Пример кп: КОММЕРЧЕСКОЕ ПРЕДЛОЖЕНИЕ ?ОБРАЗЕЦ, ПРИМЕРЫ, ШАБЛОНЫ❗

Взаимосвязь Kp и Kc — Этапы химии

Общая химия

Химическое равновесие

Kp и Kc Соотношение

В предыдущем посте мы упоминали, что выражение константы равновесия может быть сформулировано в терминах парциальных давлений, когда реагенты и продукты химической реакции являются газами.

Например, когда константа равновесия реакции между диоксидом серы и кислородом может быть выражена на основе молярных концентраций ( 9{\rm{2}}}{{_{{\rm{SO}}}}_{_2}}{P_{{{\rm{O}}_{\rm{2}}}}}}} \]

 

Где P SO 3 , P SO 2 и P O 2 парциальное давление компонентов реакции.

Нижний индекс p в K используется для указания на то, что константа равновесия K p определяется с использованием парциальных давлений.

Для общей реакции газов константа равновесия K p можно представить как:

 

a A + b B ⇆ c C + d D 90 005

Рассмотрим пример расчета K p .

Пример:

При определенной температуре для процесса Габера наблюдались следующие равновесные давления: 13 г ) ⇆ 2NH 3 ( 95}\]

 

Хотя значения K p и K c обычно различны, можно вычислить одно из другого, используя уравнение закона идеального газа. Идея состоит в том, чтобы изменить уравнение закона идеального газа, чтобы получить выражение для парциального давления каждого газа и использовать в уравнении K p .

 

PV = nRT , поэтому для P мы можем написать:

\[P\; = \;\frac{n}{V}RT\]

 

Помните, что n/V — это молярность, поэтому парциальное давление газа «А» равно:                     

\[{P_A}\; = \;\frac{{{n_A}}}{V}RT\; = \,\left[ {\rm{A}} \right]RT\]

 

Эквивалентное выражение для парциального давления каждого газа затем вводится в уравнение K p :

 

 

Затем это выражение упрощается путем разделения условий концентрации и ВУ:

 

 

А теперь самое интересное; Обратите внимание, что член в скобках слева равен Kc , поэтому мы можем упростить это выражение:

 

 

Давайте представим это как отдельную формулу, связывающую Kp и Kc, поскольку вы собираетесь ее использовать. довольно часто при решении задач равновесия:

а А + b B ⇆ c C + d D

 

 

Количество Δ n равно количеству молей газообразных продуктов минус количество молей газообразных реагентов.

Δ n = ( c + d ) – ( ​​ a + b)

 

9001 3 R – газовая постоянная, 0,08206 (л · атм)/ (К · моль) , а T — абсолютная температура в Кельвинах.

Например, разложение 1 моль N 2 O 4 дает 2 моль NO 2 , поэтому ∆ n = 2 – 1 = 1, и K p = K 90 015 с ( РТ ):

N 2 O 4 (ж) ⇆ 2НО 2 (ж)

  90 014

Константа равновесия этой реакции равна K c = 4,6 x 10 -4 , а значит, К р = K(RT) = 4,6 x 10 -4 (0,08206 л · атм/K · моль x 298 K) = 1,1 x 10 -2 .

 

Другой пример : K c для реакции синтеза аммиака при определенной температуре составляет 6,7 x 10 9 9012 2 . Рассчитайте Кр реакции.

3 H 2 (ж) + N 2 (ж) ⇆ 2 NH 3 (ж)

900 02 В уравнении больше реагентов, чем молекул продукта, поэтому быть отрицательным числом:

Δn = 2- (3+ 1) = -2

K p K(RT) =  6,7 x 10 9 (0,08206 л · атм/K · моль × 298 К) -2  = 1,6 x 10 11

Если число продуктов и молекул реагентов равно, то K c = K p потому что 90 013 К p К(РТ ) 0 = К .

Например, , предположим, что K c реакции между газообразными водородом и бромом 5,20 x 10 18. ) + B 2 ( г ) ⇆ 2HBr( г K c = 5,20 x 10 18

 

Определить K p этой реакции.

