AlegsaOnline.com

Константа на химичното равновесие (K) — определение, видове и значение

Научете какво е константата на химичното равновесие (K), нейното значение, видове и практични примери за изчисление и приложение в химията.

Автор: Leandro Alegsa Дата на създаване: 17 май 2021 г. Последна актуализация: 2 ноември 2025 г.

en.wikipedia.org · Public domain

Константата на равновесието е математическа величина, която показва относителната склонност на дадена химична реакция да протече в посока на образуване на продукти или да остане в състояние с повече реактиви, когато системата достигне равновесие. По същество константата на равновесието е реакционният коефициент на химична реакция при химично равновесие и дава връзка между концентрациите (или парциалните налягания) на веществата в равновесното състояние. Чрез стойността на константата можем да преценим дали при дадени условия системата ще съдържа предимно продукти (когато константата е голяма) или предимно реагенти (когато е малка), както и дали реакцията вече е в равновесие.

Какво представлява математически

За обща реакция aA + bB ⇌ cC + dD константата на равновесието K в зависимост от използваната стандартна величина се записва като отношение на активности или на концентрации/налягания:

K = ([C]^c [D]^d) / ([A]^a [B]^b)

Тук скобите означават активности или, приблизително при разредени решения, моларни концентрации [mol·L^-1]. Ако работим с газове, често използваме константа, базирана на парциални налягания Kp, вместо Kc (която е на концентрации).

Видове константи на равновесието

Kc — константа, изразена чрез концентрации (мол·L^-1).
Kp — константа, изразена чрез парциални налягания (за газови реакции).
Ka — константа на киселинна дисоциация (за реакции HA ⇌ H⁺ + A^-).
Kb — константа на основна дисоциация.
Ksp — константа на разтворимост (solubility product) за неразтворими соли (напр. AgCl ⇌ Ag⁺ + Cl^-).
Kw — йонният произведение на водата (при 25 °C Kw ≈ 1·10^-14), при което: H2O ⇌ H⁺ + OH^-.

Единици и активности

Теоретично константите на равновесието трябва да се определят чрез активности, които са безразмерни величини. Когато вместо активности използваме концентрации или налягания, в резултат може да се получи числово значение с размерност; често обаче в практиката се приемат единици и се работи с концентрации при стандартни условия. За правилни термодинамични сравнения е добре да се използват активности и да се отбелязва, че стойността на K зависи от температурата и от наличието на нестандартни условия (напр. високи концентрации, йонна сила).

Отношение между различните константи и термодинамика

Връзка между Kp и Kc за газови реакции: Kp = Kc(RT)^Δn, където Δn = сумата на стехиометричните коефициенти на газовите продукти − сумата на коефициентите на газовите реагенти, R е газовата константа, а T е температурата в K.
Връзка с промяната на свободната енергия при стандартни условия: ΔG° = −RT ln K. Оттук: ако K > 1, ΔG° е отрицателно (реакцията е спонтанна в стандартни условия към продукти); ако K < 1, ΔG° е положително.

Зависимост от температурата (Van ’t Hoff)

Константата K зависи от температурата според уравнението на van ’t Hoff:

d(ln K)/dT = ΔH° / (R T²)

Оттук следва, че при ендотермична реакция (ΔH° > 0) повишаването на температурата увеличава стойността на K, а при екзотермична (ΔH° < 0) повишаването на температурата намалява K.

Как да използваме константата на равновесието

Сравнение на K със стойността на реакционния коефициент в даден момент, наречен реакционно отношение Q: ако Q < K, реакцията ще протече в директна посока (към продукти); ако Q > K, ще протече в обратна посока (към реагенти); ако Q = K, системата е в равновесие.
Изчисляване на крайни концентрации: от зададено K и начални количества може да се намерят равновесните концентрации чрез таблица на стехиометричното изменение (метод “ICE”: Initial, Change, Equilibrium).
Проектиране на условия за промяна на равновесието: чрез промяна на температура, налягане (за газови системи) или чрез добавяне/премахване на реагенти/продукти може да се променят равновесните състави (принцип на Ле Шателие).

Практически примери

Киселинна дисоциация: за оцетна киселина CH3COOH ⇌ H⁺ + CH3COO^- стойността на Ka определя колко силно е дисоциирана киселината в вода. Малка стойност на Ka означава слаба киселина.
Разтворимост: за AgCl ⇌ Ag⁺ + Cl^- Ksp = [Ag⁺][Cl^-] и от него следва максималната разтворимост в чиста вода.
Водата: Kw = [H⁺][OH^-] ≈ 1·10^-14 при 25 °C (следователно при неутрална вода [H⁺] = [OH^-] = 1·10^-7 M).

