1 pkt: v = 0,0625 mol/(dm³·s).\n- Suma: 5 pkt.\n\nPo co to umieć\n\nKinetyka chemiczna = klucz do przemysłu chemicznego:\n- Reaktory chemiczne projektuje się na podstawie równań kinetycznych.\n- Optymalizacja warunków (T, p, c) → maksymalne wydajności + minimalne koszty.\n- Katalizatory (Haber-Bosch dla NH₃, kontaktowy dla H₂SO₄) — zmieniają k bez zmiany Δ G.\n\nRównanie Arrheniusa (1889):\n- k = A · exp(-E_a/RT).\n- A = czynnik częstości (zderzeń).\n- E_a = energia aktywacji (kJ/mol).\n- Reguła \"10°C dwukrotne v\" = przybliżenie dla typowych E_a ~50-100 kJ/mol.\n\nZastosowania praktyczne:\n- Konserwacja żywności: niska T → niska v reakcji rozkładu (lodówki).\n- Chłodnice w samochodach: utrzymanie T silnika.\n- Reakcje atmosferyczne: ozon (O₃), gazy cieplarniane.\n\nRzędy reakcji w przykładach:\n- 0-tego rzędu: v = const, niezależne od c (np. fotoliza).\n- 1-szego rzędu: v = k·c (rozpad radioaktywny, T₁/₂ stałe).\n- 2-go rzędu: v = k·c² lub v = k·c_A·c_B (zderzenia dwucząsteczkowe).\n\nReaktory katalityczne w przemyśle:\n- Syntez NH₃ (Haber-Bosch): N₂ + 3H₂ → 2NH₃, katalizator Fe + promotory. 450°C, 200 atm. Bez katalizatora: wymagałoby &gt;1000°C → nieekonomiczne.\n- Cracking ropy w rafinerii.\n- Kataliza enzymatyczna w biologii (enzymy = biologiczne katalizatory).\n\nTypowy błąd: Pułapka 10.1.2 — wpływ T w izobarii. W izobarii (p=const) wzrost T → wzrost V → spadek stężenia. ALE k rośnie z T (Arrhenius, ~2× co 10°C). Wzrost k **dominuje** nad spadkiem c → v rośnie. Stwierdzenie \"spadek\" = F. Pułapka 10.2 — wyznaczanie a, b. Klucz: **rząd reakcji**. Liniowa zależność v od c → rząd 1. Kwadratowa → rząd 2. Sześcienna → rząd 3. Pułapka 10.2 — jednostka k. Dla v = k·c^n, k ma jednostkę [mol/(dm³·s)] / [mol/dm³]ⁿ = mol^(1-n)·dm^(3n-3)·s⁻¹. Tu n = a+b = 3 → k = mol⁻²·dm⁶·s⁻¹. Pułapka 10.2 — stechiometria. **1 X₂ : 2 Y₂** (z równania). Mieszanina stechiometryczna 12 mol → X₂ = 4, Y₂ = 8 (nie 6:6).","image":"img/chemia-2025-maj-matura-rozszerzona/zad-10.webp","solution_image":null,"topics":"kinetyka chemiczna, równanie kinetyczne, rząd reakcji, stała szybkości, stechiometria","page_from":14,"source":"maturaonline","answer_source":null,"answer_text_source":null,"solution_source":"maturaonline","text_source":"ocr","source_label":"Chemia · Matura · maj 2025 (rozszerzona)","subject_label":"Chemia","category_label":"Matura","text_html":"<p>Zadanie 10.<br>W zamkniętym reaktorze zachodzi reakcja opisana równaniem:<br>X2 (g) + 2Y2 (g) → 2XY2 (g)<br>Zależność szybkości tej reakcji od stężenia opisuje poniższe równanie kinetyczne.