Gleichgewichtskonstante (Kc & Kp) — Formel & Berechnungen

Die Gleichgewichtskonstante zeigt dir bei fester Temperatur, wie eine reversible Reaktion verteilt ist, sobald sie das Gleichgewicht erreicht hat. Einfach gesagt zeigt sie, ob die Produkte bevorzugt sind, die Edukte bevorzugt sind oder keine Seite deutlich bevorzugt ist.

Für eine allgemeine Reaktion

$$aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$$

lauten die üblichen einführenden Formen

$$K_c = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$$

und für Gase, geschrieben mit Partialdrücken,

$$K_p = \frac{(P_C)^c(P_D)^d}{(P_A)^a(P_B)^b}$$

Verwende $K_c$, wenn die Aufgabe Gleichgewichtskonzentrationen angibt. Verwende $K_p$, wenn sie Gleichgewichts-Partialdrücke von Gasen angibt. In einer vollständigen thermodynamischen Behandlung werden Gleichgewichtskonstanten über Aktivitäten definiert, aber in den meisten Chemieaufgaben aus Einführungskursen verwendet man diese Konzentrations- und Druckformen.

Wenn $K \gg 1$, sind im Gleichgewicht die Produkte bevorzugt. Wenn $K \ll 1$, sind die Edukte bevorzugt. Wenn $K$ nahe bei $1$ liegt, ist keine Seite deutlich bevorzugt. Das sagt etwas über die Gleichgewichtslage aus, nicht über die Reaktionsgeschwindigkeit.

Was Die Formel Der Gleichgewichtskonstante Enthält

Drei Regeln erledigen den größten Teil der Arbeit:

• Produkte stehen oben und Edukte unten.
• Koeffizienten in der ausgeglichenen Gleichung werden zu Exponenten.
• Reine Feststoffe und reine Flüssigkeiten werden in den üblichen Gleichgewichtsausdrücken aus Einführungskursen weggelassen.

Die letzte Regel ist wichtig. Wenn eine Reaktion einen reinen Feststoff enthält, führt eine Änderung seiner Menge nicht dazu, dass er im üblichen $K$-Ausdruck erscheint.

Wann Man $K_c$ Oder $K_p$ Verwendet

Verwende $K_c$, wenn Gleichgewichtswerte als Konzentrationen angegeben sind, meist in $\mathrm{mol/L}$. Verwende $K_p$, wenn die Gleichgewichtswerte als Partialdrücke von Gasen gegeben sind.

Wenn eine Aufgabe beide Formen mischt, prüfe zuerst, welche Informationen tatsächlich gegeben sind. Rechne nicht um, wenn die Aufgabe es nicht verlangt.

Wie $K_c$ Und $K_p$ Zusammenhängen

Für Gasgleichgewichte in der üblichen einführenden Form gilt

$$K_p = K_c(RT)^{\Delta n}$$

wobei

$$\Delta n = \text{Stoffmenge gasförmiger Produkte} - \text{Stoffmenge gasförmiger Edukte}$$

In $\Delta n$ zählen nur gasförmige Teilchen. Wenn $\Delta n = 0$, dann gilt $K_p = K_c$. Wenn $\Delta n \neq 0$, sind sie im Allgemeinen verschieden.

Diese Beziehung ist nur nützlich, wenn der Gleichgewichtsausdruck aus Gasen aufgebaut ist. Sie ist außerdem temperaturabhängig, weil der Wert der Gleichgewichtskonstante selbst von der Temperatur abhängt.

Durchgerechnetes Beispiel: So Berechnet Man $K_c$

Betrachte

$$\mathrm{N_2O_4(g)} \rightleftharpoons 2\mathrm{NO_2(g)}$$

Angenommen, die Gleichgewichtskonzentrationen sind

$$[\mathrm{N_2O_4}] = 0.20 \, \mathrm{M}, \qquad [\mathrm{NO_2}] = 0.40 \, \mathrm{M}$$

Schreibe zuerst den Ausdruck auf:

$$K_c = \frac{[\mathrm{NO_2}]^2}{[\mathrm{N_2O_4}]}$$

Setze nun die Gleichgewichtswerte ein:

$$K_c = \frac{(0.40)^2}{0.20} = \frac{0.16}{0.20} = 0.80$$

Für diese Temperatur ist das Gleichgewicht also weder stark produkt- noch stark eduktbevorzugt. Es liegt leicht auf der Seite der Edukte, weil $K_c < 1$, aber es ist immer noch in der Größenordnung von $1$ und nicht extrem klein.

Diese Reaktion zeigt auch, warum $K_c$ und $K_p$ nicht immer gleich sind. Hier ist $\Delta n = 2 - 1 = 1$, also gilt in der üblichen Form für Gasgleichgewichte

$$K_p = K_c(RT)$$

Wenn die Aufgabe statt Konzentrationen Gleichgewichts-Partialdrücke angegeben hätte, würdest du $K_p$ mit denselben Exponenten und derselben Struktur Produkt durch Edukt berechnen.

Häufige Fehler Bei Aufgaben Zur Gleichgewichtskonstante

• Anfangskonzentrationen statt Gleichgewichtskonzentrationen verwenden. Der Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante verwendet Gleichgewichtswerte.
• Exponenten vergessen. In diesem Beispiel wird der Koeffizient $2$ vor $\mathrm{NO_2}$ zum Exponenten $2$.
• Reine Feststoffe oder reine Flüssigkeiten in den Ausdruck aufnehmen. In der Standard-Einführungschemie werden sie weggelassen.
• Annehmen, dass ein großes $K$ eine schnelle Reaktion bedeutet. Gleichgewichtskonstanten beschreiben die Lage im Gleichgewicht, nicht wie schnell das Gleichgewicht erreicht wird.

Wo Die Gleichgewichtskonstante Verwendet Wird

Diese Idee taucht überall dort auf, wo reversible Reaktionen wichtig sind: bei Gasgleichgewichten, in der Säure-Base-Chemie, bei der Löslichkeit und bei der Auslegung industrieller Reaktionen. Besonders nützlich ist sie, wenn du produktbevorzugte und eduktbevorzugte Systeme vergleichen willst oder wenn du den Reaktionsquotienten $Q$ mit $K$ vergleichen möchtest, um vorherzusagen, in welche Richtung sich ein System bewegt.

Probiere Eine Ähnliche Aufgabe Zur Gleichgewichtskonstante

Schreibe den Gleichgewichtsausdruck für

$$\mathrm{H_2(g)} + \mathrm{I_2(g)} \rightleftharpoons 2\mathrm{HI(g)}$$

Bestimme dann $\Delta n$. Da die Anzahl der gasförmigen Mol auf beiden Seiten gleich ist, eignet sich dieser Fall gut, um die Abkürzung $K_p = K_c$ zu testen.