Hur bestäms jämviktskonstanten för en reaktion?

Vändbara reaktioner förekommer i båda riktningarna, men varje reversibel reaktion sätter sig i en "jämvikt" -position. Om du vill karakterisera jämvikten i en sådan reaktion, beskriver jämviktskonstanten balansen mellan produkterna och reaktanterna. Beräkning av jämviktskonstanten kräver kunskap om koncentrationerna av produkterna och reaktanterna i reaktionen när den är i jämvikt. Värdet på konstanten beror också på temperaturen och om reaktionen är exoterm eller endoterm.

TL; DR (för lång; Läste inte)

För den generiska reaktionen:

aA (g) + bB (g) ⇌ gG (g) + hH (g)

Här är små bokstäver antalet mol för varje, stora bokstäver står för reaktionens kemiska komponenter och bokstäverna inom parentes representerar materiens tillstånd. Du hittar jämviktskonstanten för koncentration med uttrycket:

K_c = [G]^g [H]^h ÷ [A]^a[B]^b

För exoterma reaktioner minskar temperaturhöjningen konstantens värde och för endotermiska reaktioner ökar temperaturen konstantens värde.

Formeln för jämviktskonstanten hänvisar till en generisk "homogen" reaktion (där tillstånden för materien för produkterna och reaktanterna är desamma), vilket är:

aA (g) + bB (g) ⇌ gG (g) + hH (g)

Där små bokstäver representerar antalet mol av varje komponent i reaktionen och gemener stå in för de kemikalier som är inblandade i reaktionen och bokstaven (g) inom parentes representerar materiens tillstånd (gas, i detta fall).

Följande uttryck definierar jämviktskonstanten för koncentrationen (K_c):

K_c = [G]^g [H]^h ÷ [A]^a[B]^b

Här är hakparenteserna för koncentrationerna (i mol per liter) för var och en av reaktionskomponenterna, vid jämvikt. Observera att molen för varje komponent i den ursprungliga reaktionen nu är exponenter i uttrycket. Om reaktionen gynnar produkterna blir resultatet större än 1. Om det gynnar reaktanterna blir det mindre än 1.

För inhomogena reaktioner är beräkningarna desamma, förutom fasta ämnen, rena vätskor och lösningsmedel räknas helt enkelt som 1 i beräkningarna.

Jämviktskonstanten för tryck (K_sid) är riktigt lika, men används för reaktioner som involverar gaser. Istället för koncentrationerna använder den partiella tryck för varje komponent:

K_sid = s_G^g sid_H^h ÷ s_A^a sid_B^b

Här, (s_G) är trycket för komponent (G) och så vidare, och små bokstäver representerar antalet mol i ekvationen för reaktionen.

Du utför dessa beräkningar på ett ganska likartat sätt, men det beror på hur mycket du vet om mängden eller trycket av produkterna och reaktanterna vid jämvikt. Du kan bestämma konstanten med kända initialmängder och en jämviktsmängd med lite algebra, men i allmänhet är det enklare med kända jämviktskoncentrationer eller tryck.

Att ändra trycket eller koncentrationerna av de saker som finns i blandningen förändrar inte jämviktskonstanten, även om båda dessa kan påverka jämviktspositionen. Dessa förändringar tenderar att ångra effekten av den förändring du gjorde.

Temperaturen å andra sidan ändrar jämviktskonstanten. För en exoterm reaktion (sådana som frigör värme) minskar temperaturökningen värdet på jämviktskonstanten. För endotermiska reaktioner, som absorberar värme, ökar temperaturen värdet på jämviktskonstanten. Det specifika förhållandet beskrivs i van't Hoff-ekvationen:

ln (K₂÷ K₁) = (−∆H⁰÷ R) × (1 / T.₂ - 1 / T.₁)

Var (∆H⁰) är förändringen i entalpi av reaktionen, (R) är den universella gaskonstanten, (T₁) och t₂) är start- och sluttemperaturen, och (K₁) och (K₂) är start- och slutvärdena för konstanten.