Equilibrium · ⁨Равновесная⁩

AP Chemistry · ⁨AP Химия⁩ · Topic 7 · ⁨Тема 7⁩

View Slides · ⁨Просмотр слайдов⁩ Train · ⁨Тренировать⁩

Video lesson for this topic · ⁨Видеоурок по этой теме⁩ Open the video page · ⁨Открыть страницу видео⁩

7.1

Introduction to Equilibrium · ⁨Введение в равновесие⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 7.1.A: Explain the relationship between the occurrence of a reversible chemical or physical process, and the establishment of equilibrium, to experimental observations.

7.1.A.1 Many observable processes are reversible. Examples include evaporation and condensation of water, absorption and desorption of a gas, or dissolution and precipitation of a salt. Some important reversible chemical processes include the transfer of protons in acid-base reactions and the transfer of electrons in redox reactions.
7.1.A.2 When equilibrium is reached, no observable changes occur in the system. Reactants and products are simultaneously present, and the concentrations or partial pressures of all species remain constant.
7.1.A.3 The equilibrium state is dynamic. The forward and reverse processes continue to occur at equal rates, resulting in no net observable change.
7.1.A.4 Graphs of concentration, partial pressure, or rate of reaction versus time for simple chemical reactions can be used to understand the establishment of chemical equilibrium.

Русский

Учебная цель 7.1.A: Объяснить связь между протеканием обратимого химического или физического процесса и установлением равновесия с экспериментальными наблюдениями.

7.1.A.1 Многие наблюдаемые процессы являются обратимыми. Примерами являются испарение и конденсация воды, адсорбция и десорбция газа, или растворение и осаждение соли. Важные обратимые химические процессы включают перенос протонов в кислотно-основных реакциях и перенос электронов в окислительно-восстановительных реакциях.
7.1.A.2 Когда достигается равновесие, в системе не происходит никаких наблюдаемых изменений. Реагенты и продукты присутствуют одновременно, а концентрации или парциальные давления всех видов остаются постоянными.
7.1.A.3 Состояние равновесия является динамическим. Прямой и обратный процессы продолжают происходить с одинаковыми скоростями, что приводит к отсутствию наблюдаемого чистого изменения.
7.1.A.4 Графики зависимости концентрации, парциального давления или скорости реакции от времени для простых химических реакций могут быть использованы для понимания установления химического равновесия.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

Dynamic equilibrium

A reversible reaction 可逆反应 runs both ways. Chemical equilibrium 化学平衡 is reached when the forward and reverse rates become equal, so concentrations stop changing. Equilibrium is dynamic – both reactions continue, but at matching rates, so nothing appears to change.

The rates graph above explains why concentrations settle; this next graph shows what the concentrations do – reactants fall and products rise until, once the rates match, both hold constant (they need not be equal).

Русский

Растворы хлорида кобальта: системы равновесия смещаются при изменении условий (принцип Ле Шателье)

Динамическое равновесие

Обратимая реакция протекает в обоих направлениях. Химическое равновесие достигается, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными, и концентрации перестают меняться. Равновесие динамическое — обе реакции продолжаются, но с одинаковой скоростью, поэтому внешне ничего не меняется.

Динамическое равновесие: скорости прямой и обратной реакций становятся равными

График скоростей выше объясняет почему концентрации стабилизируются; следующий график показывает как ведут себя концентрации — реагенты уменьшаются, продукты увеличиваются до тех пор, пока скорости не сравняются, после чего они остаются постоянными (при этом сами значения концентраций могут быть разными).

