Konstante ravnotežja: zapis K, branje Q in pretvorba Kc v Kp

Dinamično ravnotežje: reakcija naprej in nazaj z enakima hitrostma

Pri reverzibilni reakciji lahko produkti reagirajo nazaj v reaktante. Ko reakcija naprej porablja reaktante, se upočasnjuje, ko pa se kopičijo produkti, se obratna reakcija pospešuje. Ravnotežje je doseženo, ko sta hitrosti enaki. Od takrat naprej ostajajo koncentracije stalne, čeprav obe reakciji še potekata. Zato kemiki govorijo o dinamičnem ravnotežju in ga zapisujejo z dvojno puščico, ⇌.

Enako ravnotežno sestavo je mogoče doseči z obeh strani. Zaprta bučka, ki začne s čistim NO₂, in enako velika bučka, ki začne z enakovredno količino čistega N₂O₄, se pri enaki temperaturi končata pri enaki zmesi. Ravnotežje se doseže le v zaprtem sistemu; če produkt uhaja, kot CO₂ iz odprte posode, se reakcija nikoli ne ustali.

Sestava izraza za K iz uravnotežene enačbe

Za splošno reakcijo aA + bB ⇌ cC + dD zakon o delovanju mas poda konstanto ravnotežja z molarnimi koncentracijami: Kc = [C]ᶜ[D]ᵈ / ([A]ᵃ[B]ᵇ). Produkti so v števcu, reaktanti v imenovalcu, vsaka koncentracija pa je potencirana na svoj koeficient. Za razliko od zakona hitrosti ta izraz izhaja neposredno iz uravnotežene enačbe.

Čiste trdne snovi in čiste tekočine izpustimo, ker se njihova efektivna koncentracija med potekom reakcije ne spreminja. Izpustimo tudi vodo, kadar je topilo v razredčeni vodni raztopini. Razpad CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g) ima na primer Kc = [CO₂]. Pri dani temperaturi je ravnotežni tlak CO₂ nad trdnima snovema določen, ne glede na količini obeh trdnih snovi.

Strogo vzeto je konstanta ravnotežja sestavljena iz aktivnosti, ki nimajo enot, zato K navajamo brez enot. Uporaba koncentracij v mol/L ali tlakov v atm ali bar je v splošni kemiji običajen približek.

Branje velikosti K

Velika K pomeni, da v ravnotežju prevladujejo produkti; majhna K pomeni, da prevladujejo reaktanti. Za grobo orientacijo: K, večja od približno 10³, pomeni, da reakcija poteče skoraj do konca, K, manjša od približno 10⁻³, pomeni, da nastane malo produkta, vmesne vrednosti pa dajo zmes z znatnimi količinami obojih.

Razdelek 13.4 v OpenStax navaja Kc = 4.1 × 10⁻⁴ za N₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 NO(g) pri 2000 °C. Celo pri tej temperaturi zrak v ravnotežju vsebuje le malo NO. Pri sobni temperaturi je konstanta še veliko manjša, zato dušik in kisik v ozračju soobstajata.

K ne pove ničesar o hitrosti. Reakcija z ogromno K je lahko še vedno prepočasna, da bi jo opazili. Kako hitro se doseže ravnotežje, odloča kinetika, ne konstanta ravnotežja.

Rešen primer: Kc in Kp za dušikov dioksid in didušikov tetroksid

Pri reakcijah s plini lahko konstanto ravnotežja zapišemo tudi s parcialnimi tlaki, kar da Kp. Povezani sta s Kp = Kc(RT)^Δn, kar pomeni Kc, pomnoženo z RT na potenco Δn, kjer je Δn število molov plinastih produktov minus število molov plinastih reaktantov, R = 0.08206 L atm mol⁻¹ K⁻¹, ko so tlaki v atm, T pa je v kelvinih. Ko je Δn = 0, je Kp enaka Kc.

Razdelek 13.2 v OpenStax opisuje 0.10 mol NO₂ v 1.0 L bučki pri 25 °C, ki doseže ravnotežje pri [NO₂] = 0.016 mol/L in [N₂O₄] = 0.042 mol/L. Za preverjanje: 0.016 + 2(0.042) = 0.100 mol/L, zato je ves dušik upoštevan. Za N₂O₄(g) ⇌ 2 NO₂(g) je Kc = [NO₂]²/[N₂O₄] = (0.016)² / 0.042 = 6.1 × 10⁻³, na dve veljavni števki.

Tu je Δn = 2 − 1 = 1 in RT = 0.08206 × 298.15 = 24.47. Torej je Kp = (6.1 × 10⁻³)(24.47) = 0.15, s tlaki v atm. Vrednost je večja od Kc, ker je Δn pozitiven in je RT večji od 1.