 

Решение: K p K(RT) K =  5,20 x 10 18

 

Выражение K p меняется с химическим уравнением так же, как мы видели его для K в.

 

K p для обратной реакции

Следующая реакция имеет константу равновесия K p = 4,42 x 10 -5  при 298 K:

 

CH 3 ОН( г ) ⇆ СО( г ) + 2H 2 ( г )

 

Рассчитайте константу равновесия для этого процесса, если реакция представлена ​​в следующем виде:

 

 CO( г ) + 2H 2 ( g ) ⇆ CH 3 OH( g )

 

Помните, что если реакция обратная , то K новый = 1/ K оригинальный .

Следовательно,

K новый = 1/ K исходный = 1/4,42 x 10 -5 = 22 624,43 = 2 .26 x 10 4

 

К p При изменении коэффициентов

Исходя из приведенного выше значения Kp, каково значение K p для следующей реакции?

 

2CH 3 OH( г ) ⇆ 2CO( г ) + 4H 2 ( g )

 

Сравнивая это уравнение с исходным, мы видим, что оно равно , умноженному на 2 . Помните, что когда коэффициенты в уравнении умножаются на какой-либо множитель, мы повышаем константу равновесия до того же множителя. Следовательно,

K новый = ( K исходный ) n = (4,42 x 10 -5 901 22 ) 2 = 1,96 x 10 -9

Практика

1.

Рассмотрим следующие реакции:

1) H 2 ( г ) + I 2 ( г ) ⇆ 2HI( г ) 9000 5

2) H 2 ( г ) + I 2 ( s ) ⇆ 2HI( g )

В какой реакции K и K p равны?

ответ

H 2 ( г ) + I 2 ( г ) ⇆ 2HI( г )

9000 2 Решение

K p = K(RT) Δn

Где Δn — сумма коэффициентов газообразных продуктов минус сумма коэффициентов газообразных реагентов. В первой реакции Δn=0, поэтому K p = K.

2.

При 300 K равновесные концентрации для следующей реакции составляют [CH 3 OH] = 0,240  M , [CO] = 0,350  M , и [H 2 ] = 1,65 M для реакции

CH 3 OH( г ) ⇆ CO( г ) + 2H 2 ( г )

Рассчитайте K p при этой температуре.

ответ

K p = 2,41 x 10 3

Решение

Kp = Kc(RT)Δn

 

90 002 Где Δn – сумма коэффициентов газообразных продуктов за вычетом суммы коэффициентов газообразных реагентов. Для этой реакции Δn=1+2-1=2. 92}}}{{{\rm{(0}}{\rm{.240)}}}} = 3,97\]

K p = K(RT) 2 = 3,97( 0,08206 л атм/К•моль × 300. K)2 = 2,406 = 2,41 x 103

3.

Зная константу равновесия, рассчитайте K p для каждой из следующих реакций при 298 K. ⇆ 2НО 2 ( г ) K c = 4,6 x 10 -4

б) 3H 2 ( г ) + N 2 ( г ) ⇆ 2NH 3 ( г ) К с = 6,7 x 10 9

c) H 2 ( г ) + B 2 ( г ) ⇆ 2HBr( г ) K c = 5,20 x 10 18

ответ

a)   K p = 1,1 x 10 -2

b)   K p = 1,6 x 10 11

c) K p = 5,20 x 10 18

Раствор

K p =  K(RT) Δn

Где Δn – сумма коэффициентов газообразные продукты минус сумма коэффициентов газообразных реагентов.

a) ∆n = 2-1 = 1

K p = K(RT) = 4,6 x 10 -4 (0,08206 л атм/K•моль × 298 К) = 1,1 х 10 -2

b) ∆n = 2- (3+ 1) = -2

K p = K(RT) = 6,7 x 10 9 (0,08206 л атм/K•моль × 298 К) -2  = 1,6 x 10 11

c) Δn = 2- (1+ 1) = 0

K p = K(RT) 0 = К = 5,20 х 10 18

4.

