Чтобы воспользоваться этим онлайн-калькулятором для расчета константы равновесия, введите константу равновесия (Eq.) и нажмите кнопку расчета. Вот как можно объяснить расчет константы равновесия с заданными входными значениями -> 0.05 = 0.05/0.

Химическое равновесие возникает, когда химическая реакция и ее обратная реакция протекают с одинаковой скоростью. В этой ситуации концентрации реагентов и продуктов остаются постоянными с течением времени, хотя они не обязательно равны. Эта ситуация характеризуется константой равновесия, которая предоставляет ценную информацию о степени протекания реакции. В этом подробном руководстве мы разберем концепции и расчеты, связанные с константой равновесия, в простом и понятном виде.

Понимание константы равновесия

Константа равновесия, обозначаемая как K, представляет собой отношение концентрации продуктов к концентрации реагентов в равновесии. Общая форма обратимой химической реакции:

    AA + BB ⇌ CC + DD
    

где A и B - реагенты, C и D - продукты, а a, b, c, d - их стехиометрические коэффициенты. Выражение константы равновесия для этой реакции определяется как:

    K c = ([c] c [d] d )/([a] a [b] b )
    

Здесь [A], [B], [C], [D] обозначают молярные концентрации соответствующих видов в равновесии. Индекс c в K c указывает, что константа равновесия выражена в терминах концентрации.

Визуальный пример выражения константы равновесия

Рассмотрим реакцию:

    N 2 + 3H 2 ⇌ 2NH 3
    

Выражение константы равновесия для этой реакции будет:

    K c = ([NH 3 ] 2 )/([N 2 ][H 2 ] 3 )
    

Это выражение показывает, что концентрация аммиака, NH 3, в квадрате, а концентрация водорода, H 2, в кубе, отражая их стехиометрические коэффициенты в уравновешенном уравнении.

Разные виды константы равновесия

Константа равновесия может быть выражена в разных терминах в зависимости от измеряемых концентраций или активностей. Вот распространенные виды:

_KC - на основе концентрации

Это самый распространенный вид константы равновесия. Он использует молярные концентрации (моль/л), чтобы выразить равновесие между газообразными или водными реагентами и продуктами.

_KP - на основе давления

Для газовых реакций константа равновесия также может быть представлена в терминах парциальных давлений. Это выражение похоже на выражение на основе концентрации, но использует парциальные давления (атм, бар):

    K P = ( P C C P D D ) / ( P A A P B B )
    

где P X обозначает парциальное давление компонента X

Визуальный пример _{K p}

Если рассмотреть реакцию:

    2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇌ 2SO 3 (g)
    

Константа равновесия в терминах парциального давления будет:

    K p = (P s O 3 2 ) / (P s O 2 2 P O 2 )
    

Использование K p особенно полезно при рассмотрении реакций, включающих газы при различных условиях давления.

Связь между _{K c} и _{K p}

Связь между K c и K p для газовой реакции при постоянной температуре определяется уравнением:

    K p = K c (RT) Δn
    

Где:

• R - универсальная газовая постоянная (0.0821 л атм/моль К).
• T - температура в Кельвинах.
• Δn - изменение количества газа (моль газообразных продуктов - моль газообразных реагентов).

Визуальный пример:

Рассмотрим реакцию:

    2NO 2 (g) ⇌ N 2 O 4 (g)
    

Здесь Δn = 1 - 2 = -1. Связь между K c и K p определяется как:

    K p = K c (RT) -1
    

Расчет константы равновесия

Для расчета константы равновесия необходимо знать концентрации реагентов и продуктов в равновесии. Вот пошаговый метод расчета K c:

1. Начните с уравновешенного химического уравнения

Это важно, поскольку коэффициенты в уравновешенном уравнении определяют форму выражения константы равновесия.

2. Определите начальную концентрацию

Определите начальные концентрации реагентов и продуктов. Во многих случаях с газами они могут быть представлены в виде парциальных давлений.

3. Изменение концентрации

Используйте стехиометрию и уравновешенное уравнение, чтобы определить, как изменяются концентрации, когда система достигает равновесия. Используйте таблицу ICE (initial, change, equilibrium), чтобы организовать эти значения.

           Начальный изменения баланс
  A(aq) [A] 0 -x [A] eq = [A] 0 - x
  B(aq) [B] 0 − Bx [B] eq = [B] 0 − Bx
  c(aq) [c] 0 + cx [c] eq = [c] 0 + cx
    

Здесь x представляет изменение концентрации, в зависимости от стехиометрии реакции.

4. Подставьте равновесные концентрации в выражение

Вставьте равновесные концентрации, полученные из таблицы ICE, в выражение константы равновесия, чтобы вычислить K c.

Текстовый пример расчета

Рассмотрим реакцию:

  H 2 (g) + I 2 (g) ⇌ 2HI(g)
  Начальный: [H 2 ] = 1.00 M, [I 2 ] = 1.00 M, [HI] = 0.00 M
  В равновесии: [HI] = 1.50 M
    

Изменения при использовании таблицы ICE будут следующими:

           Начальный изменения баланс
  H 2 1.00 -x 1.00 - x
  I 2 1.00 -x 1.00 - x
  HI 0.00 +2x 1.50
    

Из [HI] = 1.50 M, получаем x = 0.75:

  [H 2 ] = 1.00 - 0.75 = 0.25 M
  [I 2 ] = 1.00 - 0.75 = 0.25 M
  [HI] = 1.50 M
    

Подставьте эти значения в выражение равновесия:

  K c = ([HI] 2 )/([H 2 ][I 2 ])
        = (1.50 2 )/(0.25*0.25) = 36
    

Константа равновесия K c равна 36.

Факторы, влияющие на константу равновесия

Хотя константы равновесия имеют фиксированное значение для заданной реакции при определенной температуре, они могут быть подвержены влиянию изменения температуры. Вот как температура влияет на константу равновесия:

Экзотермические реакции

Для экзотермических реакций повышение температуры уменьшит значение K, смещая равновесие в сторону реагентов.

Эндотермические реакции

Для эндотермических реакций повышение температуры увеличит значение K, смещая равновесие в сторону продуктов.

Принцип Ле Шателье может быть использован для прогнозирования направления сдвига: увеличение температуры смещает равновесие в сторону поглощения дополнительного тепла.

Принцип Ле Шателье, визуальный пример

Рассмотрим:

  N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g) + тепло
    

Если температура увеличивается, равновесие смещается влево, приводя к накоплению реагентов, поскольку система стремится поглотить дополнительное тепло.

Применение и значение константы равновесия

Константа равновесия имеет практическое значение в области химии и промышленности:

• Прогнозирование направления реакции: Величина константы равновесия дает информацию о направлении, в котором реакция предпочтительна. Большое значение K указывает на большую концентрацию продуктов в равновесии.
• Степень реакции: Небольшие значения K предполагают, что в равновесии смесь реакции содержит больше реагентов, чем продуктов.
• Промышленные процессы: Реакции, такие как синтез аммиака (процесс Габера) и серной кислоты (контактный процесс), имеют константы равновесия, которые определяют эффективные условия эксплуатации в крупномасштабном производстве.

Заключение

Понимание, как рассчитывать и интерпретировать константы равновесия, важно в химии. Эти константы предоставляют важную информацию о природе и степени химических реакций в условиях равновесия, что является основой как для теоретических исследований, так и для практических приложений. Освоив расчеты и концепции, связанные с константами равновесия, можно предсказывать поведение химических систем в различных контекстах.

Комментарии