Quantités, constantes et conditions variables à l'équilibre
Introduit| English | Sens |
|---|---|
| dynamic equilibrium/daɪˈnæmɪk ˌiːkwɪˈlɪbrɪəm/ | dynamic equilibrium : équilibre dynamique |
| equilibrium constant/ˌiːkwɪˈlɪbrɪəm ˈkɒnstənt/ | constante d'équilibre |
| partial pressure/ˈpɑːʃl ˈpreʃə/ | pression partielle |
Why are equal reaction rates not equal concentrations?
- A closed reversible system can reach dynamic equilibrium 动态平衡 while containing much more product than reactant. Forward and reverse rates are equal; the amounts need not be.
- An equilibrium constant 平衡常数 describes the equilibrium composition for a stated reaction and temperature. First write the equation, phases and direction; changing the equation changes its expression.
Build the expression from the equation
- For $aA+bB\rightleftharpoons cC+dD$, use $K_c=\dfrac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$ with equilibrium concentrations. Coefficients become powers. For N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g), the expression is $\dfrac{[NH_3]^2}{[N_2][H_2]^3}$.
- In the usual heterogeneous expression, omit pure solids and pure liquids. For CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g), $K_c=[CO_2]$ while both solids remain present. A dissolved solute is not omitted merely because it is aqueous. Derive units from the actual expression.
Quelle est l'expression habituelle de Kc pour CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g), lorsque les deux solides sont présents ?
Difficulté 1/5 · 100 pièces + un petit bonus lors de la première réussite aujourd'hui
Les solides purs sont omis dans l'expression usuelle, laissant [CO₂]. Le changement de quantité d'un solide n'intervient pas dans Kc tant que les phases requises demeurent.
Use an equilibrium mole inventory before dividing by volume
- For A(g) + B(g) ⇌ C(g), start with 0.500 mol each of A and B and no C in 2.00 dm³. If 0.200 mol C forms, the 1:1:1 ratio consumes 0.200 mol each reactant: equilibrium amounts are 0.300, 0.300 and 0.200 mol.
- Divide each amount by the same volume: $[A]=[B]=0.150\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$ and $[C]=0.100\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$. Thus $K_c=\dfrac{0.100}{0.150\times0.150}=4.44\,\dfrac{\mathrm{dm}^3}{\mathrm{mol}}$. Initial concentrations cannot be substituted for equilibrium concentrations.
The volume does not cancel in every expression. Here the numerator has one concentration factor and the denominator two, leaving a volume factor overall. By contrast, for A ⇌ B, Kc = [B]/[A] = n(B)/n(A) in the same vessel and is unitless in the course expression.
A(g) + B(g) ⇌ C(g) : les quantités à l'équilibre sont 0.300, 0.300 et 0.200 mol dans 2.00 dm³. Calculez Kc en dm³ par mol.
Difficulté 2/5 · 140 pièces + un petit bonus lors de la première réussite aujourd'hui
Les concentrations à l'équilibre sont 0.150, 0.150 et 0.100 mol par dm³. Kc = 0.100/(0.150 × 0.150) = 4.44 dm³ par mol. L'utilisation exclusive des quantités omettrait le facteur volumique requis.
Convert gas amounts to partial pressures
- Partial pressure 分压 is mole fraction × total pressure: $p_i=\dfrac{n_i}{n_{total}}P$. For N₂O₄(g) ⇌ 2NO₂(g), $K_p=\dfrac{p(NO_2)^2}{p(N_2O_4)}$. Use the specified pressure unit; this syllabus uses atm.
- At equilibrium, 1.00 mol N₂O₄ and 2.00 mol NO₂ have total pressure 3.00 atm. Their partial pressures are 1.00 and 2.00 atm, so $K_p=2.00^2/1.00=4.00\,\mathrm{atm}$. For the carbonate decomposition, $K_p=p(CO_2)$ while both pure solids are present.
N₂O₄(g) ⇌ 2NO₂(g) : les quantités à l'équilibre sont 1.00 et 2.00 mol, avec une pression totale de 3.00 atm. Trouver Kp en atm.
Difficulté 2/5 · 140 pièces + un petit bonus lors de la première réussite aujourd'hui
Les fractions molaires 1/3 et 2/3 donnent les pressions partielles 1.00 et 2.00 atm. Kp = (2.00)²/1.00 = 4.00 atm.
Distinguish changing composition from changing the constant
- At fixed temperature, changing concentration or pressure can change equilibrium composition but not K. A catalyst speeds approach to equilibrium without changing K or its composition. Raising temperature lowers K for an exothermic forward reaction and raises K for an endothermic forward reaction; this change in K explains the temperature-dependent composition.
- A large K favours products for its stated expression; it does not prove rapid reaction or zero remaining reactant. Where the relationship $\Delta S_{total}=R\ln K$ is supplied, use the appropriately standardised dimensionless K: positive, zero and negative values correspond to K > 1, K = 1 and K < 1. Check the stated temperature and standard-state conventions before using it.
Do not take the logarithm of an unconverted dimensional Kp value. Do not insert total pressure in place of every gas partial pressure, include pure solid amounts in the usual expression, or claim a catalyst increases the equilibrium yield.
Write phases and coefficients, find equilibrium amounts, then calculate concentrations or partial pressures and derive K with its units. Temperature changes K; concentration, pressure and catalysts do not change its value at a fixed temperature.
À température constante, l'ajout d'un catalyseur augmente la constante d'équilibre.
Difficulté 1/5 · 100 pièces + un petit bonus lors de la première réussite aujourd'hui
Les deux directions deviennent plus rapides. Le système atteint la même composition d'équilibre plus tôt, avec la même K à température constante.
Pour une réaction directe endothermique, comment l'augmentation de la température modifie-t-elle K ?
Difficulté 1/5 · 100 pièces + un petit bonus lors de la première réussite aujourd'hui
La direction directe endothermique est favorisée par l'augmentation de la température, donc le rapport produit/réactif dans l'expression d'équilibre augmente. Il s'agit d'un changement de K, contrairement à un changement de pression à température constante.