สมการแสดงผลของความดันต่อค่าคงที่สมดุล ค่าคงที่สมดุล
กลับไปที่กระบวนการผลิตแอมโมเนียซึ่งแสดงโดยสมการ:
ยังไม่มีข้อความ 2 (ก.) + 3H 2 (ก.) → 2NH 3 (ก.)
เมื่ออยู่ในปริมาตรปิด ไนโตรเจนและไฮโดรเจนจะรวมตัวกันและเกิดเป็นแอมโมเนีย กระบวนการนี้จะใช้เวลานานเท่าใด? มีเหตุผลที่จะสรุปได้ว่าจนกว่ารีเอเจนต์ตัวใดตัวหนึ่งจะหมด อย่างไรก็ตามใน ชีวิตจริงนี่ไม่เป็นความจริงเลย ความจริงก็คือบางครั้งหลังจากเริ่มปฏิกิริยาแอมโมเนียที่เกิดขึ้นจะเริ่มสลายตัวเป็นไนโตรเจนและไฮโดรเจนนั่นคือ ปฏิกิริยาย้อนกลับจะเริ่มขึ้น:
2NH 3 (ก.) → ยังไม่มีข้อความ 2 (ก.) + 3H 2 (ก.)
ในความเป็นจริง ในปริมาณปิด ปฏิกิริยาสองอย่างจะเกิดขึ้นพร้อมกันซึ่งอยู่ตรงข้ามกันโดยตรง ดังนั้นกระบวนการนี้จึงเขียนด้วยสมการต่อไปนี้:
ยังไม่มีข้อความ 2 (ก.) + 3H 2 (ก.) ↔ 2NH 3 (ก.)
ลูกศรคู่แสดงว่าปฏิกิริยาดำเนินไปในสองทิศทาง เรียกว่าปฏิกิริยาการรวมตัวของไนโตรเจนและไฮโดรเจน ปฏิกิริยาโดยตรง. ปฏิกิริยาการสลายตัวของแอมโมเนีย - ฟันเฟือง.
ในช่วงเริ่มต้นของกระบวนการ อัตราการเกิดปฏิกิริยาโดยตรงจะสูงมาก แต่เมื่อเวลาผ่านไป ความเข้มข้นของรีเอเจนต์ลดลง และปริมาณแอมโมเนียเพิ่มขึ้น - ส่งผลให้อัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าลดลงและอัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับเพิ่มขึ้น เวลามาถึงเมื่อเปรียบเทียบอัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับ - มันมา สมดุลเคมีหรือสมดุลไดนามิก ที่สภาวะสมดุล ปฏิกิริยาทั้งไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเกิดขึ้น แต่อัตราของพวกมันจะเท่ากัน ดังนั้นจึงไม่มีการเปลี่ยนแปลงที่เห็นได้ชัดเจน
ค่าคงที่สมดุล
ปฏิกิริยาที่แตกต่างกันดำเนินไปในรูปแบบที่แตกต่างกัน ในปฏิกิริยาบางอย่าง จะเกิดปฏิกิริยาค่อนข้างมากก่อนที่จะเกิดความสมดุล จำนวนมากผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา ในที่อื่น - น้อยกว่ามาก ดังนั้น เราสามารถพูดได้ว่าสมการหนึ่งมีค่าคงที่สมดุลของมันเอง เมื่อทราบค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยา จึงเป็นไปได้ที่จะระบุปริมาณสัมพัทธ์ของสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาที่เกิดความสมดุลทางเคมี
ให้สมการอธิบายปฏิกิริยาบางอย่าง: aA + bB = cC + dD
- a, b, c, d - สัมประสิทธิ์ของสมการปฏิกิริยา
- A, B, C, D - สูตรทางเคมีของสาร
ค่าคงที่สมดุล:
[C] c [D] d K = ———————— [A] a [B] b
วงเล็บเหลี่ยมระบุว่าสูตรเกี่ยวข้องกับความเข้มข้นของสารในระดับโมล
เขากำลังพูดถึงอะไร? ค่าคงที่สมดุล?
สำหรับการสังเคราะห์แอมโมเนียที่ อุณหภูมิห้องเค=3.5·10 8. ซึ่งเป็นตัวเลขที่ค่อนข้างมาก ซึ่งบ่งชี้ว่าสมดุลทางเคมีจะเกิดขึ้นเมื่อความเข้มข้นของแอมโมเนียมากกว่าวัสดุตั้งต้นที่เหลืออยู่มาก
ในการผลิตแอมโมเนียจริง หน้าที่ของนักเทคโนโลยีคือการได้รับสัมประสิทธิ์สมดุลที่สูงที่สุดเท่าที่จะเป็นไปได้ กล่าวคือ เพื่อให้ปฏิกิริยาโดยตรงดำเนินไปจนเสร็จสิ้น สิ่งนี้จะเกิดขึ้นได้อย่างไร?
หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์
หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์อ่านว่า:
จะเข้าใจสิ่งนี้ได้อย่างไร? ทุกอย่างง่ายมาก มีสามวิธีในการทำให้เสียสมดุล:
- เปลี่ยนความเข้มข้นของสาร
- การเปลี่ยนแปลงอุณหภูมิ
- เปลี่ยนความดัน
เมื่อปฏิกิริยาการสังเคราะห์แอมโมเนียอยู่ในสภาวะสมดุล จะสามารถอธิบายได้ดังต่อไปนี้ (ปฏิกิริยาคายความร้อน):
N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + ความร้อน
ความเข้มข้นที่เปลี่ยนไป
เรามาแนะนำไนโตรเจนเพิ่มเติมเข้าสู่ระบบที่สมดุลกันดีกว่า สิ่งนี้จะทำให้เสียสมดุล:
ปฏิกิริยาไปข้างหน้าจะเริ่มดำเนินเร็วขึ้นเนื่องจากปริมาณไนโตรเจนเพิ่มขึ้นและปฏิกิริยาก็จะมากขึ้น หลังจากนั้นครู่หนึ่ง สมดุลเคมีจะเกิดขึ้นอีกครั้ง แต่ความเข้มข้นของไนโตรเจนจะมากกว่าความเข้มข้นของไฮโดรเจน:
แต่เป็นไปได้ที่จะ "เอียง" ระบบไปทางด้านซ้ายในอีกทางหนึ่ง - โดย "ทำให้สว่างขึ้น" ทางด้านขวาเช่นโดยการเอาแอมโมเนียออกจากระบบในขณะที่มันก่อตัว ดังนั้นปฏิกิริยาโดยตรงของการก่อตัวของแอมโมเนียจะมีอิทธิพลเหนืออีกครั้ง
การเปลี่ยนอุณหภูมิ
ด้านขวาของ “ตาชั่ง” ของเราสามารถเปลี่ยนได้โดยการเปลี่ยนอุณหภูมิ เพื่อให้ด้านซ้าย "มีน้ำหนักเกิน" จำเป็นต้อง "แบ่งเบา" ทางด้านขวา - ลดอุณหภูมิ:
การเปลี่ยนแปลงความดัน
เป็นไปได้ที่จะทำให้สมดุลในระบบเสียไปโดยใช้แรงดันเฉพาะในการทำปฏิกิริยากับก๊าซเท่านั้น มีสองวิธีในการเพิ่มแรงกดดัน:
- ลดระดับเสียงของระบบ
- การแนะนำก๊าซเฉื่อย
เมื่อความดันเพิ่มขึ้น จำนวนการชนกันของโมเลกุลก็จะเพิ่มขึ้น ในเวลาเดียวกันความเข้มข้นของก๊าซในระบบจะเพิ่มขึ้นและอัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเปลี่ยนไป - สมดุลจะถูกรบกวน เพื่อคืนความสมดุล ระบบจะ "พยายาม" เพื่อลดแรงดัน
ในระหว่างการสังเคราะห์แอมโมเนีย แอมโมเนียสองโมเลกุลจะเกิดขึ้นจากไนโตรเจนและไฮโดรเจน 4 โมเลกุล เป็นผลให้จำนวนโมเลกุลของก๊าซลดลง - ความดันลดลง ด้วยเหตุนี้ เพื่อที่จะบรรลุสมดุลหลังจากเพิ่มความดัน อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าจะเพิ่มขึ้น
สรุป.ตามหลักการของ Le Chatelier การผลิตแอมโมเนียสามารถเพิ่มขึ้นได้โดย:
- การเพิ่มความเข้มข้นของรีเอเจนต์
- ลดความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์ที่ทำปฏิกิริยา
- ลดอุณหภูมิของปฏิกิริยา
- เพิ่มแรงกดดันที่เกิดปฏิกิริยา
สมดุลเคมี ค่าคงที่สมดุลเคมี
ตัวอย่างที่ 1. คำนวณการเปลี่ยนแปลงของพลังงานกิ๊บส์ ΔG ในปฏิกิริยาไดเมอไรเซชันของไนโตรเจนไดออกไซด์ 2NO 2 (g) = N 2 O 4 (g) ที่อุณหภูมิมาตรฐาน 298 K, 273 K และ 373 K สรุปเกี่ยวกับทิศทางของกระบวนการ . หาค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาไดเมอไรเซชันของไนโตรเจนไดออกไซด์ที่อุณหภูมิข้างต้น จงหาอุณหภูมิที่ Δ G = 0 สรุปเกี่ยวกับทิศทางของปฏิกิริยาที่อยู่ด้านบนและด้านล่างของอุณหภูมินี้ ลักษณะทางอุณหพลศาสตร์ของส่วนประกอบ:
ΔΗ° 298 ส หรือ 298
ปริมาณ กิโลจูล/โมล เจ/โมล*K
เบอร์ 2 (ก.) 33.3 240.2
ยังไม่มีข้อความ 2 O 4 (ก.) 9.6 303.8
สารละลาย.สำหรับกระบวนการที่ย้อนกลับได้:
AA (ก.) + bB (ก.) ⇄ ซีซี (ก.) + dD (ก.)
การแสดงออกของค่าคงที่สมดุล K p จะเป็นดังนี้
K р =(P c C *P d D)/(P a A *P b B)
โดยที่ P A, P B, P C, P D คือความดันบางส่วนของก๊าซที่สมดุล ส่วนประกอบ A, B, C, D a, b, c, d - สัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์
สำหรับกระบวนการ aA (g) +bB (และ) ⇄ วิ ค(g) +dD (g) นิพจน์สำหรับค่าคงที่สมดุล
K c = (C c C *C d D)/(C a A *C b B)
โดยที่ C A, C B, C C, C D คือความเข้มข้นที่สมดุล สาร A, B, C, D a, b, c, d - สัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์
ตามสูตร (1.4.1) สำหรับระบบ 2NO 2 ⇄ N 2 O 4 เรามี
K r =P ยังไม่มีข้อความ 2 O 4 /P 2 ไม่ 2
ที่อุณหภูมิมาตรฐาน 298 K การเปลี่ยนแปลงเอนทัลปี (ΔH o ของปฏิกิริยา) จะถูกกำหนดโดยสูตร (1.2.2)
ΔH o ปฏิกิริยา = ΔΗ° 298 N 2 O 4 - 2ΔΗ° 298 NO 2 = 9.6-2*33.5 = -57400 J.