Заключение

Константата на химичното равновесие е фундаментален инструмент в химията и инженерните науки, който позволява да се предскажат съставите при равновесие, да се оценят кислотно-основните свойства, разтворимостите и реакционните възможности при различни условия. Разбирането на видовете константи, тяхната зависимост от температура и връзката им с термодинамиката позволява правилно интерпретиране и управление на химични процеси в лабораторията и индустрията.

Константа на равновесие на реакция

За общо химично равновесие

α A + β B . . . ⇌ σ S + τ T . . {\displaystyle \alpha A+\beta B...\rightleftharpoons \sigma S+\tau T...} $\alpha A+\beta B...\rightleftharpoons \sigma S+\tau T...$

константата на равновесието може да се определи по следния начин

K = { S } σ { T } τ . . . { A } α { B } β . . . {\displaystyle K={\frac {{\{S}}^{\sigma }{\{T}}^{\tau }...}{{\{A}}^{\alpha }{\{B}}^{\beta }...}}} $K={\frac {{\{S\}}^{\sigma }{\{T\}}^{\tau }...}{{\{A\}}^{\alpha }{\{B\}}^{\beta }...}}$

където {A} е активността на химичния вид А и т.н. (активността е безразмерна величина). Прието е активността на продуктите да се поставя в числителя, а тази на реагиращите вещества - в знаменателя.

При равновесие в разтвор активността е произведението от концентрацията и коефициента на активност. Повечето химици определят равновесните константи в разтвор с висока йонна сила. В разтвори с висока йонна сила коефициентът на активност се променя много малко. Затова равновесната константа се определя като коефициент на концентрация:

K c = [ S ] σ [ T ] τ . . . [ A ] α [ B ] β ... {\displaystyle K_{c}={\frac {{[S]}^{\sigma }{[T]}^{\tau }...}{{[A]}^{\alpha }{[B]}^{\beta }...}}} $K_{c}={\frac {{[S]}^{\sigma }{[T]}^{\tau }...}{{[A]}^{\alpha }{[B]}^{\beta }...}}$

Стойността на K_c обаче зависи от йонната сила. (Квадратните скоби означават концентрацията на A, B и т.н.)

Това е проста идея. При равновесие атомите могат да се комбинират или да се разпадат, защото реакцията може да протича и в двете посоки. За да работи реакцията, трябва да присъстват всички части, за да се комбинират. По-вероятно е това да се случи, ако реактивите са с по-висока концентрация. Така че концентрациите на всички необходими части се умножават заедно, за да се получи вероятността те да бъдат на едно и също място за реакцията. (Ако реакцията изисква две молекули от определено съединение, тогава концентрацията на това съединение се умножава по квадрата.) В обратна посока всички концентрации на тези необходими части се умножават заедно, за да се получи вероятността те да се намират на едно и също място, за да реагират в обратна посока. Съотношението между тези две числа представлява колко популярна ще бъде всяка от страните на реакцията, когато се постигне равновесие. Равновесна константа от 1 означава, че и двете страни са еднакво популярни. Химиците провеждат експерименти, за да измерят константата на равновесие на различни реакции.

Съществува връзка между свободната енергия на Гибс ( Δ G {\displaystyle \Delta G} $\Delta G$ ) и равновесната константа, която е,

Δ G = - R T ln K {\displaystyle \Delta G=-RT\ln K} $\Delta G=-RT\ln K$

Тук R {\displaystyle R} $R$ е универсалната газова константа, а T {\displaystyle T} $T$ е температурата.

Връзка между K p {\displaystyle K_{p}} и K c {\displaystyle K_{c}}

От закона за идеалния газ знаем, че,

P V = n R T {\displaystyle PV=nRT\,} $PV=nRT\,$

Или,

n V = P R T {\displaystyle {\frac {n}{V}}={\frac {P}{RT}}} ${\frac {n}{V}}={\frac {P}{RT}}$

Така че концентрацията (както и концентрацията C = n V {\displaystyle C={\frac {n}{V}}} $C={\frac {n}{V}}$ ), C = P R T {\displaystyle C={\frac {P}{RT}}} $C={\frac {P}{RT}}$

Тук P {\displaystyle P} $P$ е налягането, V {\displaystyle V} $V$ е обемът, n {\displaystyle n} е броят на моловете на газа, R {\displaystyle R} $R$ е универсалната газова константа, а T {\displaystyle T} $T$ е температурата. И така,