Концентрации реагентов и продуктов меняются, затем остаются постоянными после достижения равновесия — Концентрации реагентов и продуктов изменяются, затем становятся постоянными после достижения равновесия

Vocabulary · ⁨Словарь⁩ Train · ⁨Тренировать⁩

English	Русский
reversible reaction/rɪˈvɜːsɪbl rɪˈækʃn/	обратимая реакция
Chemical equilibrium/ˈkemɪkl ˌiːkwɪˈlɪbrɪəm/	Химическое равновесие
reaction quotient/rɪˈækʃn ˈkwəʊʃənt/	квазиравновесная константа (quotient of reaction)
equilibrium constant/ˌiːkwɪˈlɪbrɪəm ˈkɒnstənt/	константа равновесия
Le Chatelier's principle/lə ˈtʃeɪtlɪəz ˈprɪnsɪpl/	Принцип Ле Шателье
solubility product/ˌsɒljuːˈbɪlɪti ˈprɒdʌkt/	произведение растворимости

7.2

Direction of Reversible Reactions · ⁨Направление обратимых реакций⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 7.2.A: Explain the relationship between the direction in which a reversible reaction proceeds and the relative rates of the forward and reverse reactions.

7.2.A.1 If the rate of the forward reaction is greater than the reverse reaction, then there is a net conversion of reactants to products. If the rate of the reverse reaction is greater than that of the forward reaction, then there is a net conversion of products to reactants. An equilibrium state is reached when these rates are equal.

Русский

Цель обучения 7.2.A: Объяснять связь между направлением протекания обратимой реакции и соотношением скоростей прямой и обратной реакций.

7.2.A.1 Если скорость прямой реакции больше скорости обратной, то происходит чистый переход реагентов в продукты. Если скорость обратной реакции больше скорости прямой, то происходит чистый переход продуктов в реагенты. Состояние равновесия достигается, когда эти скорости равны.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

At equilibrium the amounts of reactants and products are fixed but usually not equal. Whether the mixture favors products or reactants depends on the reaction; you compare the current state to the equilibrium condition to predict which way it shifts.

Русский

При равновесии количества реагентов и продуктов фиксированы, но обычно не равны. То, какой состав преобладает, зависит от конкретной реакции; вы сравниваете текущее состояние с условием равновесия, чтобы предсказать направление смещения.

7.3

The Reaction Quotient and Equilibrium Constant · ⁨Показатель реакции и константа равновесия⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 7.3.A: Represent the reaction quotient $Q_c$ or $Q_p$, for a reversible reaction, and the corresponding equilibrium expressions $K_c = Q_c$ or $K_p = Q_p$.

7.3.A.1 The reaction quotient $Q_c$ describes the relative concentrations of reaction species at any time. For gas phase reactions, the reaction quotient may instead be written in terms of partial pressures as $Q_p$. The reaction quotient tends toward the equilibrium constant such that at equilibrium $K_c = Q_c$ and $K_p = Q_p$. As examples, for the reaction
$$a\,\mathrm{A} + b\,\mathrm{B} \rightleftarrows c\,\mathrm{C} + d\,\mathrm{D}$$
the law of mass action indicates that the equilibrium expression for $(K_c, Q_c)$ is
- Equation: $K_c = \dfrac{[\mathrm{C}]^c [\mathrm{D}]^d}{[\mathrm{A}]^a [\mathrm{B}]^b}$
and that for $(K_p, Q_p)$ is
- Equation: $K_p = \dfrac{(P_\mathrm{C})^c (P_\mathrm{D})^d}{(P_\mathrm{A})^a (P_\mathrm{B})^b}$
- Exclusion statement: Conversion between $K_c$ and $K_p$ will not be assessed on the AP Exam. Students should be aware of the conceptual differences and pay attention to whether $K_c$ or $K_p$ is used in an exam question.
- Exclusion statement: Equilibrium calculations on systems where a dissolved species is in equilibrium with that species in the gas phase will not be assessed on the AP Exam.
7.3.A.2 The reaction quotient does not include substances whose concentrations (or partial pressures) are independent of the amount, such as for solids and pure liquids.

Русский

Цель обучения 7.3.A: Представлять реакционный коэффициент $Q_c$ или $Q_p$ для обратимой реакции, а также соответствующие выражения для константы равновесия $K_c = Q_c$ или $K_p = Q_p$.

