ibrain.kz
RUKZ
Предыдущая тема|Следующая: Растворы электролитов: ионное произведение воды, pH и гидролиз солей
Химия · 10 класс2 четвертьТема 3Лабораторная работаГОСО РК 2026Базовый

Химическая кинетика и равновесие: константы равновесия Kc и Kp, изотерма Вант-Гоффа

Химическая кинетика и равновесие: константы равновесия Kc и Kp, изотерма Вант-Гоффа

Время изучения~75 минтеория + практика
Разделы темы5 разд.пошаговый разбор
Тест темы3 вопр.с мгновенным ответом
СОР / СОЧ2 четвертьдескрипторы ГОСО
Раздел 1 из 5
1

Константы равновесия Kc и Kp в гомогенных газовых системах

Для обратимой газовой реакции aA(г) + bB(г) ⇄ dD(г) + eE(г) состояние химического равновесия количественно характеризуется двумя термодинамическими константами:

1. Константа равновесия, выраженная через равновесные молярные концентрации (Kc):

Kc=([D]d⋅[E]e)/([A]a⋅[B]b)Kc = ([D]^d \cdot [E]^e) / ([A]^a \cdot [B]^b).

2. Константа равновесия, выраженная через равновесные парциальные давления газов (Kp):

Kp = (pD^d · pE^e) / (pA^a · pB^b), где pi — парциальное давление компонента в газовой смеси.

Связь между Kp и Kc выражается уравнением Менделеева — Клапейрона:

Kp = Kc · (R · T)^Δnгазов,

где Δnгазов = (d + e) - (a + b) — изменение числа молей газов в ходе химической реакции, R = 8.314 Дж/(моль·К) — универсальная газовая постоянная, T — абсолютная температура в Кельвинах. Если реакция протекает без изменения объема газов (Δn = 0), то Kp = Kc.

Схема: Константы равновесия K_c, K_p и уравнение изотермы Вант-Гоффа

Анимированная модель
N₂(г) + 3H₂(г) ⇄ 2NH₃(г) + 92 кДж4 моль газа (слева) ⇄ 2 моль газа (справа) + QТемпература (T)T ↑ → смещение влево ←(в сторону поглощения тепла)T ↓ → смещение вправо →Давление (P)P ↑ → смещение вправо →(в сторону меньшего числа моль)P ↓ → смещение влево ←Концентрация (C)C(N₂, H₂) ↑ → вправо →(в сторону расхода в-в)C(NH₃) удаление → вправо →Принцип Ле Шателье: система смещает равновесие так, чтобы ослабить внешнее воздействие
Выражение константы равновесия через концентрации и парциальные давления; связь с энергией Гиббса ΔG° = -RT ln K.
Концентрационная форма

Константа Kc

Отношение равновесных концентраций продуктов и реагентов в степенях стехиометрических коэффициентов.
Барическая форма

Константа Kp

Выражение константы через парциальные давления газов: Kp = Kc · (RT)^Δn.

Глубина превращения

Если Kc ≫ 1 (например 10⁴), равновесие сдвинуто далеко вправо (выход продуктов велик); если Kc ≪ 1 (10⁻⁴), реакция практически не идет.

Шаг 1
Определение Δn
Подсчитать число молей газов в правой и левой частях уравнения реакции.
Шаг 2
Запись выражения Kc
Составить дробь равновесных концентраций в степенях коэффициентов.
Шаг 3
Пересчет в Kp
Умножить Kc на (RT)^Δn с переводом температуры в Кельвины.
Связь констант Kp и Kc
Kp=Kc⋅(RT)Δn,Δn=∑νпрод(г)−∑νреаг(г)K_p = K_c \cdot (R T)^{\Delta n}, \quad \Delta n = \sum \nu_{\text{прод(г)}} - \sum \nu_{\text{реаг(г)}}
Если Δn = 0 (например, H₂ + I₂ ⇄ 2HI), то Kp численно в точности равна Kc.
Раздел 2 из 5
2

Изотерма химической реакции Вант-Гоффа и направление процесса

Как определить, находится ли система в равновесии и в какую сторону самопроизвольно пойдет реакция при произвольно заданных концентрациях? Для этого рассчитывают коэффициент реакции Qc (отношение текущих, неравновесных концентраций) и используют уравнение изотермы Вант-Гоффа:

ΔG = ΔG° + R · T · ln Qc = -R · T · ln Kc + R · T · ln Qc = R · T · ln (Qc / Kc).

Критерии направления химического процесса:

1. Qc < Kc: отношение текущих концентраций меньше равновесного -> ΔG < 0 -> реакция самопроизвольно идет ВПРАВО (прямой процесс, накопление продуктов);

2. Qc = Kc: система находится в состоянии истинного термодинамического равновесия -> ΔG = 0;

3. Qc > Kc: текущие концентрации продуктов превышают равновесные -> ΔG > 0 -> реакция самопроизвольно идет ВЛЕВО (обратный процесс, распад продуктов в реагенты).

Критерий направления

Реакционный фактор Qc

Дробь закона действующих масс, вычисленная для текущих неравновесных концентраций системы.
Свободная энергия

Энергия Гиббса ΔG

Термодинамический критерий самопроизвольности: процесс возможен только при условии ΔG < 0.

Самопроизвольность реакции

При ΔG° < 0 константа равновесия Kc > 1; чем более отрицательна ΔG°, тем больше равновесный выход продуктов.