<br>𝑣 = 𝑘∙𝑐X2<br>𝒂∙𝑐Y2<br>𝒃<br>Aby wyznaczyć wykładniki 𝑎 i 𝑏 w równaniu kinetycznym, przeprowadzono serię pomiarów:<br>w temperaturze 𝑇 mierzono zależność szybkości reakcji od stężenia jednego z substratów<br>przy stałym stężeniu drugiego. Na podstawie wyników pomiarów sporządzono poniższe<br>wykresy zależności szybkości reakcji od:<br>• stężenia substratu X2 przy stałym stężeniu 𝑐Y2 = 1 mol ∙ dm-3 (linia czerwona)<br>• stężenia substratu Y2 przy stałym stężeniu 𝑐X2 = 1 mol ∙ dm-3 (linia zielona).</p>","solutions":[{"source":"maturaonline","label":"matura-online.pl","kind":"text","html":"<p>Odpowiedź: <strong>10.1.</strong> - 1. Zmniejszenie V w izotermii → wzrost stężeń → wzrost v. <strong>P</strong>. - 2. Wzrost T w izobarii → wzrost stałej k (równanie Arrheniusa) → wzrost v. Stwierdzenie &quot;spadek&quot; = <strong>F</strong>. <strong>10.2.</strong> Wyznaczenie <strong>a</strong> i <strong>b</strong> z wykresów: <strong>Wykres czerwony</strong> (v vs c_X₂ przy c_Y₂=1): - c_X₂=1 → v=1. - c_X₂=2 → v=2. - <strong>Liniowa</strong> (proporcjonalność) → v ∝ c_X₂¹ → <strong>a = 1</strong>. <strong>Wykres zielony</strong> (v vs c_Y₂ przy c_X₂=1): - c_Y₂=1 → v=1. - c_Y₂=2 → v=4 (4× wzrost). - <strong>Parabola</strong> (v ∝ c²) → 2² = 4 ✓ → <strong>b = 2</strong>. <strong>Równanie kinetyczne</strong>: $$v = k \\cdot c_{X_2} \\cdot c_{Y_2}^2$$ <strong>Stała szybkości k</strong>: z punktu c_X₂=1, c_Y₂=1, v=1: - 1 = k · 1 · 1² → <strong>k = 1</strong>. - <strong>Jednostka</strong>: v [mol·dm⁻³·s⁻¹] = k · [mol·dm⁻³] · [mol²·dm⁻⁶] → k = mol⁻²·dm⁶·s⁻¹. - <strong>k = 1 mol⁻²·dm⁶·s⁻¹</strong>. <strong>Obliczenie szybkości przy 9,0 mol gazów</strong>: <strong>Krok 1</strong>: stechiometria startowa. - Reakcja: X₂ + 2 Y₂ → 2 XY₂. Stosunek X₂ : Y₂ = 1 : 2. - 12 mol gazów łącznie, stosunek 1:2 → n(X₂) = 12/3 = <strong>4 mol</strong>, n(Y₂) = 12·2/3 = <strong>8 mol</strong>. <strong>Krok 2</strong>: stężenia początkowe (V = 4 dm³): - c(X₂)₀ = 4/4 = 1 mol/dm³. - c(Y₂)₀ = 8/4 = 2 mol/dm³. <strong>Krok 3</strong>: ile X₂ przereagowało (ξ), gdy łączne 9,0 mol? - Po reakcji: n(X₂) = 4-ξ; n(Y₂) = 8-2ξ; n(XY₂) = 2ξ. - Suma: (4-ξ) + (8-2ξ) + 2ξ = <strong>12 - ξ</strong>. - 12 - ξ = 9 → <strong>ξ = 3 mol</strong>. <strong>Krok 4</strong>: stężenia w tej chwili: - n(X₂) = 4-3 = 1 mol → c(X₂) = 1/4 = <strong>0,25 mol/dm³</strong>. - n(Y₂) = 8-6 = 2 mol → c(Y₂) = 2/4 = <strong>0,5 mol/dm³</strong>. <strong>Krok 5</strong>: szybkość v: - v = k · c(X₂) · c(Y₂)² = 1 · 0,25 · 0,5² = 1 · 0,25 · 0,25 = <strong>0,0625 mol·dm⁻³·s⁻¹</strong>. <strong>Odpowiedź</strong>: <strong>v ≈ 0,063 mol·dm⁻³·s⁻¹</strong> (lub 6,25·10⁻² mol·dm⁻³·s⁻¹).