Рассчитайте K c для каждой реакции.

a) CO( г ) + Cl 2 ( г ) ⇆ COCl 2 ( г K p = 5,3 x 10 6

б) СН 4 ( g ) + H 2 O( g ) ⇆ CO( g ) + 3H 2 ( g ) K p = 7,7 x 10 8

в) 2SO 2 ( г ) + O 2 ( г ) ⇆ 2SO 3 ( г K p = 6,26 x 10 5

ответ

а)   Кс =  1,3 x 10 5

б)   Кс  =3,1 x 10 4

в)   Kc = 1,5 x 10 4

Раствор

K p = Kc(RT) Δn , следовательно, Kc = Kp/(RT) Δn 90 014

а) ∆n = 1-(1+1 ) = -1

Kc =  5,3 x 10 6 /(0,08206 л атм/К•моль × 298 K) -1  = 129605 = 1,3 x 10 5

б)  Δn = 1+3-(1+1) = 2

Kc = 9001 4 7,7 х 10 8 /(0,08206 л атм/К•моль × 298 K) 2  = 31487 =3,1 x 10 4

c)  Δn = 2-(1+2) = -1

Kc =  6,26 x 10 90 121 5 /(0,08206 л атм/К•моль × 298 К) -1  = 15308 = 1,5 x 10 4

Константа равновесия (Kc, Kp) — определение, приложения, формула

Что такое константа равновесия?

Константа равновесия химической реакции (обычно обозначаемая символом K) дает представление о взаимосвязи между продуктами и реагентами, когда химическая реакция достигает равновесия. Например, равновесная константа концентрации (обозначаемая K c ) химической реакции в состоянии равновесия может быть определена как отношение концентрации продуктов к концентрации реагентов, каждый из которых возведен в соответствующие стехиометрические коэффициенты. Важно отметить, что существуют различные типы констант равновесия, которые обеспечивают отношения между продуктами и реагентами равновесных реакций в единицах измерения.

Для химической реакции константа равновесия может быть определена как отношение между количеством реагента и количеством продукта, которое используется для определения химического поведения.

В равновесии скорость прямой реакции = скорости обратной реакции

т.е. с [Д] д

При определенной температуре константы скорости постоянны. Отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции должно быть постоянным и называется константой равновесия (K экв ).

Содержание

  • Формула
  • Единицы
  • △G, Q c и K c
  • k c по сравнению с k p
  • Характеристики
  • Приложения
  • Равновесная концентрация
  • Факторы, влияющие на константу равновесия

Формула константы равновесия

K equ  = k f /k b  = [C] c [D] d /[A] a [B] b = K c

Где Kc означает константу равновесия, измеренную в молях на литр.

Для реакций с участием газов: Формула константы равновесия для парциального давления будет следующей:

K equ = k f /k b  = [[pC] c [pD] d ]/[[pA] a [pB] б ] = К р

Где K p указывает формулу константы равновесия в пересчете на парциальные давления.

  • Большие значения K c /K указывают на более высокое образование продукта и более высокий процент конверсии.
  • Более низкие значения K c /K p указывают на более низкое образование продукта и более низкий процент конверсии.
  • Medium K c /K p значения указывают на оптимальное образование продукта.

Единицы константы равновесия

Константа равновесия представляет собой отношение приведенных концентраций к стехиометрическим коэффициентам. Следовательно, единица константы равновесия = [моль L -1 ] △n .

Где, ∆n = сумма стехиометрических коэффициентов продуктов – сумма стехиометрических коэффициентов реагентов.

⇒ Читайте также:

.

  • Химическое равновесие
  • Ионное равновесие
  • Принцип Ле Шателье

Константа равновесия, коэффициент реакции и свободная энергия Гиббса

К — отношение относительного количества продуктов к реагентам в состоянии равновесия, а Q — отношение в любой момент времени реакции. Значение Q можно сравнить с K, чтобы определить направление протекающей реакции. Самопроизвольность процесса связана с изменением свободной энергии. △G (свободная энергия Гиббса), K (константа равновесия) и Q (коэффициент реакции) связаны, как подробно описано ниже:

  1. △G < 0 и Qc ˂ Kc или Kp в начале реакции: Реакция будет протекать с образованием продуктов.
  1. △G = 0 и Qc = Kc или Kp в равновесии, и больше никаких изменений концентрации смеси.
  1. △G > 0 и Qc > Kc или Kp после достижения равновесия: Реакция пойдет в направлении образования реагентов.