Шаг 1
Вычисление текущего Qc
Подставить заданные в опыте концентрации в формулу Kc.
Шаг 2
Сравнение Qc с табличным Kc
Определить соотношение: Qc < Kc, Qc = Kc или Qc > Kc.
Шаг 3
Вывод о самопроизвольности
Если Qc < Kc — процесс смещается вправо до достижения равновесия.
Уравнение стандартной энергии Гиббса
ΔG∘=−RTln⁡Kc=−2.303RTlg⁡Kc\Delta G^{\circ} = -R T \ln K_c = -2.303 R T \lg K_c
Связывает фундаментальную термодинамическую характеристику ΔG° с экспериментальной константой Kc.
Раздел 3 из 5
3

Расчет равновесных концентраций и степени превращения

В практических задачах часто известны начальные (исходные) концентрации реагентов c₀ и требуется найти равновесные концентрации [X] или равновесный выход продукта.

Универсальная таблица материального баланса (метод ИИР: Исходные — Изменившиеся — Равновесные):

Пусть для реакции A + B ⇄ 2C исходные концентрации равны c₀(A) и c₀(B), а продукта c₀(C) = 0.

Пусть к моменту равновесия прореагировало x моль/л вещества A.

• По уравнению реакции: израсходовалось x моль/л A и x моль/л B, а образовалось 2x моль/л C.

• Равновесные концентрации: [A] = c₀(A) - x; [B] = c₀(B) - x; [C] = 2x.

• Подставляя их в выражение Kc = [C]² / ([A] · [B]) = (2x)² / ((c₀(A) - x)(c₀(B) - x)), получают алгебраическое уравнение относительно x.

Расчетная таблица

Таблица баланса ИИР

Методология расчетов: Исходная концентрация -> Изменение (-x / +x) -> Равновесная.
Практический выход

Степень превращения α

Доля прореагировавшего исходного вещества: α = x / c₀.

Физический смысл корней

При решении квадратного уравнения отбирают только корень, удовлетворяющий условию 0 < x < c₀(реагента).

Шаг 1
Составление таблицы ИИР
Выписать строки: c(исх), Δc(реакц) через неизвестное x, c(равн).
Шаг 2
Подстановка в формулу Kc
Записать выражение Kc через x и приравнять к численному значению.
Шаг 3
Решение уравнения
Найти x и рассчитать равновесные концентрации всех компонентов.
Балансовое соотношение концентраций
[A]=c0(A)−Δc(A);[C]=c0(C)+Δc(C)[A] = c_0(A) - \Delta c(A);\quad [C] = c_0(C) + \Delta c(C)
Изменение концентраций Δc строго пропорционально стехиометрическим коэффициентам уравнения реакции.
Раздел 4 из 5
4

Алгоритм расчета константы химического равновесия K_c через равновесные концентрации

Метод составления таблицы «Было — Прореагировало — Стало (Равновесие)»:

Шаг 1
Составление таблицы материального баланса
Для реакции A + 2B ⇄ C записать начальные концентрации [A]₀, [B]₀, [C]₀ = 0.
Шаг 2
Обозначение изменения через переменную x
Если образовалось x моль/л продукта C, то по коэффициентам прореагировало x моль/л A и 2x моль/л B.
Шаг 3
Выражение равновесных концентраций
[A]_равн = [A]₀ - x; [B]_равн = [B]₀ - 2x; [C]_равн = x.
Шаг 4
Подстановка в выражение константы действия масс
Kc = [C]_равн / ([A]_равн · [B]_равн²). Найти численное значение Kc или неизвестную концентрацию.
Раздел 5 из 5
5

Ловушки ЕНТ: Степени в выражении константы равновесия и гетерогенные системы

Критическая ошибка абитуриентов:

1. Гетерогенные равновесия:

Для реакции: C(тв) + CO₂(г) ⇄ 2CO(г).

Ловушка: ученики пишут Kc = [CO]² / ([C] · [CO₂]).

Ошибка! Концентрация чистого твердого вещества (Cграфит) постоянна и НЕ включается в выражение константы равновесия!

Правильно: Kc = [CO]² / [CO₂]!

2. Степени коэффициентов:

Коэффициент 2 перед CO обязательно возводит концентрацию [CO] ВО ВТОРУЮ СТЕПЕНЬ (в квадрат)!

Твердые вещества в K_c

В выражение константы равновесия Kc входят концентрации ТОЛЬКО газов и растворенных веществ. Твердые фазы в Kc никогда не записываются!

Ваш прогресс по теме25%
Оглавление урока
Шпаргалка формул10 класс
Закон Гесса:
ΔHреакции0=∑nΔHf0(продуктов)−∑mΔHf0(реагентов)\Delta H^0_{реакции} = \sum n \Delta H^0_f (продуктов) - \sum m \Delta H^0_f (реагентов)[кДж/моль]
Энергия Гиббса реакции:
ΔG0=ΔH0−T⋅ΔS0\Delta G^0 = \Delta H^0 - T \cdot \Delta S^0[кДж/моль]
Закон действующих масс Гульдберга — Вааге:
v=k⋅[A]a⋅[B]bv = k \cdot [A]^a \cdot [B]^b[моль/(л·с)]
Правило Вант-Гоффа:
v2/v1=γ(T2−T1)/10v_2 / v_1 = \gamma^{(T_2 - T_1) / 10}
Следующая тема

Растворы электролитов: ионное произведение воды, pH и гидролиз солей

Перейти к теме →