</p>\n<p>Strony arkusza CKE z trescia zadania</p>\n<p>Klucz pojęciowy — kinetyka chemiczna</p>\n<p>Pojęcie | Wzór | Opis<br>Szybkość reakcji | v = -dc(substrat)/dt = +dc(produkt)/dt | [mol/(dm³·s)]<br>Równanie kinetyczne | v = k · c_A^a · c_B^b | k = stała szybkości<br>Rząd reakcji | n = a + b | Sumaryczny rząd reakcji<br>Stała k | k = A · exp(-E_a/RT) | Równanie Arrheniusa<br>Reguła van&#x27;t Hoffa | Co 10°C wzrostu T → v rośnie 2-4× | Przybliżenie</p>\n<p>Klucz pojęciowy — wpływ czynników</p>\n<p>Czynniki wpływające na szybkość:</p>\n<ul><li>Stężenia substratów (więcej c → więcej zderzeń → wyższe v).</li><li>Temperatura (wyższe T → więcej cząsteczek ma E ≥ E_a → wyższe k → wyższe v).</li><li>Powierzchnia (rozdrobnienie substratów stałych).</li><li>Katalizator (zmniejsza E_a → wyższe k).</li><li>Ciśnienie (dla gazów = równoważne stężeniu).</li></ul>\n<p>Mechanizm: 10.1 (P/F)</p>\n<p>Stwierdzenie 1: zmniejszenie V w izotermii → wzrost v.</p>\n<p>W izotermii T = const → k = const.</p>\n<p>Liczba moli substratów = const, ale V maleje → c = n/V rośnie.</p>\n<p>v = k · c_X₂ · c_Y₂² rośnie z c → v rośnie. P ✓</p>\n<p>Stwierdzenie 2: wzrost T w izobarii → spadek v.</p>\n<p>W izobarii p = const. Z PV = nRT → V = nRT/p. T rośnie → V rośnie → c spada.</p>\n<p>ALE k = A·exp(-E_a/RT) → T rośnie → -E_a/RT mniej ujemne → exp większy → k rośnie (wykładniczo).</p>\n<p>Wpływ k zwykle dominuje nad spadkiem c (k rośnie wykładniczo, c liniowo). → v rośnie.</p>\n<p>Stwierdzenie &quot;v spada&quot; = F ✗.</p>\n<p>Mechanizm: wyznaczanie a, b z wykresów (10.2)</p>\n<p>Wykres czerwony (c_X₂, c_Y₂ = 1 stała):</p>\n<ul><li>v ∝ c_X₂^a · 1^b = c_X₂^a.</li><li>Liniowa → v ~ c → a = 1.</li></ul>\n<p>Wykres zielony (c_Y₂, c_X₂ = 1 stała):</p>\n<ul><li>v ∝ 1^a · c_Y₂^b = c_Y₂^b.</li><li>Parabola → v ~ c² → b = 2.</li></ul>\n<p>Weryfikacja: c_Y₂ = 2 → v powinno być 2² = 4 razy większe niż przy c_Y₂ = 1. Z wykresu: v(1) ≈ 1, v(2) ≈ 4 ✓.</p>\n<p>Sumaryczny rząd reakcji: a + b = 1 + 2 = 3.</p>\n<p>Mechanizm: obliczanie k</p>\n<p>Punkt odniesienia: c_X₂ = 1, c_Y₂ = 1 (przecięcie linii):</p>\n<ul><li>v = 1 mol/(dm³·s).</li><li>v = k · 1 · 1² = k.</li><li>k = 1.</li></ul>\n<p>Jednostka k:</p>\n<ul><li>v [mol·dm⁻³·s⁻¹] = k · [mol·dm⁻³] · [mol·dm⁻³]² = k · mol³·dm⁻⁹.</li><li>k = mol·dm⁻³·s⁻¹ / mol³·dm⁻⁹ = mol⁻²·dm⁶·s⁻¹.</li></ul>\n<p>k = 1 mol⁻²·dm⁶·s⁻¹.</p>\n<p>Mechanizm: szybkość przy 9,0 mol (10.2 obliczenia)</p>\n<p>Stechiometria startowa: X₂ + 2 Y₂ → 2 XY₂. Stosunek X₂ : Y₂ = 1 : 2.</p>\n<ul><li>Mieszanina stechiometryczna 12 mol = 4 mol X₂ + 8 mol Y₂.</li></ul>\n<p>Stężenia początkowe (V = 4 dm³):</p>\n<ul><li>c(X₂)₀ = 4/4 = 1 mol/dm³.</li><li>c(Y₂)₀ = 8/4 = 2 mol/dm³.</li></ul>\n<p>Bilans po reakcji (przereagowało ξ mol X₂):</p>\n<ul><li>X₂: 4 - ξ.</li><li>Y₂: 8 - 2ξ.</li><li>XY₂: 0 + 2ξ.</li><li>Suma: (4-ξ) + (8-2ξ) + 2ξ = 12 - ξ.</li></ul>\n<p>Warunek: suma = 9 → 12 - ξ = 9 → ξ = 3 mol X₂ przereagowało.