Konstantet e ekuilibrit: shkrimi i K, leximi i Q dhe shndërrimi i Kc në Kp

Ekuilibri dinamik: i drejti dhe i kundërti me shpejtësi të barabarta

Në një reaksion të kthyeshëm, produktet mund të reagojnë për të riformuar reaktantët. Ndërsa reaksioni i drejtë harxhon reaktantët, ai ngadalësohet, dhe ndërsa grumbullohen produktet, reaksioni i kundërt shpejtohet. Ekuilibri arrihet kur dy shpejtësitë janë të barabarta. Që atëherë e tutje, përqendrimet mbeten konstante edhe pse të dy reaksionet vazhdojnë. Prandaj kimistët e quajnë ekuilibër dinamik dhe e shkruajnë me një shigjetë të dyfishtë, ⇌.

E njëjta përbërje ekuilibri mund të arrihet nga secila anë. Një balonë e mbyllur që nis me NO₂ të pastër dhe një tjetër me të njëjtin vëllim që nis me sasinë ekuivalente të N₂O₄ të pastër përfundojnë në të njëjtën përzierje kur mbahen në të njëjtën temperaturë. Ekuilibri arrihet vetëm në një sistem të mbyllur; nëse një produkt largohet, siç bën CO₂ nga një enë e hapur, reaksioni nuk stabilizohet kurrë.

Ndërtimi i shprehjes së K nga një ekuacion i barazuar

Për një reaksion të përgjithshëm aA + bB ⇌ cC + dD, ligji i veprimit të masave jep konstanten e ekuilibrit në varësi të përqendrimeve molare: Kc = [C]ᶜ[D]ᵈ / ([A]ᵃ[B]ᵇ). Produktet shkojnë sipër, reaktantët poshtë, dhe çdo përqendrim ngrihet në fuqinë e koeficientit të tij. Ndryshe nga një ligj shpejtësie, kjo shprehje vjen drejtpërdrejt nga ekuacioni i barazuar.

Trupat e ngurtë të pastër dhe lëngjet e pastra lihen jashtë, sepse përqendrimi i tyre efektiv nuk ndryshon ndërsa reaksioni përparon. Lihet jashtë edhe uji kur është tretësi në një tretësirë ujore të holluar. Për shembull, zbërthimi CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g) ka Kc = [CO₂]. Në një temperaturë të caktuar, presioni i ekuilibrit i CO₂ mbi trupat e ngurtë është i fiksuar, cilatdo qofshin sasitë e dy trupave të ngurtë.

Në mënyrë strikte, një konstante ekuilibri ndërtohet nga aktivitetet, që nuk kanë njësi, ndaj K raportohet pa njësi. Përdorimi i përqendrimeve në mol/L ose i presioneve në atm ose bar është përafrimi i zakonshëm në kiminë e përgjithshme.

Leximi i madhësisë së K

Një K e madhe do të thotë që në ekuilibër mbizotërojnë produktet; një K e vogël do të thotë që mbizotërojnë reaktantët. Si udhëzim i përafërt, K më e madhe se rreth 10³ do të thotë që reaksioni është afër përfundimit, K më e vogël se rreth 10⁻³ do të thotë që formohet pak produkt, dhe vlerat ndërmjet japin një përzierje me sasi të konsiderueshme të të dyjave.

Seksioni 13.4 i OpenStax jep Kc = 4.1 × 10⁻⁴ për N₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 NO(g) në 2000 °C. Edhe në atë temperaturë, ajri përmban vetëm pak NO në ekuilibër. Në temperaturën e dhomës konstantja është edhe shumë më e vogël, prandaj azoti dhe oksigjeni bashkekzistojnë në atmosferë.

K nuk thotë asgjë për shpejtësinë. Një reaksion me një K të stërmadhe mund të jetë ende shumë i ngadaltë për t'u vëzhguar. Kinetika, jo konstantja e ekuilibrit, vendos sa shpejt arrihet ekuilibri.

Shembull i zgjidhur: Kc dhe Kp për dioksidin e azotit dhe tetroksidin e diazotit

Për reaksionet që përfshijnë gaze, konstantja e ekuilibrit mund të shkruhet edhe me presione të pjesshme, duke dhënë Kp. Të dyja lidhen me Kp = Kc(RT)^Δn, që do të thotë Kc e shumëzuar me RT të ngritur në fuqinë Δn, ku Δn është molet e produkteve të gazta minus molet e reaktantëve të gaztë, R = 0.08206 L atm mol⁻¹ K⁻¹ kur presionet janë në atm, dhe T është në kelvin. Kur Δn = 0, Kp është e barabartë me Kc.

Seksioni 13.2 i OpenStax përshkruan 0.10 mol NO₂ të vendosura në një balonë 1.0 L në 25 °C, që arrin ekuilibrin me [NO₂] = 0.016 mol/L dhe [N₂O₄] = 0.042 mol/L. Si kontroll, 0.016 + 2(0.042) = 0.100 mol/L, ndaj i gjithë azoti llogaritet. Për N₂O₄(g) ⇌ 2 NO₂(g), Kc = [NO₂]²/[N₂O₄] = (0.016)² / 0.042 = 6.1 × 10⁻³, me dy shifra domethënëse.

Këtu Δn = 2 − 1 = 1, dhe RT = 0.08206 × 298.15 = 24.47. Pra Kp = (6.1 × 10⁻³)(24.47) = 0.15, me presionet në atm. Vlera është më e madhe se Kc sepse Δn është pozitive dhe RT është më e madhe se 1.

