Константа равновесия

Понятие химического равновесия Химическое равновесие возникает в закрытой системе, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной. При этом концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции остаются постоянными во времени, хотя на молекулярном уровне реакции продолжаются. Такое состояние называется динамическим равновесием.

Выражение константы равновесия Для общей реакции:

aA + bB ⇌ cC + dD

константа равновесия K определяется как отношение произведения концентраций продуктов реакции, возведённых в степени их стехиометрических коэффициентов, к произведению концентраций исходных веществ, также возведённых в степени коэффициентов:

$$ K = \frac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b} $$

Где [A], [B], [C], [D] — равновесные молярные концентрации веществ, а a, b, c, d — стехиометрические коэффициенты.

Для газовых реакций часто используется константа равновесия по давлению Kp:

$$ K_p = \frac{(P_C)^c (P_D)^d}{(P_A)^a (P_B)^b} $$

Связь между K и Kp выражается уравнением:

Kp = K(RT)Δn

где Δn = (c + d) − (a + b) — изменение числа молей газа, R — универсальная газовая постоянная, T — температура в Кельвинах.

Зависимость константы равновесия от температуры Значение константы равновесия зависит от температуры. Для экзотермических реакций повышение температуры уменьшает K, для эндотермических — увеличивает. Это следует из уравнения Вант-Гоффа:

$$ \frac{d \ln K}{dT} = \frac{\Delta H^\circ}{RT^2} $$

где ΔH∘ — стандартная энтальпия реакции.

Факторы, влияющие на равновесие

  • Концентрация веществ: изменение концентрации реагентов или продуктов сдвигает равновесие согласно принципу Ле Шателье.
  • Давление и объем: для газовых систем увеличение давления смещает равновесие в сторону меньшего числа молей газа.
  • Температура: изменение температуры влияет на константу равновесия и направление сдвига реакции.

Особенности вычисления константы равновесия

  • Используются равновесные концентрации или парциальные давления.
  • Если известны начальные концентрации и степень реакции, константу можно определить через уравнения массового баланса.
  • Для слабых электролитов константа равновесия часто совпадает с константой диссоциации Ka или Kb.

Примеры выражения константы равновесия

  1. Реакция диссоциации аммиака:

2NH3 ⇌ N2 + 3H2

$$ K = \frac{[N_2][H_2]^3}{[NH_3]^2} $$

  1. Ионное равновесие в воде:

H2O ⇌ H+ + OH−

Kw = [H+][OH−]

Связь константы равновесия с термодинамическими функциями Константа равновесия связана с изменением стандартной свободной энергии Гиббса ΔG∘:

ΔG∘ = −RTln K

Если ΔG∘ < 0, реакция смещена в сторону продуктов (K > 1). Если ΔG∘ > 0, преобладают реагенты (K < 1).

Заключение по практическому значению Константа равновесия позволяет предсказывать направление реакции, рассчитывать состав равновесной смеси, оценивать влияние внешних факторов на химические процессы и планировать условия промышленного синтеза.

Оглавление