การเปลี่ยนแปลงเอนโทรปี (1.3.5)
ΔS o ปฏิกิริยา = S° 298 N2O4 - 2S° 298 NO2 =303.8-2* (240.2)=-176 J/mol*K
โดยใช้หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์ ซึ่งกล่าวว่าเมื่อมีเงื่อนไขตามนั้น ปฏิกิริยาย้อนกลับอยู่ในสภาวะสมดุล สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่กระบวนการเปลี่ยนแปลงที่อ่อนลง เราจะทำนายทิศทางของการเปลี่ยนแปลงสมดุลได้ ค่าของΔΗ o เป็นลบดังนั้นปฏิกิริยาการก่อตัวจึงเป็นคายความร้อน (เกิดขึ้นพร้อมกับการปล่อยความร้อน) และเมื่ออุณหภูมิลดลง สมดุลควรเลื่อนไปทางขวาและเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น - ไปทางซ้าย นอกจากนี้ตามสูตร (1.3.6) เมื่อรู้ว่า ΔH
∆G หรือ 273; ∆G หรือ 298; ΔG หรือ 373 และ K 273; K298; เค 373
เราคำนวณค่าพลังงานกิ๊บส์สำหรับอุณหภูมิที่กำหนดโดยใช้สูตร (1.3.7):
ΔG โอ 298 = ΔH o -TΔS o =-57400-298*(-176)=-4952J.,
ΔG หรือ 273 =-57400-273*(-176)=-9352J:
ΔG หรือ 373 =-57400-373*(-176)= 7129 เจ
ค่าลบของ ΔG o 298 บ่งชี้ถึงการเปลี่ยนแปลงในสมดุลของปฏิกิริยาไปทางขวา และค่าลบที่สูงขึ้นของ ΔG o 273 บ่งชี้ว่าเมื่ออุณหภูมิลดลงจาก (298 เป็น 273 K) สมดุลจะเปลี่ยนไปทางขวา
ค่าบวกของ ΔG o 373 บ่งชี้ถึงการเปลี่ยนแปลงทิศทางของกระบวนการที่เกิดขึ้นเอง ที่อุณหภูมินี้ ปฏิกิริยาย้อนกลับ (การเลื่อนสมดุลไปทางซ้าย) จะดีกว่า
ค่าคงที่สมดุล K p และพลังงานกิ๊บส์ ΔG o มีความสัมพันธ์กันโดยสูตร
โดยที่ K p คือค่าคงที่สมดุลของกระบวนการ R - ค่าคงที่ของแก๊ส T - อุณหภูมิสัมบูรณ์ ตามสูตร (1.4.3) เรามี:
lnK 273 =- ΔG หรือ 273 /RT=9352/8.31*273=4.12
lnK 298 = -ΔG หรือ 298 /RT=4952/8.31*298=2
lnK 373 = -ΔG หรือ 373 /RT=-7129/8.31*298=-2.3
ค่าของ K 298 และ K 273 > 1 บ่งชี้ถึงการเปลี่ยนแปลงของสมดุลไปทางขวา (เปรียบเทียบกับ (1.4.1)) และยิ่งค่าของค่าคงที่สมดุลยิ่งสูงเท่าไรก็ยิ่งมากขึ้นเท่านั้น เค 373< 1, говорит ο смещении равновесия в системе влево (сравни с (1.4.1)).
เงื่อนไขΔG o ปฏิกิริยา =0 สอดคล้องกับค่าคงที่สมดุล
เท่ากับหนึ่ง
ให้เราคำนวณอุณหภูมิ T ที่สอดคล้องกับค่าคงที่นี้โดยใช้สูตร (1.3.7):
∆G°=∆Η°-T∆S o ; O=ΔH หรือ -TΔS o ;
T Δ G =0 = ΔΗ°/ΔS°=57400/176=326.19 K
บทสรุป.ที่อุณหภูมิ 326.19 K ปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับเกิดขึ้นโดยมีความน่าจะเป็นเท่ากัน K p = 1 เมื่ออุณหภูมิลดลง สมดุลจะเปลี่ยนไปทางขวาและเพิ่มขึ้นไปทางซ้าย
ตัวอย่างที่ 2. ค่าคงที่สมดุล K p สำหรับปฏิกิริยาการสังเคราะห์ของ NH 3 ตามปฏิกิริยา N 2+3 H2==2NH 3 ที่ 623 K เท่ากับ 2.32*10 -13 คำนวณ Kc ที่อุณหภูมิเดียวกัน
สารละลาย.ความสัมพันธ์ระหว่าง K p และ K c ดำเนินการตามสูตร
K p = K ค (RT) Δ n , (1.4.4)
Δn= n 2 - n 1 =2-4= -2 โดยที่ n 1 และ n 2 คือจำนวนโมลของรีเอเจนต์และผลิตภัณฑ์ เพราะฉะนั้น,
K ค =K พี /(RT) Δ n =0.624*10 -5
คำตอบ. เค = 0.624*10 -5
ตัวอย่างที่ 2ความยืดหยุ่นของการแยกตัวของแคลเซียมคาร์บอเนตที่ 1154 K คือ 80380 Pa และที่ 1164 K คือ 91177 Pa คำนวณที่อุณหภูมิความยืดหยุ่นของการแยกแคลเซียมคาร์บอเนตจะเท่ากับ 1,01325 Pa
สารละลาย.ปฏิกิริยาการแยกตัว CaCO 3 (cr) ⇄ CaO (cr) + CO 2 (g)
จากนี้ไป (1.4.1)
K พี =พี CO 2
ดังนั้น ในแต่ละอุณหภูมิ (T 1 - 1154 K; Τ = 1164 K* Τ = X) ค่าคงที่สมดุลจะสอดคล้องกับความดัน:
เค ที 1 = 80380; เค ที 2 = 91177; เค ที 3 = 101325.
การขึ้นต่อกันของค่าคงที่สมดุลกับอุณหภูมิแสดงโดยสมการอาร์เรเนียส
dlnK p /dT= ΔΗ/RT 2 (1.4.5)
โดยที่ K p คือค่าคงที่สมดุล T - อุณหภูมิ K; ΔΗ - ผลทางความร้อนของปฏิกิริยา R - ค่าคงที่ของแก๊ส
การบูรณาการสมการ (1.4.5) ในช่วงอุณหภูมิ T 1 -T 2 ที่ Δ H = const ที่เราได้รับ
lnK T 1 /K T 2 = ΔΗ/R(1/T 1 -1/T 2),
โดยที่ K T 1 และ K T 2 เป็นค่าคงที่สมดุลที่ T 1 และ T 2
ให้เราพิจารณา ΔΗ ก่อน (ตาม 1.4.6)
ΔΗ=ln(91177*8.31*1154*1164/80380*10)=140500 J/mol
ln(101325/91177)=140500/8.31(1/1164-1/T 3)
ต 3 =1172 ก
คำตอบ.ที่ T=1172K ความยืดหยุ่นของการแยกตัวของแคลเซียมคาร์บอเนตจะเท่ากับ 101325 Pa
งาน
56. ค่าคงที่การแยกตัวของกรดอะซิติกที่ 298 K คือ 1.75*10 -5 การเปลี่ยนแปลงของพลังงานกิ๊บส์ของการแยกตัวของกรดอะซิติกคืออะไร?
