Конста́нта рівнова́ги — кількісна характеристика хімічної рівноваги, що описує ймовірність перебігу реакції. Константа обчислюється як відношення добутку концентрації продуктів реакції (або їхніх парціальних тисків) до добутку концентрації вихідних речовин із їхніми стехіометричними коефіцієнтами у степенях. Опис. Приклади Наприклад, для реакції aA + bB cC + dD константа рівноваги обчислюватиметься як
Значення константи хімічної рівноваги залежить від температури та природи речовин у реакції. Воно пов'язане зі зміною вільної енергії Гіббса: ΔG = -RT · ln K
За константою рівноваги можна з'ясовувати напрямок перебігу реакції, концентрації реактантів і вихід продуктів за певних умов.
Константою рівноваги також може називатися відношення молярної частки уі і-ого компонента багатокомпонентної системи в газовій фазі до молярної частки хі цього ж компонента в рідинній фазі при даних тиску і температурі або відношення тиску насиченої пари рі і-ого компонента багатокомпонентної системи при заданій температурі до тиску р в багатокомпонентній системі при цій же температурі.
Виведення Динамічне Відповідно до закону діючих мас швидкість реакції є пропорційною до добутку концентрацій вихідних речовин та їхніх коефіцієнтів у реакції як степенів: v = k · [A]a[B]b, де k — коефіцієнт пропорційності.
В момент початку реакції продукти відсутні, тому швидкість зворотної реакції дорівнює нулю. В ході взаємодії вихідні реактанти поступово перетворюються на продукти, а ті в свою чергу реагують у зворотному напрямку. За деякий час наступає момент, коли кількість утворюваних продуктів та тих, що розкладаються, є рівною, тобто швидкість прямої реакції (1) дорівнює швидкостю зворотної (2): v1 = v2 Так, для реакції aA + bB cC + dD ця рівність швидкостей набуде вигляду k1 · [A]a[B]b = k2 · [C]c[D]d Оскільки коефіцієнти у законі діючих мас є сталими значеннями, то їхнє відношення також буде сталою величиною:
Отримана величина і є константою рівноваги.
Термодинамічне Хімічна рівновага у системі наступає в момент, коли вільна енергія Гіббса (вільна ентальпія) реактантів дорівнює енергії продуктів реакції: gреакт = gпрод Якщо у системі знаходяться кілька речовин, то сумарна вільна енергія обчислюється як сума вільних енергій окремих компонентів: g = g1 + g2 + g3 + ... Оскільки вільна енергія є молярною величною (g = n · G), запис набуває вигляду: g = n1G1 + n2G2 + n3G3 + ...
В ідеальному розчині молярна вільна енергія Гіббса залежить від концентрації розчиненої речовини: G = G0 + RT · ln[S], де S — концентрація речовини у розчині; G0 — стандартна вільна енергія (при [S]=1 моль/л) R — газова стала; T — абсолютна температура.
Рівність вільних енергій для реактантів і продуктів типової реакції aA + bB cC + dD можна записати у вигляді: a(G0a + RT · ln[A]) + b(G0b + RT · ln[B]) = c(G0c + RT · ln[C]) + d(G0d + RT · ln[D]) aG0a + bG0b - cG0c - dG0d = -aRT · ln[A] - bRT · ln[B] + cRT · ln[C] + dRT · ln[D] aG0a + bG0b - cG0c - dG0d = -ΔG -ΔG = RT · ln За звичайних ізобарно-ізотермічних умов значення ΔG є сталим, тому логарифм відношення концентрацій також є сталим: , звідки
Див. також Тиск сходження Джерела