Omkeerbare reacties komen in beide richtingen voor, maar elke omkeerbare reactie komt tot een "evenwichts"-positie. Als je het evenwicht van zo'n reactie wilt karakteriseren, beschrijft de evenwichtsconstante het evenwicht tussen de producten en reactanten. Het berekenen van de evenwichtsconstante vereist kennis van de concentraties van de producten en de reactanten in de reactie wanneer deze in evenwicht is. De waarde van de constante hangt ook af van de temperatuur en of de reactie exotherm of endotherm is.
TL; DR (te lang; niet gelezen)
Voor de generieke reactie:
aA(g) + bB(g) ⇌ gG(g) + hH(g)
Hier zijn de kleine letters het aantal mol van elk, de hoofdletters staan voor de chemische componenten van de reactie en de letters tussen haakjes vertegenwoordigen de toestand van de materie. Je vindt de evenwichtsconstante van concentratie met de uitdrukking:
Kc = [G]g [H]h ÷ [A]een[B]b
Voor exotherme reacties verlaagt het verhogen van de temperatuur de waarde van de constante, en voor endotherme reacties verhoogt het verhogen van de temperatuur de waarde van de constante.
De evenwichtsconstante berekenen
De formule voor de evenwichtsconstante verwijst naar een generieke "homogene" reactie (waarbij de toestanden van de materie voor de producten en reactanten hetzelfde zijn), namelijk:
aA(g) + bB(g) ⇌ gG(g) + hH(g)
Waarbij de kleine letters het aantal mol van elke component in de reactie vertegenwoordigen, en de hoofdletters staan voor de chemicaliën die bij de reactie betrokken zijn en de letter (g) tussen haakjes staat voor de toestand van de materie (gas, in dit geval).
De volgende uitdrukking definieert de evenwichtsconstante van de concentratie (Kc):
Kc = [G]g [H]h ÷ [A]een[B]b
Hier zijn de vierkante haken voor de concentraties (in mol per liter) voor elk van de componenten van de reactie, bij evenwicht. Merk op dat de mol van elke component in de oorspronkelijke reactie nu exponenten zijn in de uitdrukking. Als de reactie de producten bevoordeelt, is het resultaat groter dan 1. Als het de reactanten bevoordeelt, is het minder dan 1.
Voor inhomogene reacties zijn de berekeningen hetzelfde, behalve dat vaste stoffen, zuivere vloeistoffen en oplosmiddelen allemaal gewoon als 1 worden geteld in de berekeningen.
De evenwichtsconstante van druk (Kp) lijkt erg op elkaar, maar wordt gebruikt voor reacties met gassen. In plaats van de concentraties gebruikt het partiële drukken van elke component:
Kp = pGg pHh ÷ pEENeen pBb
Hier, (pG) is de druk van component (G) enzovoort, en de kleine letters vertegenwoordigen het aantal mol in de vergelijking voor de reactie.
Je voert deze berekeningen op een vergelijkbare manier uit, maar het hangt af van hoeveel je weet over de hoeveelheden of drukken van de producten en reactanten bij evenwicht. Je kunt de constante bepalen met bekende beginwaarden en één evenwichtshoeveelheid met een beetje algebra, maar over het algemeen is het eenvoudiger met bekende evenwichtsconcentraties of -drukken.
Hoe temperatuur de evenwichtsconstante beïnvloedt
Het veranderen van de druk of de concentraties van de dingen die in het mengsel aanwezig zijn, verandert de evenwichtsconstante niet, hoewel beide de evenwichtspositie kunnen beïnvloeden. Deze wijzigingen hebben de neiging om het effect van de aangebrachte wijziging ongedaan te maken.
Temperatuur daarentegen verandert wel de evenwichtsconstante. Voor een exotherme reactie (waarbij warmte vrijkomt), verlaagt het verhogen van de temperatuur de waarde van de evenwichtsconstante. Voor endotherme reacties, die warmte absorberen, verhoogt het verhogen van de temperatuur de waarde van de evenwichtsconstante. De specifieke relatie wordt beschreven in de van't Hoff-vergelijking:
ln (K2÷ K1) = (−∆H0÷ R) × ( 1/T2 - 1/T1)
Waar (∆H0) is de verandering in enthalpie van de reactie, (R) is de universele gasconstante, (T1) en (T2) zijn de begin- en eindtemperaturen, en (K1) en (K2) zijn de begin- en eindwaarden van de constante.