57. ค้นหาค่าของพลังงานกิ๊บส์ (ΔG o 298) และค่าคงที่สมดุล K 298 สำหรับปฏิกิริยา BaSO 4 (cr) → Ba 2+ (p) + SO 2- 4 (p)
สำหรับการคำนวณให้ใช้ข้อมูลต่อไปนี้:
สาร S o 298 J/mol*K ΔH o 298 kJ/mol 2 ^ 2^
BaSO4(cr) 132.4 -1447.39
บา 2+ (น) 9.64 -533.83
ดังนั้น 2- 4 (น) 18.44 -904.2.
58. ค้นหาค่าคงที่สมดุลที่ 473 K สำหรับปฏิกิริยาเอทิลีนไฮเดรชั่น
C 2 H 4 (ก.) + H 2 O (ก.) = C 2 H 5 OH (ก.)
คุณสมบัติของรีเอเจนต์แสดงอยู่ในตาราง 3. ละเลยการพึ่งพาอุณหภูมิของ ΔS และ ΔH
59. เมื่อพิจารณาแล้ว ∆H หรือ 298และ ∆S ประมาณ 298ปฏิกิริยา 4HCl + O 2 ⇄ 2H 2 O + 2Cl 2 ไม่ขึ้นอยู่กับอุณหภูมิค้นหาอุณหภูมิที่
K p =1 และ ΔG o = เกี่ยวกับ.
60. ใช้ข้อมูลแบบตารางคำนวณค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาต่อไปนี้ที่ 298 K และที่ 1,000 K:
ก) H 2 O (g) + CO ⇄ CO 2 + H 2
ข) CO 2 + C (gr) ⇄ 2CO;
ค) N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 .
ละเลยการเปลี่ยนแปลงใน ΔH o และ S o ขึ้นอยู่กับอุณหภูมิ
61. สำหรับปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเองบางอย่าง Δ S< О. Как будет изменяться константа равновесия с повышением температуры: а) увеличиваться, б) уменьшаться, в) по данным задачи нельзя определить.
62. โดยไม่ต้องใช้การคำนวณ ให้สร้างเครื่องหมาย ΔS o ของกระบวนการต่อไปนี้:
ก) 2NH 3 (g) ⇄ N 2 (g) + H 2 (g);
b) CO 2 (cr) ⇄ CO 2 (g);
ค) 2NO (ก.) + O 2 (ก.) = 2NO 2 (ก.);
ง) 2H 2 S (ก.) + 3O 2 = 2H 2 O (ล.) + 2SO 2 (ก.);
จ) 2CH 3 OH (ก) + 3O 2 (ก) = 4H 2 O (ก) + 2CO 2 (ก)
63. ในกรณีใดต่อไปนี้ที่สามารถทำปฏิกิริยาได้ที่อุณหภูมิใดก็ตาม: a) ΔН°< 0, ΔS°>0; b) Δ Н°<0, ΔS°<0; в) Δ Н°>0, ∆S°> 0 ?
64. ในกรณีใดต่อไปนี้ที่ปฏิกิริยาเป็นไปไม่ได้ที่อุณหภูมิใดๆ: a) ΔН°> 0, ΔS°> 0; b) ΔН°>0, ΔS°<0; в) Δ Н°<0, ΔS°<0 ?
65. ถ้าΔΗ°<0 и ΔS°<0 ,
ปฏิกิริยาใดสามารถเกิดขึ้นได้เองตามธรรมชาติ?
ก)| ΔН°| > |T∆S°|; ข)| ΔН°| > |TΔS°| ?
66. สิ่งที่มีอิทธิพลต่อระบบสามารถเปลี่ยนสมดุลของระบบได้:
ก) N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g);
ข) 4Fe (cr) + 3O 2 (g) ⇄ 2Fe 2 O 3 (cr);
ค) SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)
67. สมดุลจะเปลี่ยนไปในทิศทางใดเมื่ออุณหภูมิสูงขึ้นในระบบ:
1) COCl 2 ⇄ CO +Cl 2 ; ΔН°=113 กิโลจูล;
2) 2CO ⇄ CO 2 + C; ΔН°=-171 กิโลจูล;
3) 2SO 3 ⇄ 2SO 2 + O 2; ΔН°=192 กิโลจูล
68. สมดุลจะเปลี่ยนไปในทิศทางใดเมื่อความดันในระบบเพิ่มขึ้น:
1) H 2 (g) + S (cr) ⇄ H 2 S (g);
2) 2CO (ก.) ⇄ CO 2 (ก.) + C (ก.);
3) 4HCl (g) + O 2 (g) ⇄ 2H 2 O (g) + 2Cl 2 (g)
69. ความสมดุลของปฏิกิริยาต่อไปนี้จะได้รับผลกระทบอย่างไร:
CaCO 3 (cr) ⇄ CaO (cr) + CO 2 (g); ΔН°=178 กิโลจูล;
2CO (ก.) + O 2 (ก.) ⇄ 2CO 2; ΔН°=-566 กิโลจูล;
N 2 (ก.) + O 2 (ก.) ⇄ 2NO (ก.); ΔН°=180 กิโลจูล
ก) อุณหภูมิเพิ่มขึ้น
b) แรงกดดันเพิ่มขึ้น?
70. ใช้ข้อมูลอ้างอิงค้นหาค่าโดยประมาณของอุณหภูมิซึ่งค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาสำหรับการก่อตัวของก๊าซน้ำ
C (ก.) + H 2 O (ก.) ⇄ CO (ก.) + H 2 (ก.)