7.3.A.1 Реакционный коэффициент $Q_c$ описывает относительные концентрации видов реакции в любой момент времени. Для газофазных реакций реакционный коэффициент также может быть записан через парциальные давления как $Q_p$. Реакционный коэффициент стремится к константе равновесия так, что при равновесии $K_c = Q_c$ и $K_p = Q_p$. В качестве примера, для реакции
$$a\,\mathrm{A} + b\,\mathrm{B} \rightleftarrows c\,\mathrm{C} + d\,\mathrm{D}$$
закон действующих масс указывает, что выражение для константы равновесия $(K_c, Q_c)$ имеет вид
- Уравнение: $K_c = \dfrac{[\mathrm{C}]^c [\mathrm{D}]^d}{[\mathrm{A}]^a [\mathrm{B}]^b}$
а для константы равновесия $(K_p, Q_p)$ —
- Уравнение: $K_p = \dfrac{(P_\mathrm{C})^c (P_\mathrm{D})^d}{(P_\mathrm{A})^a (P_\mathrm{B})^b}$
- Исключение: Перевод между $K_c$ и $K_p$ не будет проверяться на экзамене AP. Студентам следует знать концептуальные различия и обращать внимание на то, какое из выражений, $K_c$ или $K_p$, используется в вопросе экзамена.
- Исключение: Расчеты равновесия для систем, где растворенное вещество находится в равновесии с этим же веществом в газовой фазе, не будут проверяться на экзамене AP.
7.3.A.2 Реакционный коэффициент не включает вещества, концентрации (или парциальные давления) которых не зависят от количества, например твердые вещества и чистые жидкости.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

The reaction quotient 反应商 $Q$ has the same form as the equilibrium expression but uses current concentrations:

$$Q=\frac{[\text{products}]}{[\text{reactants}]}\ \text{(each raised to its coefficient)}.$$

At equilibrium $Q$ equals the equilibrium constant 平衡常数 $K$. Comparing them predicts direction: $Q shifts forward (toward products); $Q>K$ shifts reverse; $Q=K$ means already at equilibrium.

Русский

Показатель реакции $Q$ имеет ту же форму, что и выражение для равновесия, но использует текущие концентрации:

$$Q=\frac{[\text{products}]}{[\text{reactants}]}\ \text{(each raised to its coefficient)}.$$

В состоянии равновесия $Q$ равно константе равновесия $K$. Сопоставление этих величин позволяет предсказать направление реакции: если $Q, реакция смещается в прямом направлении (к продуктам); если $Q>K$ — в обратном; если $Q=K$, то система уже находится в состоянии равновесия.

7.4

Calculating the Equilibrium Constant · ⁨Расчет константы равновесия⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 7.4.A: Calculate $K_c$ or $K_p$ based on experimental observations of concentrations or pressures at equilibrium.

7.4.A.1 Equilibrium constants can be determined from experimental measurements of the concentrations or partial pressures of the reactants and products at equilibrium.

Русский

Цель обучения 7.4.A: Рассчитывать константу равновесия $K_c$ или $K_p$ на основе экспериментальных данных о концентрациях или давлениях в состоянии равновесия.

7.4.A.1 Константы равновесия определяются по экспериментальным измерениям концентраций или парциальных давлений реагентов и продуктов в состоянии равновесия.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

Write $K$ from the balanced equation (pure solids and liquids are left out). From equilibrium concentrations (or partial pressures for $K_p$), plug in and compute. $K_c$ uses molarities; $K_p$ uses pressures.

Worked example. For $\text{N}_2\text{O}_4\rightleftharpoons2\text{NO}_2$, the equilibrium concentrations are $[\text{N}_2\text{O}_4]=0.20\ \text{M}$ and $[\text{NO}_2]=0.10\ \text{M}$. Then

$$K_c=\frac{[\text{NO}_2]^2}{[\text{N}_2\text{O}_4]}=\frac{(0.10)^2}{0.20}=0.050.$$

The NO$_2$ coefficient of $2$ becomes the power; N$_2$O$_4$ (coefficient $1$) is just to the first power.