Константа равновесия и коэффициент реакции

  • Kc = константа равновесия, измеренная в молях на литр.
  • Kp = константа равновесия, рассчитанная на основе парциальных давлений

Связь между kc и kp

Рассмотрим следующую обратимую реакцию: cC + dD ⇒ aA + bB

Константа равновесия реакции выражается через концентрацию (моль/л):

\(\begin{array}{l}\Rightarrow K_{_{c}}=\frac{[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B] ^{b}}\end{массив} \) 9{b}}\конец{массив} \)

Где pA, pB, pC и pD представляют собой парциальные давления вещества A, B, C и D соответственно. Если считать газы идеальными, то по уравнению идеального газа:

pV = nRT или p = nRT/V

Где,

  • p — давление в Па
  • n число молей газа
  • V – объем в м 3
  • Т — температура в Кельвинах
  • н/об = молярная концентрация = [C] 9{(c+d)-(a+b)}\end{массив} \)

    Где, △n = (c+d) – (a+b), т.е. количество молей газообразных продуктов – количество молей газообразных реагентов в равновесной химической реакции.

    Характеристики константы равновесия

    1. Он является специфичным для реакции и фиксируется при постоянной температуре.
    2. Катализатор одинаково изменяет скорость прямой и обратной реакции, не влияя на значение константы равновесия.
    3. Изменения концентрации, давления, температуры и инертных газов могут влиять на равновесие, благоприятствуя прямой или обратной реакции, но не константе равновесия.
    4. Это связано со стандартной свободной энергией как △G 0 = -RT ln K equ .
    5. Для одной и той же обратимой реакции K equ  имеет разные значения при разных температурах.
    6. Константа равновесия обратного равновесия является обратной величиной исходного равновесия, т. е. К об. = 1/К экв.
    7. При изменении стехиометрии равновесной реакции степень константы равновесия также изменяется на ту же величину.
    8. Если константа равновесия реакции A + B ⇌ C + D равна K, то для равновесной реакции 3A = 3B ⇒ 3C + 3D равна K 3 .
    9. В случае, если ступенчатые множественные равновесия приводят к конечным продуктам, константа равновесия чистого равновесия = произведению каждой ступенчатой ​​константы равновесия. Таким образом, чистая константа равновесия K = K 1  × K 2  × K 3 .
    10. Одновременные равновесные реакции имеют общий продукт. Константа равновесия реакций не меняется. Из-за более высокой концентрации обычного продукта концентрация продукта будет снижена.

    Применение константы равновесия

    Константа равновесия для прогнозирования степени реакции

    Константу равновесия (K c ) можно использовать для предсказания степени реакции, т.е. степени исчезновения реагентов. Величина константы равновесия дает представление об относительном количестве реагентов и продуктов.

    Случай 1: Большее значение константы равновесия (>10 3 ) показывает, что прямая реакция предпочтительнее, т. е. концентрация продуктов намного больше, чем концентрация реагентов в равновесии.

    Например,

    • H 2 (г) + Br 2 (г)⇌ 2HBr(г) ⇒ Kc = 5,4×10 18
    • H 2 (г) + Cl 2 (г)⇌ 2HCl(г) ⇒ Kc = 4×10 31
    • H 2 (г) + 12O 2 (г) ⇌ H 2 O(г) ⇒ Kc = 2,4×10 47

    Это показывает, что при равновесии концентрация продуктов очень высока, т. е. реакция идет почти до конца.

    Случай 2: Промежуточное значение константы равновесия (от 10 -3 до 10 3 ) показывает, что концентрации реагентов и продуктов сравнимы.

    Например,

    • Fe 3  (водн.) + SCN (водн.) ⇌ [Fe(SCN)] 2  (водн.) ⇒ Kc = 138 при 298 K
    • H 2  (г) + I 2  (г) ⇌ 2HI (г) ⇒ Kc = 57 при 700 К.

    Случай 3: Низкое значение константы равновесия (<10 -3 ) показывает, что благоприятна обратная реакция, т.е. концентрация реагентов намного больше, чем концентрация продуктов, т.е. реакция протекает в очень небольшой степени в прямом направлении.