เท่ากับ 1 ละเลยการพึ่งพาΔH o และ S o กับอุณหภูมิ
71. ค่าคงที่สมดุล K p ของปฏิกิริยา CO + Cl 2 ⇄ COCl 2 ที่ 600 o C เท่ากับ 1.67 * 10 -6 คำนวณ Kc สำหรับปฏิกิริยาที่อุณหภูมิที่กำหนด
72. ความยืดหยุ่นของการแยกตัวของแมกนีเซียมคาร์บอเนตที่ 1,000 K คือ 42189 Pa และที่ 1,020 K คือ 80313 Pa กำหนดผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยา MgCO 3 ⇄ MgO + CO 2 และอุณหภูมิที่ความยืดหยุ่นของการแยกตัวของแมกนีเซียมคาร์บอเนตจะเท่ากับ 1 Pa
ปฏิกิริยาเคมีส่วนใหญ่สามารถย้อนกลับได้ เช่น ไหลไปพร้อมๆ กันในทิศทางตรงกันข้าม ในกรณีที่ปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับเกิดขึ้นในอัตราเดียวกัน สมดุลเคมีจะเกิดขึ้น ตัวอย่างเช่นในปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันแบบย้อนกลับได้: H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g) อัตราส่วนของอัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับตามกฎของการกระทำของมวลขึ้นอยู่กับอัตราส่วนของความเข้มข้น ของสารตั้งต้น ได้แก่ อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้า: υ 1 = k 1 [H 2 ] อัตราการเกิดปฏิกิริยาย้อนกลับ: υ 2 = k 2 2
หาก H 2 และ I 2 เป็นสารเริ่มต้น ในตอนแรก อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าจะถูกกำหนดโดยความเข้มข้นเริ่มต้นและอัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับจะเป็นศูนย์ เมื่อ H 2 และ I 2 ถูกใช้ไปและเกิด HI อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าจะลดลง และอัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับจะเพิ่มขึ้น หลังจากนั้นครู่หนึ่ง อัตราทั้งสองจะเท่ากัน และเกิดความสมดุลทางเคมีในระบบ เช่น จำนวนโมเลกุล HI ที่ผลิตและบริโภคต่อหน่วยเวลาจะเท่ากัน
เนื่องจากที่สมดุลเคมี อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเท่ากับ V 1 = V 2 ดังนั้น k 1 = k 2 2
เนื่องจาก k 1 และ k 2 คงที่ที่อุณหภูมิที่กำหนด อัตราส่วนของพวกมันจึงคงที่ แทนด้วย K เราได้รับ:
K เรียกว่าค่าคงที่สมดุลเคมี และสมการข้างต้นเรียกว่ากฎแห่งการกระทำของมวล (Guldberg - Waale)
ในกรณีทั่วไป สำหรับปฏิกิริยาในรูปแบบ aA+bB+…↔dD+eE+… ค่าคงที่สมดุลจะเท่ากับ 
. สำหรับปฏิกิริยาระหว่างสารที่เป็นก๊าซ มักใช้การแสดงออกซึ่งสารตั้งต้นจะแสดงด้วยความดันย่อยสมดุล p สำหรับปฏิกิริยาดังกล่าว 
.
สถานะสมดุลแสดงลักษณะของขีดจำกัดที่ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นเองตามธรรมชาติภายใต้เงื่อนไขที่กำหนด (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.
ความสัมพันธ์ระหว่างความเข้มข้นของสมดุลไม่ได้ขึ้นอยู่กับว่าสารใดที่ถูกใช้เป็นสารตั้งต้น (เช่น H 2 และ I 2 หรือ HI) เช่น สภาวะสมดุลสามารถเข้าถึงได้จากทั้งสองฝ่าย
ค่าคงที่สมดุลเคมีขึ้นอยู่กับลักษณะของรีเอเจนต์และอุณหภูมิ ค่าคงที่สมดุลไม่ได้ขึ้นอยู่กับความดัน (หากสูงเกินไป) หรือความเข้มข้นของรีเอเจนต์
อิทธิพลต่อค่าคงที่สมดุลของอุณหภูมิ ปัจจัยเอนทาลปี และเอนโทรปี. ค่าคงที่สมดุลสัมพันธ์กับการเปลี่ยนแปลงในศักย์ไอโซบาริก-ไอโซเทอร์มอลมาตรฐานของปฏิกิริยาเคมี ∆G o โดยสมการง่ายๆ ∆G o =-RT ln K
มันแสดงให้เห็นว่าค่าลบขนาดใหญ่ของ ∆G o (∆G o<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0) จากนั้นสารตั้งต้นจะมีอิทธิพลเหนือส่วนผสมสมดุล สมการนี้ทำให้สามารถคำนวณ K จากค่า ∆G o แล้วตามด้วยความเข้มข้นของสมดุล (ความดันบางส่วน) ของรีเอเจนต์ หากเราคำนึงว่า ∆G o =∆Н o -Т∆S o จากนั้นหลังจากการเปลี่ยนแปลงเราจะได้รับ 
. จากสมการนี้เห็นได้ชัดว่าค่าคงที่สมดุลมีความไวต่อการเปลี่ยนแปลงของอุณหภูมิมาก อิทธิพลของธรรมชาติของรีเอเจนต์ที่มีต่อค่าคงที่สมดุลจะเป็นตัวกำหนดการพึ่งพาปัจจัยเอนทาลปีและเอนโทรปี
หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์
สถานะของสมดุลเคมีจะคงอยู่ภายใต้สภาวะคงที่ที่กำหนดตลอดเวลา เมื่อเงื่อนไขเปลี่ยนแปลง สถานะของสมดุลจะหยุดชะงัก เนื่องจากในกรณีนี้ อัตราของกระบวนการที่ตรงกันข้ามจะเปลี่ยนเป็นระดับที่ต่างกัน อย่างไรก็ตาม หลังจากผ่านไประยะหนึ่ง ระบบจะเข้าสู่สภาวะสมดุลอีกครั้ง แต่คราวนี้สอดคล้องกับเงื่อนไขที่เปลี่ยนแปลงใหม่