Русский

Запишите $K$ по уравнению реакции (чистые твердые вещества и жидкости исключаются). Подставьте равновесные концентрации (или парциальные давления для $K_p$) и вычислите. Для $K_c$ используются молярности; для $K_p$ — давления.

Разобранный пример. Для $\text{N}_2\text{O}_4\rightleftharpoons2\text{NO}_2$ равновесные концентрации составляют $[\text{N}_2\text{O}_4]=0.20\ \text{M}$ и $[\text{NO}_2]=0.10\ \text{M}$. Тогда

$$K_c=\frac{[\text{NO}_2]^2}{[\text{N}_2\text{O}_4]}=\frac{(0.10)^2}{0.20}=0.050.$$

Коэффициент NO$_2$ в $2$ становится степенью; N$_2$O$_4$ (коэффициент $1$) возводится только в первую степень.

7.5

Magnitude of the Equilibrium Constant · ⁨Величина константы равновесия⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 7.5.A: Explain the relationship between very large or very small values of $K$ and the relative concentrations of chemical species at equilibrium.

7.5.A.1 Some equilibrium reactions have very large $K$ values and proceed essentially to completion. Others have very small $K$ values and barely proceed at all.

Русский

Цель обучения 7.5.A: Объяснять связь между очень большими или очень малыми значениями константы равновесия $K$ и относительными концентрациями химических видов в состоянии равновесия.

7.5.A.1 Некоторые реакции равновесия имеют очень большие значения константы $K$ и протекают практически до конца. Другие имеют очень малые значения константы $K$ и почти не протекают вовсе.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

$K\gg 1$: products strongly favored (reaction nearly complete).
$K\ll 1$: reactants favored (little reaction).
$K\approx 1$: significant amounts of both.

The size of $K$ tells you where the equilibrium "sits."

Русский

$K\gg 1$: продукты сильно преобладают (рекция почти идет до конца).
$K\ll 1$: преобладают реагенты (реакция слабо идет).
$K\approx 1$: значительные количества обоих компонентов.

Величина $K$ указывает, где «расположено» равновесие.

7.6

Properties of the Equilibrium Constant · ⁨Свойства константы равновесия⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 7.6.A: Represent a multistep process with an overall equilibrium expression, using the constituent $K$ expressions for each individual reaction.

7.6.A.1 When a reaction is reversed, $K$ is inverted.
7.6.A.2 When the stoichiometric coefficients of a reaction are multiplied by a factor $c$, $K$ is raised to the power $c$.
7.6.A.3 When reactions are added together, the $K$ of the resulting overall reaction is the product of the $K$'s for the reactions that were summed.
7.6.A.4 Since the expressions for $K$ and $Q$ have identical mathematical forms, all valid algebraic manipulations of $K$ also apply to $Q$.

Русский

Цель обучения 7.6.A: Представлять многоступенчатый процесс общим выражением константы равновесия, используя составляющие выражения константы $K$ для каждой отдельной реакции.

7.6.A.1 При обратлении реакции константа равновесия $K$ переворачивается.
7.6.A.2 При умножении стехиометрических коэффициентов реакции на множитель $c$, константа равновесия $K$ возводится в степень $c$.
7.6.A.3 При сложении реакций константа равновесия $K$ полученной общей реакции равна произведению констант $K$ суммированных реакций.
7.6.A.4 Поскольку выражения для константы равновесия $K$ и $Q$ имеют идентичные математические формы, все допустимые алгебраические преобразования константы $K$ также применимы к константе $Q$.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

$K$ changes in predictable ways: reversing a reaction inverts $K$ ($1/K$); multiplying coefficients by $n$ raises $K$ to the $n$th power; adding reactions multiplies their $K$ values. Only temperature changes the value of $K$ itself.

Русский

$K$ изменяется предсказуемым образом: обращение реакции инвертирует $K$ ($1/K$); умножение коэффициентов на $n$ возводит $K$ в $n$-ю степень; сложение реакций умножает их значения $K$. Только температура меняет само значение $K$.