[ A B ] [ A ] [ B ] = P A B R T P A R T P B R T {\displaystyle {\frac {[AB]}{[A][B]}}={\frac {\frac {P_{AB}}{RT}}{{\frac {P_{A}}{RT}}{\frac {P_{B}}{RT}}}}} ${\frac {[AB]}{[A][B]}}={\frac {\frac {P_{AB}}{RT}}{{\frac {P_{A}}{RT}}{\frac {P_{B}}{RT}}}}$

Или,

K c = P A B P A P B × R T 1 + 1 - 1 {\displaystyle K_{c}={\frac {P_{AB}}{{P_{A}}{P_{B}}}}\times {RT}^{1+1-1}} $K_{c}={\frac {P_{AB}}{{P_{A}}{P_{B}}}}\times {RT}^{1+1-1}$

Тук P X {\displaystyle P_{X}} $P_{X}$ е парциалното налягане на X {\displaystyle X} $X$ .

Ако,

P A B P A P B = K p {\displaystyle {\frac {P_{AB}}{{P_{A}}{P_{B}}}}=K_{p}} ${\frac {P_{AB}}{{P_{A}}{P_{B}}}}=K_{p}$

След това,

K c ( R T ) - 1 - 1 + 1 = K p {\displaystyle K_{c}{(RT)}^{-1-1+1}=K_{p}} $K_{c}{(RT)}^{-1-1+1}=K_{p}$

Тук K p {\displaystyle K_{p}} $K_{p}$ е константата на равновесието, изразена в парциално налягане.

В този процес,

α A + β B . . . ⇌ σ S + τ T . . {\displaystyle \alpha A+\beta B...\rightleftharpoons \sigma S+\tau T...} $\alpha A+\beta B...\rightleftharpoons \sigma S+\tau T...$

За горепосочената реакция,

K c ( R T ) - α - β ... + σ + τ . . . = K p = p S σ p T τ . . . p A α p B β . . . {\displaystyle K_{c}{(RT)}^{-\alpha -\beta ...+\sigma +\tau ...}=K_{p}={\frac {{p_{\mathrm {S} }}^{\sigma }{p_{\mathrm {T} }}^{\tau }...}{{p_{\mathrm {A} }}^{\алфа }{p_{\mathrm {B} }}^{\beta }...}}} $K_{c}{(RT)}^{-\alpha -\beta ...+\sigma +\tau ...}=K_{p}={\frac {{p_{\mathrm {S} }}^{\sigma }{p_{\mathrm {T} }}^{\tau }...}{{p_{\mathrm {A} }}^{\alpha }{p_{\mathrm {B} }}^{\beta }...}}$

Така че връзката между K c {\displaystyle K_{c}} $K_{c}$ и K p {\displaystyle K_{p}} $K_{p}$ е,

K c ( R T ) Δ n = K p {\displaystyle K_{c}{(RT)}^{\Delta n}=K_{p}} $K_{c}{(RT)}^{\Delta n}=K_{p}$

Тук Δ n {\displaystyle \Delta n} $\Delta n$ броят на моловете газ от страна на продукта минус броя на моловете газ от страна на реагента в балансираната реакция.

Въпроси и отговори

Въпрос: Какво представлява равновесната константа?

О: Константата на равновесието е математическа величина, която изразява отношението между продуктите и реактивите на дадена реакция при химическо равновесие по отношение на определена единица.

В: Как можем да използваме равновесната константа?

О: Можем да използваме константата на равновесието, за да разберем дали реакцията има тенденция към по-висока концентрация на продуктите или реактивите при равновесие, както и да определим дали реакцията вече е в равновесие.

В: Какви са някои примери за различни видове константи на равновесието?

О: Константите на дисоциация са един от примерите за различни видове константи на равновесие, които осигуряват връзки между продуктите и реактивите на химична реакция при химично равновесие в различни единици.

Въпрос: Какво измерва една равновесна константа?

О: Константата на равновесието измерва връзката между продуктите и реактивите в химична реакция при химично равновесие по отношение на определена единица.

В: Как да разберем кога една реакция вече е в равновесие?

О: Можем да използваме равновесната константа, за да определим дали реакцията вече е в равновесие.

В: Какво означава нещо да е "в равновесие"?

О: В равновесие означава, че няма нетна промяна в концентрациите с течение на времето - всички компоненти остават в равновесие, така че реакциите протичат, но те се уравновесяват от обратните реакции, които протичат едновременно.

Автор

AlegsaOnline.com - Константа на равновесието - Leandro Alegsa

Дата на създаване: 17 май 2021 г.
Последна актуализация: 2 ноември 2025 г.

URL: https://bg.alegsaonline.com/art/31826