Основные представления о Ñ Ð¸Ð¼Ð¸Ð¸

равновесия реакции в газовой фазе возьмем реакцию синтеза аммиака,
имеющую промышленное значение:
3H 2 (г.) + N 2 (г.) = 2NH 3 (г.),
K P
P
= .
P
2
NH3
3
H
⋅ P
2 N2
Использование других стехиометрических множителей меняет вид
константы:
PNH
3
3/2H 2 (г.) + 1/2N 2 (г.) = NH 3 (г.), K P
= ,
3 / 2 1/ 2
P ⋅ P
но указанные выше ее свойства сохраняются. Из приведенных выражений
следует, что выход продукта (NH 3 ) зависит как от температуры, так
и от общего давления. Знание величины константы равновесия позволяет
рассчитывать равновесный выход продуктов любой реакции. Чем
больше значение константы, тем более сильно смещено равновесие в
сторону образования продуктов. Примером константы равновесия в
растворе может служить константа ионизации воды в жидком состоянии
(этот процесс самоионизации называется автопротолизом):
H2
N2
H 2 O(ж.) = H + (водн.) + OH – (водн.),
+ −
[H ][OH ]
K
C
=
.
[H O]
2
Так как степень ионизации очень мала, то концентрация воды близка к
1000/18 ≈ 55.6 моль⋅л −1 . Если увеличивать концентрацию [H + ], добавляя
в чистую воду небольшое количество водного раствора какой-нибудь
кислоты, то концентрация [OH – ] будет падать в той же пропорции, поскольку
в разбавленном растворе концентрация воды практически не
изменится. Таким образом, в указанных условиях сохраняется не только
константа K C , но и произведение K w = [H + ]⋅[OH – ] в отдельности. Величину
K w называют ионным произведением воды. Как и константа
равновесия, K w зависит практически только от температуры. При 25°С
K w = 10 −14 моль 2 ⋅л −2 . Поскольку в чистой воде концентрации ионов во-
76