การกระจัดของสมดุลขึ้นอยู่กับการเปลี่ยนแปลงของสภาวะ โดยทั่วไปแล้วจะถูกกำหนดโดยหลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์ (หรือหลักการของสมดุลการเคลื่อนที่): ถ้าระบบที่อยู่ในสมดุลได้รับอิทธิพลจากภายนอกโดยการเปลี่ยนแปลงเงื่อนไขใดๆ ที่กำหนดตำแหน่งสมดุล ระบบจะเปลี่ยนทิศทางของกระบวนการ ซึ่งเป็นแนวทางที่ทำให้ผลกระทบของผลกระทบที่เกิดขึ้นลดลง
ดังนั้นการเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในทิศทางของสมดุลในทิศทางของกระบวนการซึ่งมาพร้อมกับการดูดซับความร้อน และอุณหภูมิที่ลดลงจะกระทำในทิศทางตรงกันข้าม ในทำนองเดียวกัน การเพิ่มขึ้นของความดันจะเปลี่ยนสมดุลไปในทิศทางของกระบวนการพร้อมกับปริมาตรที่ลดลง และความดันที่ลดลงจะกระทำในทิศทางตรงกันข้าม ตัวอย่างเช่น ในระบบสมดุล 3H 2 +N 2 2H 3 N, ∆H o = -46.2 kJ การเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิจะช่วยเพิ่มการสลายตัวของ H 3 N ไปเป็นไฮโดรเจนและไนโตรเจน เนื่องจากกระบวนการนี้เป็นกระบวนการดูดความร้อน ความดันที่เพิ่มขึ้นจะเปลี่ยนสมดุลไปสู่การก่อตัวของ H 3 N เนื่องจากปริมาตรลดลง
หากสารใด ๆ ที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยาจำนวนหนึ่งถูกเติมเข้าสู่ระบบในสภาวะสมดุล (หรือในทางกลับกัน ถูกลบออกจากระบบ) อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเปลี่ยนไป แต่ค่อยๆ ปรับให้เท่ากันอีกครั้ง กล่าวอีกนัยหนึ่ง ระบบจะกลับสู่สภาวะสมดุลทางเคมี ในสถานะใหม่นี้ ความเข้มข้นสมดุลของสารทั้งหมดที่มีอยู่ในระบบจะแตกต่างจากความเข้มข้นสมดุลเดิม แต่อัตราส่วนระหว่างสารเหล่านั้นจะยังคงเท่าเดิม ดังนั้น ในระบบที่อยู่ในสมดุล จึงเป็นไปไม่ได้ที่จะเปลี่ยนความเข้มข้นของสารตัวใดตัวหนึ่งโดยไม่ทำให้ความเข้มข้นของสารตัวอื่นเปลี่ยนแปลงทั้งหมด
ตามหลักการของ Le Chatelier การแนะนำปริมาณรีเอเจนต์เพิ่มเติมเข้าสู่ระบบสมดุลทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในสมดุลในทิศทางที่ความเข้มข้นของสารนี้ลดลงและด้วยเหตุนี้ความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์ที่มีปฏิสัมพันธ์เพิ่มขึ้น
การศึกษาสมดุลเคมีมีความสำคัญอย่างยิ่งทั้งต่อการวิจัยเชิงทฤษฎีและในการแก้ปัญหาเชิงปฏิบัติ ด้วยการกำหนดตำแหน่งสมดุลของอุณหภูมิและความดันต่างๆ ทำให้สามารถเลือกสภาวะที่เหมาะสมที่สุดสำหรับกระบวนการทางเคมีได้ เมื่อทำการเลือกเงื่อนไขขั้นสุดท้ายของกระบวนการ จะคำนึงถึงผลกระทบต่อความเร็วของกระบวนการด้วย
ตัวอย่างที่ 1การคำนวณค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาจากความเข้มข้นสมดุลของสารตั้งต้น
คำนวณค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยา A + B 2C หากความเข้มข้นของสมดุล [A] = 0.3 mol∙l -1; [V]=1.1mol∙l -1; [C]=2.1โมล∙ลิตร -1
สารละลาย.การแสดงออกของค่าคงที่สมดุลสำหรับปฏิกิริยานี้มีรูปแบบ: ให้เราแทนที่ความเข้มข้นสมดุลที่ระบุในคำชี้แจงปัญหา: =5.79
ตัวอย่างที่ 2. การคำนวณความเข้มข้นสมดุลของสารที่ทำปฏิกิริยา ปฏิกิริยาเกิดขึ้นตามสมการ A + 2B C
กำหนดความเข้มข้นสมดุลของสารที่ทำปฏิกิริยา หากความเข้มข้นเริ่มต้นของสาร A และ B เท่ากับ 0.5 และ 0.7 โมล∙ลิตร -1 ตามลำดับ และค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยา K p = 50
สารละลาย.สำหรับโมลของสาร A และ B ทุกโมลจะเกิดสาร C 2 โมล หากความเข้มข้นของสาร A และ B ที่ลดลงแสดงด้วยโมล X ความเข้มข้นของสารที่เพิ่มขึ้นจะเท่ากับ 2X โมล ความเข้มข้นของสารตั้งต้นจะสมดุล:
C A = (ประมาณ.5-x)mol∙l -1; CB = (0.7-x) โมล∙ล. -1; C C =2x โมล∙ล. -1
x 1 =0.86; x 2 = 0.44
ตามเงื่อนไขของปัญหา ค่า x 2 ใช้ได้ ดังนั้นความเข้มข้นของสารตั้งต้นที่สมดุลคือ:
C A =0.5-0.44=0.06mol∙l -1; CB =0.7-0.44=0.26mol∙l -1; C C =0.44∙2=0.88mol∙l -1
ตัวอย่างที่ 3การหาค่าการเปลี่ยนแปลงของพลังงานกิ๊บส์ ∆G o ของปฏิกิริยาโดยค่าของค่าคงที่สมดุล K r คำนวณพลังงานกิ๊บส์และพิจารณาความเป็นไปได้ของปฏิกิริยา CO + Cl 2 = COCl 2 ที่ 700 K หากค่าคงที่สมดุลเท่ากับ Kp = 1.0685∙10 -4 ความดันย่อยของสารที่ทำปฏิกิริยาทั้งหมดจะเท่ากันและเท่ากับ 1,01325 Pa
สารละลาย.∆G 700 =2.303∙RT 
.