Sprememba enačbe spremeni K

Ker je K sestavljena iz uravnotežene enačbe, vsaka sprememba enačbe spremeni K na predvidljiv način. Ta pravila so ravnotežni ustreznik pravil za ravnanje z ΔH pri Hessovem zakonu, le da namesto seštevanja množimo.

Rešen primer. Začnite z N₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 NO(g), Kc = 4.1 × 10⁻⁴ pri 2000 °C. Obrnitev da 2 NO(g) ⇌ N₂(g) + O₂(g) s Kc = 1/(4.1 × 10⁻⁴) = 2.4 × 10³. Razpolovitev enačbe naprej da ½ N₂(g) + ½ O₂(g) ⇌ NO(g) s Kc = √(4.1 × 10⁻⁴) = 2.0 × 10⁻². Če naredite oboje, ima NO(g) ⇌ ½ N₂(g) + ½ O₂(g) Kc = 1/√(4.1 × 10⁻⁴) = 49.

• Obrnite enačbo: nova K je 1/K.
• Vsak koeficient pomnožite z n: nova K je Kⁿ. Razpolovitev enačbe pomeni kvadratni koren.
• Seštejte dve enačbi: pomnožite njuni vrednosti K. Obe vrednosti K morata veljati za isto temperaturo.

Primerjava Q s K za napoved smeri

Reakcijski kvocient, Q, ima natanko enako obliko kot K, vendar uporablja koncentracije, prisotne v poljubnem trenutku, ne le v ravnotežju. Primerjava Q s K vam pove, v katero smer mora reakcija poteči. Če je Q < K, je produkta premalo in reakcija poteka naprej. Če je Q > K, je produkta preveč in reakcija poteka nazaj. Če je Q = K, je sistem v ravnotežju.

Rešen primer. Razdelek 13.2 v OpenStax navaja Kc = 0.640 pri 800 °C za CO(g) + H₂O(g) ⇌ CO₂(g) + H₂(g). Zmes vsebuje [CO] = 0.0500, [H₂O] = 0.0400, [CO₂] = 0.0300 in [H₂] = 0.0600 mol/L. Q = (0.0300)(0.0600) / [(0.0500)(0.0400)] = 0.00180/0.00200 = 0.900. Q je večji od K, zato se zmes premakne proti CO in H₂O.

Druga zmes ima enaka CO in H₂O, vendar [CO₂] = 0.0200 in [H₂] = 0.0250 mol/L. Zdaj je Q = (0.0200)(0.0250)/(0.00200) = 0.250, kar je manj od 0.640, zato ta zmes reagira naprej in tvori več CO₂ in H₂.

Rešen primer: K iz izmerjene ravnotežne zmesi

Pogosto zadošča, da izmerimo eno ravnotežno količino, da najdemo K, ker uravnotežena enačba določa, kako so se spremenile vse druge količine. Podatki tukaj so ponazoritveni. Pri eni stalni temperaturi zapremo 0.500 mol PCl₅ v prazno 2.00 L bučko in pustimo, da se vzpostavi ravnotežje PCl₅(g) ⇌ PCl₃(g) + Cl₂(g). V ravnotežju je v bučki 0.180 mol Cl₂.

Delajte s koncentracijami. Začetna [PCl₅] je 0.500 mol / 2.00 L = 0.250 mol/L, ravnotežna [Cl₂] pa 0.180 mol / 2.00 L = 0.0900 mol/L. Vsak nastali mol Cl₂ tvori tudi en mol PCl₃ in porabi en mol PCl₅, zato je [PCl₃] = 0.0900 mol/L in [PCl₅] = 0.250 − 0.0900 = 0.160 mol/L. Potem je Kc = (0.0900)(0.0900)/0.160 = 0.0506. Pri tej temperaturi je razpadlo 36.0 odstotka PCl₅. Vodnik o tabelah ICE to knjigovodstvo razširi na naloge, pri katerih morate izračunati ravnotežne količine.

Napake pri ravnotežnih izrazih

Kratek kontrolni seznam ujame večino napak pri zapisu in uporabi K.

• Postavljanje reaktantov v števec. K je za enačbo, kot je zapisana, vedno produkti nad reaktanti.
• Izpuščanje koeficientov kot eksponentov ali njihova uporaba kot množiteljev.
• Vključevanje čiste trdne snovi, čiste tekočine ali vode kot topila v izraz.
• Uporaba začetnih koncentracij v K. V K sodijo le ravnotežne vrednosti; kateri koli drug niz da Q.
• Pozaba, da je K odvisna od temperature. Vrednost K brez temperature, za katero velja, nima pomena.
• Pretvorba Kc v Kp z Δn, preštetim čez vse snovi namesto le čez pline, ali s T v stopinjah Celzija.