Omkeerbare reacties komen in beide richtingen voor, maar elke omkeerbare reactie bezinkt naar een "evenwichts" positie. Als u het evenwicht van een dergelijke reactie wilt karakteriseren, beschrijft de evenwichtsconstante de balans tussen de producten en reactanten. Het berekenen van de evenwichtsconstante vereist kennis van de concentraties van de producten en de reactanten in de reactie wanneer deze in evenwicht is. De waarde van de constante hangt ook af van de temperatuur en of de reactie exotherm of endotherm is.

TL; DR (te lang; niet gelezen)

Voor de generieke reactie:

aA (g) + bB (g) ⇌ gG (g) + hH (g)

Hier zijn de kleine letters het aantal mol van elk, de hoofdletters staan voor de chemische componenten van de reactie en de letters tussen haakjes geven de toestand van de materie weer. Je vindt de evenwichtsconstante van de concentratie met de uitdrukking:

K _{c \u003d [G] ^{g [H] h ÷ [A] a [B] b}}

Voor exotherme reacties vermindert het verhogen van de temperatuur de waarde van de constante en voor endotherme reacties verhoogt het verhogen van de temperatuur de waarde van de constante.
De evenwichtsconstante berekenen

De formule voor de evenwichtsconstante verwijst naar een generieke "homogene" reactie (waarbij de materietoestanden voor de producten en reactanten hetzelfde zijn), namelijk:

aA (g) + bB (g) ⇌ gG (g) + hH (g)

Waar de kleine letters het aantal mol van elke component in de reactie weergeven en de hoofdletters de chemicaliën zijn die bij de reactie betrokken zijn en de letter ( g) staat tussen haakjes voor de toestand van de materie (in dit geval gas).

De volgende uitdrukking definieert de evenwichtsconstante van de concentratie (K _c):

K _{c \u003d [G] ^{g [H] h ÷ [A] a [B] b}}

Hier zijn de vierkante haakjes voor de concentraties (in mol per liter) voor elk van de componenten van de reactie, in evenwicht. Merk op dat de mol van elke component in de oorspronkelijke reactie nu exponenten zijn in de uitdrukking. Als de reactie de producten begunstigt, zal het resultaat groter zijn dan 1. Als het de reactanten begunstigt, zal het minder zijn dan 1.

Voor inhomogene reacties zijn de berekeningen hetzelfde, behalve vaste stoffen, zuivere vloeistoffen en oplosmiddelen worden allemaal eenvoudigweg als 1 geteld in de berekeningen.

De evenwichtsconstante van druk (K

) is echt vergelijkbaar, maar wordt gebruikt voor reacties waarbij gassen betrokken zijn. In plaats van de concentraties gebruikt het gedeeltelijke drukken van elke component:

K _{p \u003d p G ^{gp H h ÷ p A ap B b}}

Hier is (p _{G) de druk van component (G) enzovoort, en de kleine letters vertegenwoordigen het aantal mol in de vergelijking voor de reactie.}

U voert deze berekeningen op een vergelijkbare manier uit, maar het hangt ervan af hoeveel u weet over de hoeveelheden of drukken van de producten en reactanten bij evenwicht. U kunt de constante bepalen met behulp van bekende beginwaarden en één evenwichtshoeveelheid met een beetje algebra, maar over het algemeen is het eenvoudiger met bekende evenwichtsconcentraties of drukken.
Hoe temperatuur de evenwichtsconstante beïnvloedt

De druk wijzigen of de concentraties van de dingen die in het mengsel aanwezig zijn, veranderen de evenwichtsconstante niet, hoewel beide de positie van het evenwicht kunnen beïnvloeden. Deze wijzigingen hebben de neiging het effect van de wijziging ongedaan te maken.

De temperatuur daarentegen verandert wel de evenwichtsconstante. Voor een exotherme reactie (reacties waarbij warmte vrijkomt), vermindert het verhogen van de temperatuur de waarde van de evenwichtsconstante. Voor endotherme reacties, die warmte absorberen, verhoogt het verhogen van de temperatuur de waarde van de evenwichtsconstante. De specifieke relatie wordt beschreven in de van't Hoff-vergelijking:

ln (K _{2 ÷ K 1) \u003d (−∆H ^{0 ÷ R) × ( 1 /T 2 - 1 /T 1)}}

Waar (∆H ^{0) de verandering in enthalpie van de reactie is, (R) is het universele gas constant, (T <1) en (T <2) zijn de start- en eindtemperaturen en (K <1) en (K <2) zijn de begin- en eindwaarden van de constante.}