Химическое равновесие: простой расчёт по формуле

Представьте, что вы и ваш друг перебрасываетесь мячом. Чем быстрее кидаете, тем больше мячей в воздухе. Когда число бросков туда и обратно сравняется — это равновесие. В химии то же самое: прямая и обратная реакции идут с одинаковой скоростью. Концентрации веществ перестают меняться, но реакция не останавливается — она динамична.

Ключевой момент: равновесие не означает, что реагентов и продуктов поровну. Это баланс скоростей, а не количеств. Например, для реакции N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ при 500°C равновесие сильно сдвинуто в сторону аммиака (Kc ≈ 6×10⁻²).

Запомните: равновесие — это не статика, а динамический баланс.

Для реакции aA + bB ⇌ cC + dD константа равновесия Kc через молярные концентрации:

• [A], [B], [C], [D] — равновесные концентрации (моль/л);
• a, b, c, d — стехиометрические коэффициенты в уравнении;
• Степени — это коэффициенты, в которые возводятся концентрации.

Если реакция в газовой фазе, используют Kp через парциальные давления:

Связь между Kp и Kc: Kp = Kc(RT)^Δn, где Δn = (c+d) – (a+b) — изменение числа молей газов (R = 0.0821 Л·атм/(моль·K), T в Кельвинах).

Дано: В сосуд объёмом 1 л поместили 0.1 моль N₂O₄. После установления равновесия при 100°C образовалось 0.06 моль NO₂. Найти Kc.

1. Составляем таблицу: N₂O₄ ⇌ 2NO₂. Начальные: [N₂O₄]₀ = 0.1 M, [NO₂]₀ = 0. Изменение: пусть x прореагировало N₂O₄, тогда NO₂ +2x. Равновесие: [N₂O₄] = 0.1 – x, [NO₂] = 2x.
2. Из условия: 2x = 0.06 ⇒ x = 0.03 M. Тогда [N₂O₄] = 0.1 – 0.03 = 0.07 M.
3. Kc = [NO₂]² / [N₂O₄] = (0.06)² / 0.07 = 0.0514.

Подставьте свои числа в Калькулятор равновесных концентраций — он сделает всё за секунду.

Дано: 2 моль SO₂ и 1 моль O₂ в 1 л при 600 K. Равновесное давление SO₃ = 0.85 атм. Найти Kp.

1. Выражаем через парциальные давления. Начальное общее давление: P₀ = nRT/V = (2+1)×0.0821×600/1 = 147.78 атм.
2. Пусть прореагировало 2x SO₂ (на 2 моль SO₃). Равновесные моли: SO₂: 2-2x, O₂: 1-x, SO₃: 2x. Общее число молей: 3 – x.
3. Известно P_SO₃ = 0.85 атм. По закону Дальтона: P_SO₃ = (2x/(3-x)) × P_общее. Но P_общее = (n_общ)×RT/V = (3-x)×0.0821×600/1. Отсюда P_SO₃ = 2x×0.0821×600/1 = 98.52x. Решаем 98.52x = 0.85 → x = 0.00863.
4. Находим парциальные давления: P_SO₂ = (2-2x)×0.0821×600 = (2-0.01726)×49.26 = 97.67 атм; P_O₂ = (1-0.00863)×49.26 = 48.84 атм.
5. Kp = P_SO₃²/(P_SO₂²·P_O₂) = 0.85²/(97.67²×48.84) = 0.7225/(9539×48.84) = 1.55×10⁻⁶.

Большое значение Kp (на самом деле маленькое) показывает, что равновесие сильно смещено влево.

Дано: Нагреваем 10 г CaCO₃ в закрытом сосуде 1 л при 800°C. Найти равновесное давление CO₂, если Kp = 1.56 атм (при 800°C).

Важно: Твёрдые вещества не входят в выражение Kp — их активность равна 1.

1. Выражение Kp: Kp = P_CO₂. Значит, при 800°C P_CO₂ = 1.56 атм.
2. Проверим, хватит ли CaCO₃. Моль CaCO₃ = 10/100 = 0.1 моль. По стехиометрии из 0.1 моль CaCO₃ образуется 0.1 моль CO₂. При 1 л и 1073 K: P_CO₂_макс = nRT/V = 0.1×0.0821×1073/1 = 8.81 атм, что больше 1.56, поэтому равновесие достигнется.
3. Итог: Равновесное давление CO₂ = 1.56 атм, осталось CaCO₃ = 0.1 – n(CO₂) = 0.1 – (P_CO₂×V/RT) = 0.1 – (1.56×1/(0.0821×1073)) = 0.1 – 0.0177 = 0.0823 моль.

• Забывают возводить в степень: Kc = ([C]^c[D]^d)/([A]^a[B]^b). Степень равна стехиометрическому коэффициенту.
• Путают давление и концентрацию: Kp используют для газов, Kc — для растворов и газов; не смешивайте.
• Не учитывают агрегатное состояние: Твёрдые и жидкие вещества входят в Kp? Нет, только газы и растворённые вещества.
• Игнорируют единицы: Kc в (моль/л)^Δn, Kp в (атм)^Δn. В Kp = Kc(RT)^Δn единицы согласуются.

1. Задача 1: Для реакции H₂ + I₂ ⇌ 2HI равновесные концентрации: [H₂]=0.2 M, [I₂]=0.2 M, [HI]=1.6 M. Найдите Kc.
   Ответ: Kc = (1.6)²/(0.2×0.2) = 64.
2. Задача 2: Kc для N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ при 500°C равна 0.058. В сосуд поместили 1 моль N₂ и 3 моль H₂ в 1 л. Найдите равновесную концентрацию NH₃.
   Ответ: Пусть x – расход N₂. Тогда [N₂]=1-x, [H₂]=3-3x, [NH₃]=2x. Kc = (2x)²/((1-x)(3-3x)³). Решение даёт x≈0.234, [NH₃]=0.468 M.

Если на систему в равновесии воздействовать извне (изменить температуру, давление или концентрацию), равновесие смещается в сторону, ослабляющую это воздействие.

• Температура: Для эндотермической реакции (ΔH>0) повышение температуры смещает равновесие вправо (в сторону продуктов). Для экзотермической — влево.
• Давление: Повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего числа молей газа. Если Δn=0 — давление не влияет.
• Концентрация: Добавление реагента смещает равновесие вправо, удаление продукта — вправо.

Проверьте свои расчёты с помощью Калькулятора константы равновесия Kp.

Вручную считать Kp или Kc — долго. Наши инструменты сделают это за мгновение:

• Калькулятор химического равновесия — универсальный, считает и Kc, и Kp, и равновесные концентрации.
• Калькулятор константы равновесия Kc — если нужна только Kc.
• Калькулятор энергии химической связи — поможет оценить ΔH реакции, чтобы понять, экзо- или эндотермическая.