    Например,

    • N 2 (ж) + O 2 (ж) ⇌ 2NO (ж) ⇒ Kc =4,8 × 10 -31 при 298K
    • H 2 O (г) ⇌ H 2 (г) + (1/2) O 2 (г) ⇒ Kc = 4,1 × 10 -48

    Константа равновесия для прогнозирования направления реакции

    Константу равновесия можно использовать для предсказания направления реакции. Нам нужен термин, коэффициент реакции (Qc, выраженный в терминах концентраций или Qp в терминах парциальных давлений), аналогичный константе равновесия, за исключением того, что условия не являются равновесными.

    Для сбалансированной реакции aA + bB ⇌ cC + dD

    Коэффициент реакции (Qc или Qp) определяется как:

    Q c = [C] c [D] d /[A] a [Б] б

    Q p  = p c C  × p d D / p a A  × стр б Б

    Сравнение с Kc и направлением реакции:

    • Если Q = K c , реакция находится в равновесии [где K c  = константа равновесия]
    • Если Q > K c , Q имеет тенденцию к уменьшению, чтобы стать равным K, реакция пойдет в обратном направлении.
    • Если Q < K c , Q имеет тенденцию к увеличению, чтобы стать равным K, реакция пойдет в прямом направлении.

    Расчет равновесной концентрации

    1. Из константы равновесия:

    Степень диссоциации равновесия с участием газа можно рассчитать, зная константу равновесия и концентрацию газообразного реагента/продукта.

    Например, при разложении карбоната количество молей двуокиси углерода можно рассчитать по константе равновесия, предполагая поведение идеального газа.

    CaCO 3 ⇌ CaO + CO 2 Kp = [pco 2 ]

    Разложение газообразного аммиака приведено ниже:

    Разложение Аммиак Реакция: 2NH 3 ⇌ N 2  + 3H 2
    Для начальных родинок 1 0 0
    Моль в равновесии 1−2α α
    Для молей C в равновесии С(1−2α) Ка 3Cα

    Число молей в состоянии равновесия = C(1 – 2α) + Cα + 3Cα = C(1 + 2α)

    Парциальное давление аммиака = C(1 – 2α) /C(1 + 2α) = [(1 – 2α)/(1+2α)] Pt (Pt – общее давление)

    Парциальное давление азота = C α /C(1 + 2α) = [α/(1 + 2α)]Pt

    Парциальное давление водорода = 3C α /C(1 + 2α) = [3α/(1+2α)]Pt

    K = [pN 2 ][pH 2 ] 3 /[pNH 3 ] 2

    K p = [[pN 2 ][pH 2 ] 3 ]/[pNH 3 ] 2

    = [{α/[1+2α]} Pt {3α/[1+2α]} 3 ]/ [{1−2α/[1+2α]Pt} 2 ]

    =27α 4 Pt 2  /[[1+2α] 2 [1−2α] 2 ]

    = 27α 4 Pt 2  /1 – 4α 2

    Зная Кр и общее давление, можно рассчитать степень диссоциации аммиака.

    2. Измерения плотности паров

    Плотность пара и число молей:

    Для идеальных газов pV = nRT = [ω/M] × RT

    M = [ωRT]/VP = ρ [RTV]/P = ρ[RTV]/RTn = ρ V/n = 2 × плотность пара

    Плотность пара = ρ × V/2n = α × 1/n

    В равновесии V и ρ постоянны, а плотность пара равна α × 1/n

    Плотность пара и равновесие:

    Плотность пара в начале/плотность пара в равновесии = D/d = M/m = Моли в равновесии/Моли в начале.

    M = начальная молекулярная масса и m = молекулярная масса при равновесии

    Например,

    Реакция: PCl 5 ⇌ PCl 3  + Cl 2
    Для начальных родинок С 0 0
    Моль в равновесии С(1 – α) Ка Ка

    Число молей в состоянии равновесия = C (1 – α) + Cα + Cα = C (1 + α)

    С (1 + α) С = D/d : 1 + α

    α = D/d – 1

    Зная D и d или M и m, можно вычислить α.