Back to chapter

14.4:

Evenwichtsconstante Berekenen

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Calculating the Equilibrium Constant

Languages

Share

De evenwichtsconstante, Kc, kan worden bepaald door de overeenkomstige waarden in de evenwichtsconstante-uitdrukking te vervangen als de concentraties van alle reactanten en producten bij evenwicht bekend zijn. Een gasvormig mengsel van zwaveldioxide en zuurstof bij 530 graden Celsius laat men reageren volgens de getoonde reactie. Bij evenwicht bevat het mengsel 0, 10 molair zwaveldioxide, 0, 15 molair zuurstof en 10, 88 molair zwaveltrioxide.Door de waarden in de evenwichtsuitdrukking te substitueren, is de Kc gelijk aan 7, 9 10⁴. De Kc kan ook worden berekend zolang de beginconcentratie van alle componenten en de evenwichtsconcentratie van minimaal één verbinding bekend is. De onbekende evenwichtsconcentraties kunnen vervolgens worden berekend met behulp van de reactie-stoichiometrie.Een ICE-tabel wordt gebruikt om de informatie voor de begin-veranderings-en evenwichtsconcentraties van de reactie te ordenen. Wanneer een reactiemengsel dat 0, 11 molair stikstof en 0, 36 molair waterstof bevat, het evenwicht laat bereiken bij 500 graden Celsius, produceert het 0, 020 molair ammoniak bij evenwicht. Om de Kc te berekenen, moeten de evenwichtsconcentraties van stikstof en waterstof worden bepaald.De stoichiometrie van de reactie laat zien dat 1 mol stikstofgas en 3 mol waterstofgas nodig zijn om 2 mol ammoniakgas te produceren. De verandering, x, vermenigvuldigd met de coëfficiënten van de reactanten en producten, geeft de concentratie van de verbruikte reactanten aan en de concentratie van het geproduceerde product om een evenwicht te bereiken. Omdat 2x gelijk is aan 0, 020, is x gelijk aan 0, 010.De evenwichtsconcentratie van stikstof en waterstof kan dan worden bepaald door de respectieve concentratieverandering af te trekken van hun beginconcentratie, die respectievelijk gelijk is aan 0, 10 en 0, 33 molair. Als evenwichtsconcentraties in de Kc-uitdrukking worden vervangen, is de Kc gelijk aan 0, 11. De Kp voor reacties met gassen kan worden berekend met behulp van een ICE-tabel en de evenwichtsuitdrukking kan worden geschreven met partiële drukken.

14.4:

Evenwichtsconstante Berekenen

The equilibrium constant for a reaction is calculated from the equilibrium concentrations (or pressures) of its reactants and products. If these concentrations are known, the calculation simply involves their substitution into the Kc expression.

For example, gaseous nitrogen dioxide forms dinitrogen tetroxide according to this equation:

Eq1

When 0.10 mol NO2 is added to a 1.0-L flask at 25 °C, the concentration changes so that at equilibrium, [NO2] = 0.016 M and [N2O4] = 0.042 M. The value of the equilibrium constant for the reaction can be calculated as follows:

Eq2

A slightly more challenging example is provided next, in which the reaction stoichiometry is used to derive equilibrium concentrations from the information provided. The basic strategy of this computation is helpful for many types of equilibrium computations and relies on the use of terms for the reactant and product concentrations initially present, for how they change as the reaction proceeds, and for what they are when the system reaches equilibrium. The acronym ICE is commonly used to refer to this mathematical approach, and the concentration terms are usually gathered in a tabular format called an ICE table.

Calculation of an Equilibrium Constant

Iodine molecules react reversibly with iodide ions to produce triiodide ions.

Eq3

If a solution with the concentrations of I2 and I both equal to 1.000 × 10−3 M before reaction gives an equilibrium concentration of I2 of 6.61 × 10−4 M, what is the equilibrium constant for the reaction?

To calculate the equilibrium constants, equilibrium concentrations are needed for all the reactants and products:

Eq4

The initial concentrations of the reactants and the equilibrium concentration of the product are provided. This information can be used to derive terms for the equilibrium concentrations of the reactants, presenting all the information in an ICE table.

      I2 (aq)        I(aq)    I3(aq)     
Initial Concentration (M) 1.000 × 10−3 1.000 × 10−3 0
Change (M) −x −x +x
Equilibrium Concentration (M)   1.000 × 10−3 − x       1.000 × 10-3 − x   x

At equilibrium the concentration of I2 is 6.61 × 10−4 M so that

Eq5

The ICE table may now be updated with numerical values for all its concentrations:

I2 (aq I(aq) I3(aq)
Initial Concentration (M)  1.000 × 10−3    1.000 × 10−3   0
Change (M)  −3.39 × 10−4    −3.39 × 10−4     +3.39 × 10-4  
Equilibrium Concentration (M)  6.61 × 10−4    6.61 × 10−4    3.39 × 10−4 

Finally, the equilibrium concentrations can be substituted into the Kc expression and solved:

Eq6

This text has been adapted from Openstax, Chemistry 2e, Section 13.4 Equilibrium Calculations.