10.8: Навчальні бали

Last updated
Save as PDF

Page ID: 18106

$ \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } $ $ \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} $$\newcommand{\id}{\mathrm{id}}$ $ \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$ $ \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}$ $ \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}$ $ \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}$ $ \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}$ $ \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}$ $ \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}$ $ \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}$ $ \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$ $\newcommand{\id}{\mathrm{id}}$ $ \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$ $ \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}$ $ \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}$ $ \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}$ $ \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}$ $ \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}$ $ \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}$ $ \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}$ $ \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$

Якщо дві протилежні хімічні реакції протікають одночасно з однаковою швидкістю, то процеси, як кажуть, знаходяться в рівновазі. Дві протилежні реакції показані пов'язаними подвійною стрілкою (). Прикладом протилежних хімічних реакцій та їх вираження рівноваги є:

\[\ce{N2(g) + 3 H2(g) -> 2 NH3(g)}\]

\[\ce{2 NH3(g) -> N2(g) + 3 H2(g)}\]

Рівновага буде записана як:

\[\ce{N2(g) + 3 H2(g) <=> 2 NH3(g)}\]

Константа рівноваги (К) - це числове значення, яке пов'язує концентрації продуктів і реагентів для хімічної реакції, яка знаходиться в рівновазі. Числове значення константи рівноваги не залежить від початкових концентрацій реагентів, але залежить від температури. Константи рівноваги, як правило, не записуються з одиницями (хоча вони можуть бути).
Оскільки константи рівноваги записуються як концентрації (або парціальні тиски) продуктів, розділених на концентрації (або парціальні тиски) реагентів, велике значення K означає, що в рівноважній суміші більше продуктів, ніж там є продуктами. Так само невелике значення К означає, що при рівновазі реагентів більше, ніж продуктів.
Рівноважні константи, засновані на парціальних тисках, часто записуються як K _P, тоді як константи рівноваги на основі молярних концентрацій записуються як K _c.
Вираз для константи рівноваги можна записати з збалансованого хімічного рівняння реакції. Закон масових дій стверджує наступне щодо виразів рівноваги:
- Парціальні тиски (або молярні концентрації) продуктів записуються в чисельнику виразу, а парціальні тиски (або концентрації) реагентів записуються в знаменник.
- Якщо є більше одного реагенту або більше одного продукту, парціальний тиск (або концентрації) множаться разом.
- Парціальний тиск (або концентрація) кожного реагенту або продукту потім підвищується до потужності, яка чисельно дорівнює стехіометричному коефіцієнту, що з'являється з цим терміном у збалансованому хімічному рівнянні.
- Реагенти або продукти, які присутні у вигляді твердих речовин або рідин, не відображаються в вираженні рівноваги.
Як приклад виразу рівноваги розглянемо реакцію азоту і водню з утворенням аміаку. Парціальний тиск аміаку буде в чисельнику, і воно буде в квадраті. Оскільки є два реагенти, парціальний тиск азоту та водню буде множитися в знаменнику. Парціальний тиск азоту підвищиться до «першої потужності» (що не показано) і парціальний тиск водню буде кубічно.

\[\ce{N2 (g) + 3 H2 (g) <=> 2 NH3 (g)}\]

\[\frac{(P_{NH_{3}})^{2}}{P_{N_{2}}(P_{H_{2}})^{3}}=K \nonumber \]

Якщо відомі значення рівноваги для даної реакції, константу рівноваги можна обчислити просто підставивши ці значення в вираз рівноваги. Однак досить часто початкові і рівноважні значення даються лише для обраних реагентів і продуктів. У цих випадках початкові та рівноважні значення розташовуються в таблиці ДВС, а зміни між початковим і рівноважним станами розраховуються на основі стехіометрії реакції.
Оскільки парціальний тиск газу та молярна концентрація цього газу прямо пропорційні, ідеальний закон газу можна переставити наступним чином, щоб дати вираз, що стосується молярності та парціального тиску газу.

\[P_{gas}V=nRT \nonumber \]

Ділення на обсяг в літрах дає термін ${\$ , ${\ стиль відображення\ ліворуч ({} ^ {n}\! \! \ діаґап\! \! {} _ {V_ {літри}}\;\ право)}$ що еквівалентно молярності, M.

\[P_{gas}=MRT \nonumber \]

Le Chatelier's Principle states that, if a "stress" is applied to a chemical reaction at equilibrium, the system will readjust in the direction that best reduces the stress imposed on the system. In this context, stress refers to a change in concentration, a change in pressure or a change in temperature, although only concentration is considered here. If pressure or temperature are changed, the numeric value K will change; if only concentration changes are involved, K does not change. In a reaction at equilibrium, the introduction of more products will shift the mass balance towards more reactants, and the introduction of more reactants will lead to the formation of more products, but the ratio of Products/Reactants (as defined by the equilibrium expression) does not change, hence, K is unchanged.
For a weak acid, dissociating in water to form it's conjugate base and hydronium ion, the equilibrium constant is referred to as K_a. Because a weak acid is only "partially dissociated", the concentration of BH in solution is large, thus K_a for a weak acid is "small" (in the range of 10^-3 to 10^-6). For example, acetic acid (the acidic component of vinegar), has an acid dissociation constant of K_a = 1.8 x 10^-5.

CH₃COOH(aq) + H₂O(l) ⇄ CH₃COO^-(aq) + H₃O⁺(aq)

For a solution of a weak acid in water, the concentration of hydronium ion will be very small. If the concentration of the weak acid is fairly large (typically > 0.01 M) the concentration of the undissociated acid will be much larger than [H₃O⁺]. Because of this, the hydronium ion concentration (hence, the pH) can be fairly accurately estimated from the K_a of the weak acid and the initial concentration of the acid (C_o), by the equation:

\[[H_{3}O^{+}]=\sqrt{K_{a}\times C_{0}} \nonumber \]

The equilibrium constant defining the solubility of an ionic compound with low solubility is defined as K_sp, where “sp” refers to “solubility product”. Because reactants or products that are present as solids or liquids do not appear in equilibrium expressions, for silver chloride, the expression K_sp will be written as:

AgCl(s) ⇄ Ag⁺(aq) + Cl^-(aq)

\[K_{sp}=[Ag^{+}][Cl^{-}] \nonumber \]

For silver chloride, the solubility at 25 ^oC is 1.67 × 10^-5 M. That means the concentrations of silver and chloride ions in solution are each 1.67 × 10^-5 M, making the value of K_sp under these conditions: \[K_{sp}=[Ag^{+}][Cl^{-}]=(1.67\times 10^{-5})^{2}=2.79\times 10^{-10} \nonumber \]