</p>\n<p>Stężenia w tej chwili:</p>\n<ul><li>n(X₂) = 4-3 = 1 mol → c(X₂) = 1/4 = 0,25 mol/dm³.</li><li>n(Y₂) = 8-6 = 2 mol → c(Y₂) = 2/4 = 0,5 mol/dm³.</li></ul>\n<p>Szybkość:</p>\n<ul><li>v = 1 · 0,25 · 0,5² = 1 · 0,25 · 0,25 = 0,0625 mol/(dm³·s).</li></ul>\n<p>Wniosek: po ξ=3 mol reakcji szybkość spadła z 1,0 (start) do ~0,06 mol/(dm³·s) = 16-krotnie wolniej (zubożenie substratów).</p>\n<p>Punktacja CKE</p>\n<ul><li>10.1. 1 pkt — oba P/F.</li><li>10.2. 4 pkt:</li><li>1 pkt: a=1, b=2.</li><li>1 pkt: k = 1 mol⁻²·dm⁶·s⁻¹.</li><li>1 pkt: stężenia c(X₂)=0,25, c(Y₂)=0,5.</li><li>1 pkt: v = 0,0625 mol/(dm³·s).</li><li>Suma: 5 pkt.</li></ul>\n<p>Po co to umieć</p>\n<p>Kinetyka chemiczna = klucz do przemysłu chemicznego:</p>\n<ul><li>Reaktory chemiczne projektuje się na podstawie równań kinetycznych.</li><li>Optymalizacja warunków (T, p, c) → maksymalne wydajności + minimalne koszty.</li><li>Katalizatory (Haber-Bosch dla NH₃, kontaktowy dla H₂SO₄) — zmieniają k bez zmiany Δ G.</li></ul>\n<p>Równanie Arrheniusa (1889):</p>\n<ul><li>k = A · exp(-E_a/RT).</li><li>A = czynnik częstości (zderzeń).</li><li>E_a = energia aktywacji (kJ/mol).</li><li>Reguła &quot;10°C dwukrotne v&quot; = przybliżenie dla typowych E_a ~50-100 kJ/mol.</li></ul>\n<p>Zastosowania praktyczne:</p>\n<ul><li>Konserwacja żywności: niska T → niska v reakcji rozkładu (lodówki).</li><li>Chłodnice w samochodach: utrzymanie T silnika.</li><li>Reakcje atmosferyczne: ozon (O₃), gazy cieplarniane.</li></ul>\n<p>Rzędy reakcji w przykładach:</p>\n<ul><li>0-tego rzędu: v = const, niezależne od c (np. fotoliza).</li><li>1-szego rzędu: v = k·c (rozpad radioaktywny, T₁/₂ stałe).</li><li>2-go rzędu: v = k·c² lub v = k·c_A·c_B (zderzenia dwucząsteczkowe).</li></ul>\n<p>Reaktory katalityczne w przemyśle:</p>\n<ul><li>Syntez NH₃ (Haber-Bosch): N₂ + 3H₂ → 2NH₃, katalizator Fe + promotory. 450°C, 200 atm. Bez katalizatora: wymagałoby &amp;gt;1000°C → nieekonomiczne.</li><li>Cracking ropy w rafinerii.</li><li>Kataliza enzymatyczna w biologii (enzymy = biologiczne katalizatory).</li></ul>\n<p>Typowy błąd: Pułapka 10.1.2 — wpływ T w izobarii. W izobarii (p=const) wzrost T → wzrost V → spadek stężenia. ALE k rośnie z T (Arrhenius, ~2× co 10°C). Wzrost k <strong>dominuje</strong> nad spadkiem c → v rośnie. Stwierdzenie &quot;spadek&quot; = F. Pułapka 10.2 — wyznaczanie a, b. Klucz: <strong>rząd reakcji</strong>. Liniowa zależność v od c → rząd 1. Kwadratowa → rząd 2. Sześcienna → rząd 3. Pułapka 10.2 — jednostka k. Dla v = k·c^n, k ma jednostkę [mol/(dm³·s)] / [mol/dm³]ⁿ = mol^(1-n)·dm^(3n-3)·s⁻¹. Tu n = a+b = 3 → k = mol⁻²·dm⁶·s⁻¹. Pułapka 10.2 — stechiometria. <strong>1 X₂ : 2 Y₂</strong> (z równania). Mieszanina stechiometryczna 12 mol → X₂ = 4, Y₂ = 8 (nie 6:6).</p>"}]}