Константа равновесия и равновесные концентрации

В ЕГЭ по химии задача на исходные и равновесные концентрации стоит в первой части: часть чисел дана в таблице, остальные досчитывают по уравнению реакции.

Задача 1. В реактор постоянного объёма поместили азот и водород: исходная концентрация азота 0,3 моль/л, водорода 1,6 моль/л. После установления равновесия N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ концентрация аммиака стала 0,4 моль/л. Вычисли равновесные концентрации азота и водорода и константу равновесия.

1. Аммиака в начале не было, значит, его образовалось 0,4 моль/л. По уравнению на 2 моль аммиака расходуется 1 моль азота и 3 моль водорода.

2. Прореагировало азота 0,4 / 2 = 0,2 моль/л, водорода 0,2 · 3 = 0,6 моль/л.

3. Равновесные концентрации: [N₂] = 0,3 − 0,2 = 0,1 моль/л, [H₂] = 1,6 − 0,6 = 1 моль/л.

4. Выражение константы: K = [NH₃]² / ([N₂] · [H₂]³). Числитель 0,4 · 0,4 = 0,16. Знаменатель 0,1 · 1 = 0,1, потому что единица в кубе остаётся единицей.

5. K = 0,16 / 0,1 = 1,6.

Ответ: [N₂] = 0,1 моль/л, [H₂] = 1 моль/л, K = 1,6.

Закон действующих масс связывает константу со скоростями двух реакций

Норвежские химики Като Гульдберг и Петер Вааге в 1864–1867 годах сформулировали закон действующих масс. Для реакции, которая идёт в одну стадию, скорость пропорциональна произведению концентраций реагентов, причём каждая концентрация стоит в степени своего коэффициента. Прямая и обратная реакции подчиняются этому закону одновременно.

В момент равновесия их скорости равны, и отношение констант скоростей прямой и обратной реакций даёт константу равновесия. Отсюда для реакции aA + bB ⇄ cC + dD получается K = [C]^c · [D]^d / ([A]^a · [B]^b). Сверху продукты, снизу исходные вещества. Показатели степени равны коэффициентам уравнения, и это правило работает для любой обратимой реакции, даже если её механизм сложнее одной стадии.

Пример из производства серной кислоты: для 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃ константа K = [SO₃]² / ([SO₂]² · [O₂]). Катализатор V₂O₅ ускоряет прямую и обратную реакции одинаково. Равновесие наступает быстрее, но K остаётся прежней.

Твёрдые вещества и вода-растворитель в выражение не входят, их «концентрация» постоянна. В базовом курсе K записывают для гомогенных систем, где все участники газы или растворённые вещества.

Константа равновесия зависит только от температуры

Концентрации можно менять как угодно: добавить азот, откачать аммиак, сжать смесь. Система сдвинется и снова придёт к тому же отношению концентраций. Принцип, который Анри Ле Шателье сформулировал в 1884 году и который проходят в 9 классе, описывает этот сдвиг качественно.

Пример на числах. Если в равновесную смесь из задачи 1 добавить азот, знаменатель вырастет и отношение станет меньше 1,6. Чтобы вернуться к прежнему значению, часть азота и водорода превратится в аммиак: равновесие сместится вправо, а сама константа не изменится.

С температурой иначе. Синтез аммиака экзотермичен, и при нагревании его константа уменьшается: аммиака в равновесной смеси становится меньше. У эндотермической реакции K при нагревании растёт. Заводу сильный нагрев невыгоден, а на холоде реакция идёт слишком медленно, поэтому температуру берут компромиссную, а выход поднимают высоким давлением: из 4 объёмов газов получается 2. Железный катализатор только ускоряет приход к равновесию.

Само число K говорит о составе смеси. В задаче 1 вышло 1,6, и продукты с исходными веществами в смеси сравнимы. Огромная константа означает, что реакция идёт почти до конца, ничтожно малая — что продуктов почти нет.

Четыре ошибки в задачах на равновесие повторяются каждый год

• ❌ Подставляют в K исходные концентрации → ✅ в выражение идут только равновесные, исходные нужны, чтобы их найти.

• ❌ Вычитают из всех веществ одно и то же число → ✅ изменения относятся как коэффициенты: в задаче 1 азота ушло 0,2 моль/л, а водорода 0,6 моль/л.

• ❌ Забывают возвести концентрацию в степень → ✅ показатель равен коэффициенту, поэтому в формуле стоят [SO₂]² и [H₂]³.

• ❌ Думают, что катализатор или давление меняют K → ✅ константу меняет только температура.

Таблица «было — ушло — стало» решает любую задачу на равновесие

Неважно, дана равновесная концентрация продукта, как в задаче 1, или исходного вещества. Под уравнением рисуют таблицу из трёх строк: в первой исходные концентрации, во второй изменения с учётом коэффициентов, в третьей равновесные, и тогда каждая колонка проверяет сама себя. Константу считают последней.

Задача 2. В сосуд постоянного объёма ввели водород и пары иода, концентрация каждого 0,3 моль/л. К моменту равновесия H₂ + I₂ ⇄ 2HI образовалось 0,4 моль/л иодоводорода. Вычисли константу равновесия.

1. На 2 моль HI расходуется по 1 моль водорода и иода, значит, прореагировало 0,4 / 2 = 0,2 моль/л каждого.

2. Осталось [H₂] = [I₂] = 0,3 − 0,2 = 0,1 моль/л.

3. K = [HI]² / ([H₂] · [I₂]). Числитель 0,4 · 0,4 = 0,16, знаменатель 0,1 · 0,1 = 0,01.

4. K = 0,16 / 0,01 = 16.

Ответ: K = 16.

Задача 3. В реактор поместили оксид серы(IV) с концентрацией 0,6 моль/л и кислород с концентрацией 0,4 моль/л. После установления равновесия 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃ концентрация кислорода стала 0,2 моль/л. Определи равновесные концентрации SO₂ и SO₃ и вычисли K.

1. Кислорода прореагировало 0,4 − 0,2 = 0,2 моль/л.

2. Оксида серы(IV) по уравнению уходит вдвое больше: 0,2 · 2 = 0,4 моль/л. Столько же образуется SO₃, которого в начале не было.

3. [SO₂] = 0,6 − 0,4 = 0,2 моль/л, [SO₃] = 0,4 моль/л.

4. Числитель 0,4 · 0,4 = 0,16. Знаменатель [SO₂]² · [O₂] равен 0,2 · 0,2 · 0,2 = 0,008.

5. K = 0,16 / 0,008 = 20.

Ответ: [SO₂] = 0,2 моль/л, [SO₃] = 0,4 моль/л, K = 20.