7.7

Calculating Equilibrium Concentrations · ⁨Расчет равновесных концентраций⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 7.7.A: Identify the concentrations or partial pressures of chemical species at equilibrium based on the initial conditions and the equilibrium constant.

7.7.A.1 The concentrations or partial pressures of species at equilibrium can be predicted given the balanced reaction, initial concentrations, and the appropriate $K$.
7.7.A.2 When $Q < K$, the reaction will proceed with a net consumption of reactants and generation of products. When $Q > K$, the reaction will proceed with a net consumption of products and generation of reactants. When $Q = K$, the system is at dynamic equilibrium; both forward and reverse reactions proceed at the same rate, and the proportion of reactants and products remains constant.

Русский

Цель обучения 7.7.A: Определять равновесные концентрации или парциальные давления химических видов на основе начальных условий и константы равновесия.

7.7.A.1 Равновесные концентрации или парциальные давления видов можно предсказать, зная уравнение реакции, начальные концентрации и соответствующую константу равновесия $K$.
7.7.A.2 При $Q < K$ реакция будет протекать с общим потреблением исходных веществ и образованием продуктов. При $Q > K$ реакция будет протекать с общим потреблением продуктов и образованием исходных веществ. При $Q = K$ система находится в динамическом равновесии; прямая и обратная реакции протекают с одинаковой скоростью, а соотношение исходных веществ и продуктов остается постоянным.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

Use an ICE table (Initial, Change, Equilibrium): fill in starting amounts, express the change with $x$ using the mole ratios, then substitute into the $K$ expression and solve for $x$. When $K$ is small, the approximation "$x$ is negligible" often simplifies the algebra.

Worked example. For $\text{H}_2+\text{I}_2\rightleftharpoons2\text{HI}$ with $K_c=50$, start with $0.100\ \text{M}$ each of H$_2$ and I$_2$. The ICE table gives equilibrium $[\text{H}_2]=[\text{I}_2]=0.100-x$ and $[\text{HI}]=2x$. Substitute:

$$K_c=\frac{(2x)^2}{(0.100-x)^2}=50\;\Rightarrow\;\frac{2x}{0.100-x}=\sqrt{50}=7.07\;\Rightarrow\;x=0.078,$$

so $[\text{HI}]=2x=0.156\ \text{M}$. Taking the square root of both sides works here because the expression is a perfect square.

Русский

Используйте таблицу ICE (Initial, Change, Equilibrium): заполните начальные количества, выразите изменение через $x$, используя мольные соотношения, затем подставьте в выражение для $K$ и решите относительно $x$. Когда $K$ мало, приближение «$x$ можно пренебречь» часто упрощает алгебраические вычисления.

Разобранный пример. Для $\text{H}_2+\text{I}_2\rightleftharpoons2\text{HI}$ с начальным состоянием $K_c=50$, исходно берем по $0.100\ \text{M}$ каждого H$_2$ и I$_2$. Таблица ICE дает равновесные значения $[\text{H}_2]=[\text{I}_2]=0.100-x$ и $[\text{HI}]=2x$. Подставляем:

$$K_c=\frac{(2x)^2}{(0.100-x)^2}=50\;\Rightarrow\;\frac{2x}{0.100-x}=\sqrt{50}=7.07\;\Rightarrow\;x=0.078,$$

таким образом $[\text{HI}]=2x=0.156\ \text{M}$. Извлечение квадратного корня из обеих сторон здесь возможно, так как выражение представляет собой полный квадрат.

7.8

Representations of Equilibrium · ⁨Представления равновесия⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 7.8.A: Represent a system undergoing a reversible reaction with a particulate model.

7.8.A.1 Particulate representations can be used to describe the relative numbers of reactant and product particles present prior to and at equilibrium, and the value of the equilibrium constant.

Русский

Цель обучения 7.8.A: Изобразить систему, находящуюся в обратимой реакции, с помощью микроскопической (частичной) модели.