สำหรับกระบวนการนี้:
ตั้งแต่ ∆ไป<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.
ตัวอย่างที่ 4. การเปลี่ยนแปลงในสมดุลเคมี ความสมดุลของระบบจะเปลี่ยนไปในทิศทางใด N 2 +3H 2 2NH 3 -22kcal:
ก) ด้วยความเข้มข้นที่เพิ่มขึ้นของ N 2;
b) ด้วยความเข้มข้นที่เพิ่มขึ้นของ H 2;
c) ด้วยอุณหภูมิที่เพิ่มขึ้น
d) เมื่อความดันลดลง?
สารละลาย.ความเข้มข้นของสารที่เพิ่มขึ้นทางด้านซ้ายของสมการปฏิกิริยาตามกฎของเลอชาเตอลิเยร์ควรทำให้เกิดกระบวนการที่มีแนวโน้มที่จะลดผลกระทบและทำให้ความเข้มข้นลดลง เช่น ความสมดุลจะเปลี่ยนไปทางขวา (กรณี a และ b)
ปฏิกิริยาการสังเคราะห์แอมโมเนียเป็นแบบคายความร้อน การเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในสมดุลไปทางซ้าย - ไปสู่ปฏิกิริยาดูดความร้อน ส่งผลให้ผลกระทบลดลง (กรณี c)
ความดันที่ลดลง (กรณี d) จะเอื้อต่อปฏิกิริยาที่นำไปสู่การเพิ่มขึ้นของปริมาตรของระบบเช่น สู่การก่อตัวของ N 2 และ H 2
ตัวอย่างที่ 5อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับในระบบ 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r) จะเปลี่ยนไปกี่ครั้งหากปริมาตรของส่วนผสมก๊าซลดลงสามเท่า? ความสมดุลของระบบจะเปลี่ยนไปในทิศทางใด?
สารละลาย.ให้เราแสดงความเข้มข้นของสารตั้งต้น: = เอ, =ข=กับ.ตามกฎของการกระทำของมวล อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับก่อนการเปลี่ยนแปลงของปริมาตรจะเท่ากัน
v pr = Ka 2 b, v arr = K 1 s 2
หลังจากลดปริมาตรของระบบที่เป็นเนื้อเดียวกันลงสามเท่า ความเข้มข้นของสารตั้งต้นแต่ละตัวจะเพิ่มขึ้น 3 เท่า: = 3ก,[O2] = 3b; = 3 วินาทีที่ความเข้มข้นใหม่ ความเร็ว v" np ของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับ:
v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2
; 
ด้วยเหตุนี้ อัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าจึงเพิ่มขึ้น 27 เท่า และปฏิกิริยาย้อนกลับเพียง 9 เท่า ความสมดุลของระบบเปลี่ยนไปสู่การก่อตัวของ SO 3
ตัวอย่างที่ 6คำนวณว่าอัตราการเกิดปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในเฟสก๊าซจะเพิ่มขึ้นกี่ครั้งเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นจาก 30 เป็น 70 0 C หากค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของปฏิกิริยาคือ 2
สารละลาย.การขึ้นต่อกันของอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีกับอุณหภูมิถูกกำหนดโดยกฎแวนต์ฮอฟฟ์เชิงประจักษ์ตามสูตร
ดังนั้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาที่ 70°C จึงมากกว่าอัตราการเกิดปฏิกิริยาที่ 30°C ถึง 16 เท่า
ตัวอย่างที่ 7ค่าคงที่สมดุลของระบบเอกพันธ์
CO(g) + H 2 O(g) CO 2 (g) + H 2 (g) ที่ 850°C เท่ากับ 1 คำนวณความเข้มข้นของสารทั้งหมดที่สมดุล หากความเข้มข้นเริ่มต้นคือ: [CO] ISH = 3 โมล/ลิตร [H 2 O] RI = 2 โมล/ลิตร
สารละลาย.ที่สภาวะสมดุล อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเท่ากัน และอัตราส่วนของค่าคงที่ของอัตราเหล่านี้จะคงที่ และเรียกว่าค่าคงที่สมดุลของระบบที่กำหนด:
วีเอ็นพี = เค 1[CO][H 2 O]; วีโอบีพี = ถึง 2 [คาร์บอนไดออกไซด์ 2 ][ชม 2 ];
ในคำชี้แจงปัญหา ความเข้มข้นเริ่มต้นจะได้รับ ในขณะที่อยู่ในนิพจน์ เคอาร์รวมเฉพาะความเข้มข้นของสารทั้งหมดในระบบเท่านั้น สมมติว่า ณ เวลาสมดุล ความเข้มข้น [CO 2 ] P = เอ็กซ์นางสาว. ตามสมการของระบบ จำนวนโมลของไฮโดรเจนที่เกิดขึ้นก็จะเท่ากับเช่นกัน เอ็กซ์นางสาว. สำหรับจำนวนโมลที่เท่ากัน (เอ็กซ์โมล/ลิตร) CO และ H 2 O ถูกใช้เพื่อสร้าง เอ็กซ์โมลของ CO 2 และ H 2 ดังนั้น ความเข้มข้นสมดุลของสารทั้ง 4 ชนิด (โมล/ลิตร)
[CO 2 ] P = [H 2 ] P = เอ็กซ์;[CO] P = (3 – x); ป =(2x)
เมื่อทราบค่าคงที่สมดุลเราจะพบค่า เอ็กซ์,แล้วความเข้มข้นเริ่มต้นของสารทั้งหมด:
; x 2 =6-2x-3x + x 2; 5x = 6, ลิตร = 1.2 โมล/ลิตร