Ndryshimi i ekuacionit e ndryshon K

Meqenëse K ndërtohet nga ekuacioni i barazuar, çdo ndryshim i ekuacionit e ndryshon K në mënyrë të parashikueshme. Këto rregulla janë homologu në ekuilibër i rregullave për manipulimin e ΔH te ligji i Hess-it, me shumëzim në vend të mbledhjes.

Shembull i zgjidhur. Nis nga N₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 NO(g), Kc = 4.1 × 10⁻⁴ në 2000 °C. Përmbysja e tij jep 2 NO(g) ⇌ N₂(g) + O₂(g) me Kc = 1/(4.1 × 10⁻⁴) = 2.4 × 10³. Përgjysmimi i ekuacionit të drejtë jep ½ N₂(g) + ½ O₂(g) ⇌ NO(g) me Kc = √(4.1 × 10⁻⁴) = 2.0 × 10⁻². Duke bërë të dyja, NO(g) ⇌ ½ N₂(g) + ½ O₂(g) ka Kc = 1/√(4.1 × 10⁻⁴) = 49.

• Përmbys ekuacionin: K e re është 1/K.
• Shumëzo çdo koeficient me n: K e re është Kⁿ. Përgjysmimi i ekuacionit merr rrënjën katrore.
• Mblidh dy ekuacione: shumëzo vlerat e tyre K. Të dyja vlerat K duhet të jenë për të njëjtën temperaturë.

Krahasimi i Q me K për të parashikuar drejtimin

Herësi i reaksionit, Q, ka saktësisht të njëjtën formë si K, por përdor përqendrimet e pranishme në çdo çast, jo vetëm në ekuilibër. Krahasimi i Q me K të tregon nga cili drejtim duhet të shkojë reaksioni. Nëse Q < K, ka shumë pak produkt dhe reaksioni ecën përpara. Nëse Q > K, ka shumë produkt dhe reaksioni ecën në drejtim të kundërt. Nëse Q = K, sistemi është në ekuilibër.

Shembull i zgjidhur. Seksioni 13.2 i OpenStax jep Kc = 0.640 në 800 °C për CO(g) + H₂O(g) ⇌ CO₂(g) + H₂(g). Një përzierje përmban [CO] = 0.0500, [H₂O] = 0.0400, [CO₂] = 0.0300 dhe [H₂] = 0.0600 mol/L. Q = (0.0300)(0.0600) / [(0.0500)(0.0400)] = 0.00180/0.00200 = 0.900. Q është më e madhe se K, ndaj përzierja zhvendoset drejt CO dhe H₂O.

Një përzierje e dytë ka të njëjtat CO dhe H₂O, por [CO₂] = 0.0200 dhe [H₂] = 0.0250 mol/L. Tani Q = (0.0200)(0.0250)/(0.00200) = 0.250, që është më e vogël se 0.640, ndaj kjo përzierje reagon përpara dhe prodhon më shumë CO₂ dhe H₂.

Shembull i zgjidhur: K nga një përzierje ekuilibri e matur

Matja e një sasie në ekuilibër shpesh mjafton për të gjetur K, sepse ekuacioni i barazuar përcakton si ndryshoi çdo sasi tjetër. Të dhënat këtu janë ilustruese. Në një temperaturë të fiksuar, 0.500 mol PCl₅ mbyllen në një balonë bosh 2.00 L dhe lihen të arrijnë PCl₅(g) ⇌ PCl₃(g) + Cl₂(g). Në ekuilibër balona përmban 0.180 mol Cl₂.

Puno me përqendrime. [PCl₅] fillestar është 0.500 mol / 2.00 L = 0.250 mol/L, dhe [Cl₂] në ekuilibër është 0.180 mol / 2.00 L = 0.0900 mol/L. Çdo mol Cl₂ i formuar formon gjithashtu një mol PCl₃ dhe harxhon një mol PCl₅, ndaj [PCl₃] = 0.0900 mol/L dhe [PCl₅] = 0.250 − 0.0900 = 0.160 mol/L. Atëherë Kc = (0.0900)(0.0900)/0.160 = 0.0506. Në këtë temperaturë, u zbërthye 36.0 përqind e PCl₅. Udhëzuesi për tabelat ICE e shtrin këtë llogaritje te problemet ku duhet të zgjidhësh për sasitë në ekuilibër.

Gabimet në shprehjen e ekuilibrit

Një listë e shkurtër kontrolli i kap shumicën e gabimeve në shkrimin dhe përdorimin e K.

• Vendosja e reaktantëve sipër. K është gjithmonë produktet mbi reaktantët për ekuacionin siç është shkruar.
• Lënia jashtë e koeficientëve si eksponentë, ose përdorimi i tyre si shumëzues në vend të kësaj.
• Përfshirja e një trupi të ngurtë të pastër, të një lëngu të pastër ose të ujit si tretës në shprehje.
• Përdorimi i përqendrimeve fillestare në K. Në K bëjnë pjesë vetëm vlerat në ekuilibër; çdo grup tjetër jep Q.
• Harrimi se K varet nga temperatura. Një vlerë e K është pa kuptim pa temperaturën për të cilën vlen.
• Shndërrimi i Kc në Kp me Δn të numëruar për të gjitha speciet në vend të vetëm gazeve, ose me T në Celsius.