7.8.A.1 Микроскопические (частичные) представления могут использоваться для описания относительного количества частиц исходных веществ и продуктов, присутствующих до достижения равновесия и в состоянии равновесия, а также значения константы равновесия.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

A particulate picture at equilibrium shows a fixed mix of reactant and product particles. Graphs of concentration vs time level off (never reaching zero) once equilibrium is reached – both curves flatten at the same moment.

Русский

Частичная схема при равновесии показывает фиксированную смесь частиц реагентов и продуктов. Графики зависимости концентрации от времени выходят на плато (никогда не достигая нуля) после наступления равновесия — обе кривые выравниваются одновременно.

7.9

Introduction to Le Chatelier's Principle · ⁨Введение в принцип Ле Шателье⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 7.9.A: Identify the response of a system at equilibrium to an external stress, using Le Châtelier's principle.

7.9.A.1 Le Châtelier's principle can be used to predict the response of a system to stresses such as addition or removal of a chemical species, change in temperature, change in volume/pressure of a gas-phase system, or dilution of a reaction system.
7.9.A.2 Le Châtelier's principle can be used to predict the effect that a stress will have on experimentally measurable properties such as pH, temperature, and color of a solution.

Русский

Цель обучения 7.9.A: Определить реакцию системы на равновесии при внешнем воздействии, используя принцип Ле Шателье.

7.9.A.1 Принцип Ле Шателье можно использовать для прогнозирования реакции системы на воздействия, такие как добавление или удаление химического вещества, изменение температуры, изменение объема/давления газовой фазы или разбавление реакционной смеси.
7.9.A.2 Принцип Ле Шателье можно использовать для прогнозирования влияния внешнего воздействия на экспериментально измеряемые свойства, такие как pH, температура и цвет раствора.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

Le Chatelier's principle

Le Chatelier's principle 勒沙特列原理: if you disturb a system at equilibrium, it shifts to partly counteract the change. Adding a reactant shifts forward; removing product shifts forward; increasing pressure (by reducing volume) shifts toward the side with fewer gas moles; raising temperature shifts in the endothermic direction.

Русский

Принцип Ле Шателье

Принцип Ле Шателье: если нарушить систему в состоянии равновесия, она сместится, чтобы частично компенсировать это изменение. Добавление реагента смещает равновесие вперед; удаление продукта смещает его вперед; повышение давления (за счет уменьшения объема) смещает равновесие в сторону меньшего числа молей газа; повышение температуры смещает равновесие в эндотермическом направлении.

Принцип Ле Шателье: равновесие смещается в сторону, противодействующую изменению — Принцип Ле Шателье: равновесие смещается, противодействуя внесенному изменению

Аммиачная установка: промышленные равновесия, такие как процесс Габера-Боша, регулируются давлением, температурой и катализаторами — Аммиачная установка: промышленные равновесия, такие как процесс Габера, управляются давлением, температурой и катализаторами

Explore · ⁨Исследовать⁩

Disturb an equilibrium · ⁨Нарушение равновесия⁩

Le Chatelier's principle: an equilibrium shifts to oppose a change. Add reactant, change pressure or temperature and watch the position of equilibrium move. · ⁨Принцип Ле Шателье: равновесие смещается в сторону, противодействующую изменению. Добавьте реагент, измените давление или температуру и наблюдайте сдвиг положения равновесия.⁩

7.10

The Reaction Quotient and Le Chatelier's Principle · ⁨Показатель реакции и принцип Ле Шателье⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 7.10.A: Explain the relationships between $Q$, $K$, and the direction in which a reversible reaction will proceed to reach equilibrium.

7.10.A.1 A disturbance to a system at equilibrium causes $Q$ to differ from $K$, thereby taking the system out of equilibrium. The system responds by bringing $Q$ back into agreement with $K$, thereby establishing a new equilibrium state.
7.10.A.2 Some stresses, such as changes in concentration, cause a change in $Q$ only. A change in temperature causes a change in $K$. In either case, the concentrations or partial pressures of species redistribute to bring $Q$ and $K$ back into equality.

