Chapter 14 Chemical Equilibrium

Chapter 14 Chemical Equilibrium - CHAPTER 14. CHEMICAL...

Info iconThis preview shows pages 1–3. Sign up to view the full content.

View Full Document Right Arrow Icon
CHAPTER 14. CHEMICAL EQUILIBRIUM Section 14.1 The Concept of Equilibrium Chemical reactions do NOT go to completion (100% products) - even those that look like  they do. A reaction will instead reach a point after which the amount of reactants and  products no longer changes with time. This is due to the fact that all reactions are reversible . Example N 2 O 4  (g)        2 NO 2  (g)               (colorless)       (brown) (   means the reaction goes in both directions) --- Add some colorless N 2 O 4 (g) to an empty flask and watch it with time - the gas will slowly  go more and more brown as N 2 O 4 (g) converts to brown NO 2 (g).  --- After a few minutes, no further color change occurs – “the reaction has reached  equilibrium”. If we analyze the gas, we find it contains both  N 2 O 4  and NO 2 . Why doesn’t it  keep giving more NO 2  and going more brown?? Because the rate at which N 2 O 4  is giving more  NO 2  is now the same as the rate of the reverse reaction (2 NO 2  combining to give N 2 O 4 ). Thus,  the [N 2 O 4 ] and [NO 2 ] conc’s do not change. We can  see this in a conc ([ ]) vs time (t) plot.  At any given time t: Rate (forward) = k fwd [N 2 O 4 ]        = -Δ[N 2 O 4 ]/Δt Rate (reverse)  = k rev [NO 2 ] 2        = -Δ[NO 2 ]/Δt (assume reaction is elementary) The plot shows that after a certain time, the  conc’s of all species do not change any more. The  reaction has reached equilibrium. This is a “dynamic   equilibrium ”, which means reactions are still occurring in both directions, but no overall change   in the [ ]’s. Sections 14.2 and 14.3. Equilibrium Constant (K) and Reaction Quotient (Q) At equilibrium :         rate (forward) = rate (reverse) 1
Background image of page 1

Info iconThis preview has intentionally blurred sections. Sign up to view the full version.

View Full DocumentRight Arrow Icon
k fwd [N 2 O 4 ] = k rev [NO 2 ] 2 k fwd /k rev  = [NO 2 ] 2 /[N 2 O 4 ] = K K = k fwd /k rev K is the  Equilibrium Constant  for the reaction  (do NOT confuse equilibrium  constant K (capital letter K) with rate  constants k fwd  and k rev  (small letter k). Similarly:       H 2  (g)  +  I 2  (g)         2 HI (g) at equilibrium,    k fwd [H 2 ][I 2 ] = k rev [HI] 2       k fwd /k rev  = [HI] 2 /[H 2 ][I 2 ] = K The equilibrium constant (K) is a number  ( no units! ) that is determines the relative  amounts of  products and reactants at equilibrium: Note  (i)  **Only temperature, T, can change the value of K (see later)**  (ii) “reactants” are defined  as the things on the left, and “products” as the things on the  right of the balanced equation. Now, consider again the reaction:    H
Background image of page 2
Image of page 3
This is the end of the preview. Sign up to access the rest of the document.

This note was uploaded on 05/30/2010 for the course CHM 2046 taught by Professor Veige/martin during the Spring '07 term at University of Florida.

Page1 / 15

Chapter 14 Chemical Equilibrium - CHAPTER 14. CHEMICAL...

This preview shows document pages 1 - 3. Sign up to view the full document.

View Full Document Right Arrow Icon
Ask a homework question - tutors are online