ปฏิกิริยาเคมีทั้งหมดสามารถแบ่งออกเป็น ย้อนกลับได้และ กลับไม่ได้ปฏิกิริยาที่ผันกลับได้ ได้แก่ ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นที่อุณหภูมิหนึ่งในอัตราที่เห็นได้ชัดเจนในสองทิศทางตรงกันข้าม - ไปข้างหน้าและย้อนกลับ ปฏิกิริยาที่ผันกลับได้จะไม่ดำเนินไปจนเสร็จสิ้น ไม่มีการใช้สารตั้งต้นใดเลยจนหมด ตัวอย่างจะเป็นปฏิกิริยา
ในช่วงอุณหภูมิที่กำหนด ปฏิกิริยานี้สามารถย้อนกลับได้ เข้าสู่ระบบ " » เป็นสัญญาณของการพลิกกลับ
ปฏิกิริยาที่ผันกลับไม่ได้คือปฏิกิริยาที่ดำเนินไปในทิศทางเดียวเท่านั้นจนเสร็จสิ้น กล่าวคือ จนกว่าสารตั้งต้นตัวใดตัวหนึ่งจะหมดไป ตัวอย่างของปฏิกิริยาที่ไม่สามารถย้อนกลับได้คือปฏิกิริยาการสลายตัวของโพแทสเซียมคลอเรต:
การก่อตัวของโพแทสเซียมคลอเรตจากโพแทสเซียมคลอไรด์และออกซิเจนเป็นไปไม่ได้ภายใต้สภาวะปกติ
สถานะของสมดุลเคมี ค่าคงที่สมดุลเคมี
ให้เราเขียนสมการของปฏิกิริยาย้อนกลับในรูปแบบทั่วไป:
เมื่อถึงเวลาที่เกิดปฏิกิริยา ความเข้มข้นของสารตั้งต้น A และ B อยู่ที่ระดับสูงสุด ในระหว่างปฏิกิริยาพวกมันจะถูกใช้ไปและความเข้มข้นจะลดลง นอกจากนี้ตามกฎแห่งการกระทำของมวลอัตราการเกิดปฏิกิริยาโดยตรง
จะลดลง (ที่นี่และด้านล่าง ลูกศรด้านบนบ่งบอกถึงทิศทางของกระบวนการ) ในช่วงเวลาเริ่มต้น ความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา D และ E เท่ากับศูนย์ ในระหว่างปฏิกิริยาเพิ่มขึ้น อัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับจะเพิ่มขึ้นจากศูนย์ตามสมการ:
ในรูป 4.5 แสดงการเปลี่ยนแปลงความเร็วเดินหน้าและถอยหลัง
ปฏิกิริยาเมื่อเวลาผ่านไป หลังจากเวลาผ่านไป ความเร็วเหล่านี้จะเท่ากัน - -» 
ข้าว. 4.5.การเปลี่ยนแปลงอัตราการเดินหน้า (1) และปฏิกิริยาย้อนกลับ (2) เมื่อเวลาผ่านไป: - ในกรณีที่ไม่มีตัวเร่งปฏิกิริยา: .......... - เมื่อมีตัวเร่งปฏิกิริยา
สถานะนี้เรียกว่าสมดุลเคมี สมดุลเคมีเป็นสภาวะที่เสถียรที่สุดและจำกัดสถานะของกระบวนการที่เกิดขึ้นเองมันสามารถคงอยู่ได้อย่างไม่มีกำหนดหากเงื่อนไขภายนอกไม่เปลี่ยนแปลง ในระบบแยกที่อยู่ในสภาวะสมดุล เอนโทรปีของระบบจะถึงค่าสูงสุดและคงที่ กล่าวคือ ดีเอส = 0. ภายใต้สภาวะไอโซบาริก-ไอโซเทอร์มอล แรงผลักดันของกระบวนการคือพลังงานกิ๊บส์ ที่สภาวะสมดุลจะใช้ค่าต่ำสุดและไม่เปลี่ยนแปลงไปมากกว่านี้ กล่าวคือ ดีจี = 0.
ความเข้มข้นของผู้เข้าร่วมปฏิกิริยาในสภาวะสมดุลเรียกว่าสมดุลตามกฎแล้ว พวกมันจะแสดงด้วยสูตรของสารที่เกี่ยวข้องซึ่งอยู่ในวงเล็บเหลี่ยม ตัวอย่างเช่น ความเข้มข้นสมดุลของแอมโมเนียจะแสดงแทนในทางตรงกันข้ามกับความเข้มข้นเริ่มต้นที่ไม่สมดุล C^NH^
เนื่องจากอัตราของกระบวนการทางตรงและทางกลับในสมดุลเท่ากัน เราจึงถือด้านขวาของสมการ (4.44) และ
- -^ ฉัน-
- (4.45) แทนที่การกำหนดความเข้มข้น: A: [A]"”[B]" = ?[D] /; พี ∙ [B] พี ข
- ν arr = k arr ∙ [C] pc c ∙ [D] p d .
ตามนั้น ถ้า
ν pr = ν arr,
k pr ∙ [A] p a ∙ [B] p b = k arr ∙ [C] p c ∙ [D] p d .
จากจุดนี้เราสามารถแสดงความสัมพันธ์ของค่าคงที่ได้:
k arr / k pr = [C] pc c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .
อัตราส่วนนี้เท่ากับค่าคงที่สมดุล:
K p = [C] pc c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .
ข้าว. 3. สูตรค่าคงที่สมดุล
ค่านี้แสดงจำนวนครั้งที่อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้ามากกว่าอัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับ
เราได้เรียนรู้อะไรบ้าง?
ขึ้นอยู่กับผลิตภัณฑ์ขั้นสุดท้าย ปฏิกิริยาจะถูกจัดประเภทเป็นแบบย้อนกลับได้และแบบย้อนกลับไม่ได้ ปฏิกิริยาที่ผันกลับได้จะเกิดขึ้นในทั้งสองทิศทาง: สารตั้งต้นก่อให้เกิดผลิตภัณฑ์ขั้นสุดท้าย และสลายตัวเป็นสารตั้งต้น ในระหว่างปฏิกิริยา อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับจะมีความสมดุล สถานะนี้เรียกว่าสมดุลเคมี สามารถแสดงเป็นอัตราส่วนของผลิตภัณฑ์ของความเข้มข้นสมดุลของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาต่อผลคูณของความเข้มข้นสมดุลของสารตั้งต้น
ทดสอบในหัวข้อ
การประเมินผลการรายงาน
คะแนนเฉลี่ย: 4.8. คะแนนรวมที่ได้รับ: 64