Русский

Учебная цель 7.10.A: Объяснить соотношения между $Q$, $K$ и направлением, в котором обратимая реакция будет протекать для достижения равновесия.

7.10.A.1 Воздействие на систему, находящуюся в равновесии, вызывает расхождение между $Q$ и $K$, тем самым выводя систему из равновесия. Система реагирует, возвращая $Q$ в соответствие с $K$, тем самым устанавливая новое состояние равновесия.
7.10.A.2 Некоторые воздействия, такие как изменения концентрации, вызывают изменение только $Q$. Изменение температуры вызывает изменение $K$. В любом случае концентрации или парциальные давления видов перераспределяются для восстановления равенства между $Q$ и $K$.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

You can justify every Le Chatelier shift with $Q$ versus $K$: a disturbance changes $Q$, and the system reacts to bring $Q$ back to $K$. This quantitative view backs up the qualitative rule and is the fuller answer on the exam.

Русский

Каждое смещение по принципу Ле Шателье можно обосновать сравнением $Q$ и $K$: нарушение изменяет $Q$, и система реагирует, возвращая $Q$ обратно к $K$. Этот количественный подход подтверждает качественное правило и дает более полный ответ на экзамене.

Explore · ⁨Исследовать⁩

Compare Q with K · ⁨Сравните Q и K⁩

If the reaction quotient $Q the forward reaction is favoured; $Q>K$ favours the reverse. Perturb the system and watch it move back toward $Q=K$. · ⁨Если константа реакции $Q прямая реакция протекает преимущественно; $Q>K$ favoritizes обратная реакция. Воздействуйте на систему и наблюдайте, как она возвращается к равновесию $Q=K$.⁩

7.11 7.12

Introduction to Solubility Equilibria · ⁨Введение в равновесия растворимости⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 7.11.A: Calculate the solubility of a salt based on the value of $K_{sp}$ for the salt.

7.11.A.1 The dissolution of a salt is a reversible process whose extent can be described by $K_{sp}$, the solubility-product constant.
7.11.A.2 The solubility of a substance can be calculated from the $K_{sp}$ for the dissolution process. This relationship can also be used to predict the relative solubility of different substances.
7.11.A.3 The solubility rules (see 4.7.A.5) can be quantitatively related to $K_{sp}$, in which $K_{sp}$ values $>1$ correspond to soluble salts.
7.11.A.4 The molar solubility of one or more species in a saturated solution can be used to calculate the $K_{sp}$ of a substance.

Русский

Цель обучения 7.11.A: Вычислять растворимость соли на основе значения $K_{sp}$ для этой соли.

7.11.A.1 Растворение соли является обратимым процессом, степень протекания которого описывается константой произведения растворимости $K_{sp}$.
7.11.A.2 Растворимость вещества может быть рассчитана по значению $K_{sp}$ для процесса растворения. Эту зависимость также можно использовать для прогнозирования относительной растворимости различных веществ.
7.11.A.3 Правила растворимости (см. 4.7.A.5) могут быть количественно связаны со значением $K_{sp}$, при котором значения $K_{sp}$ $>1$ соответствуют растворимым солям.
7.11.A.4 Молярную растворимость одного или нескольких видов в насыщенном растворе можно использовать для расчета константы $K_{sp}$ вещества.

English

Learning Objective 7.12.A: Identify the solubility of a salt, and/or the value of $K_{sp}$ for the salt, based on the concentration of a common ion already present in solution.

7.12.A.1 The solubility of a salt is reduced when it is dissolved into a solution that already contains one of the ions present in the salt. The impact of this "common-ion effect" on solubility can be understood qualitatively using Le Châtelier's principle or calculated from the $K_{sp}$ for the dissolution process.

Русский

Цель обучения 7.12.A: Определять растворимость соли и/или значение $K_{sp}$ для нее на основе концентрации общего иона, уже присутствующего в растворе.

7.12.A.1 Растворимость соли снижается, если она растворяется в растворе, который уже содержит один из ионов, входящих в состав соли. Влияние этого «эффекта общего иона» на растворимость можно понять качественно с помощью принципа Ле Шателье или рассчитать по значению $K_{sp}$ для процесса растворения.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

For a slightly soluble salt, the solubility product 溶度积 $K_{sp}$ is the equilibrium constant for its dissolving:

$$\text{M}_a\text{X}_b(s)\rightleftharpoons a\,\text{M}^{b+}+b\,\text{X}^{a-},\qquad K_{sp}=[\text{M}^{b+}]^a[\text{X}^{a-}]^b.$$

A smaller $K_{sp}$ means less soluble. The common-ion effect – adding an ion already in the salt – pushes the equilibrium back and lowers solubility.

Worked example. Silver chloride has $K_{sp}=1.8\times10^{-10}$. If its molar solubility is $s$, then $[\text{Ag}^+]=[\text{Cl}^-]=s$, so $K_{sp}=s^2$ and

$$s=\sqrt{1.8\times10^{-10}}=1.3\times10^{-5}\ \text{M}.$$

Adding NaCl (a common ion) would raise $[\text{Cl}^-]$, forcing $s$ down – far less AgCl would dissolve.

Русский

Для малорастворимой соли произведение растворимости $K_{sp}$ — это константа равновесия её растворения:

$$\text{M}_a\text{X}_b(s)\rightleftharpoons a\,\text{M}^{b+}+b\,\text{X}^{a-},\qquad K_{sp}=[\text{M}^{b+}]^a[\text{X}^{a-}]^b.$$

Меньшее значение $K_{sp}$ означает меньшую растворимость. Эффект общего иона — добавление иона, уже присутствующего в соли — смещает равновесие влево и понижает растворимость.

Разобранный пример. Хлорид серебра имеет $K_{sp}=1.8\times10^{-10}$. Если его молярная растворимость равна $s$, то $[\text{Ag}^+]=[\text{Cl}^-]=s$, следовательно $K_{sp}=s^2$ и

$$s=\sqrt{1.8\times10^{-10}}=1.3\times10^{-5}\ \text{M}.$$

Добавление NaCl (общий ион) увеличит $[\text{Cl}^-]$, что приведёт к снижению $s$ – растворится значительно меньше AgCl.

7.11 7.12

Exam tips · ⁨Советы для экзамена⁩

English

At equilibrium the forward and reverse rates are equal, but the amounts are usually not.
Leave pure solids and liquids out of the $K$ expression; a large $K$ favours products, a small $K$ favours reactants.
Apply Le Chatelier: add reactant → shift forward; raise pressure → shift toward fewer gas moles; raise temperature → shift in the endothermic direction.
A catalyst does not shift the position of equilibrium — it only speeds the approach.
Use an ICE table for equilibrium concentrations, and the small-$x$ approximation when $K$ is small.

Русский

При равновесии скорости прямой и обратной реакций совпадают, но количества веществ обычно различны.
Не включайте чистые твердые вещества и жидкости в выражение для $K$; большое $K$ благоприятствует продуктам, а маленькое $K$ — реагентам.
Применяйте принцип Ле Шателье: добавление реагента → сдвиг вправо; повышение давления → сдвиг в сторону меньшего числа молей газа; повышение температуры → сдвиг в эндотермическом направлении.
Катализатор не смещает положение равновесия — он лишь ускоряет его достижение.
Используйте ICE-таблицу для равновесных концентраций и приближение малого $x$, когда $K$ мало.

Interactive lessons on this topic · ⁨Интерактивные уроки по этой теме⁩

Work through it step by step, with instant-check exercises. · ⁨Пройдите его шаг за шагом с упражнениями мгновенной проверки.⁩

Past Papers · ⁨Архив экзаменационных работ⁩

More topics in AP Chemistry · ⁨AP Химия⁩ · ⁨Больше тем в AP Chemistry · ⁨AP Химия⁩⁩