Константа равновесия и равновесный состав: расчётный практикум

Принцип Ле Шателье помогает понять, в какую сторону изменится состав смеси. Но для ответа «сколько вещества получится» нужны исходные количества, условия и численная характеристика равновесия. Эту задачу решают совместно: уравнение константы связывает равновесные величины, а материальный баланс связывает их с тем, что было взято.

Уровень: углублённый практикум 10–11 классов. Для основного маршрута достаточно понять различие начального и равновесного состава и разобрать первые два примера. Перед расчётами повторите динамическое равновесие, молярную концентрацию и коэффициенты химического уравнения. Понадобятся пропорции, квадратные корни и квадратное уравнение.

Константа относится к определённой записи реакции

Рассмотрим одну обратимую реакцию:

aA + bB ⇌ cC + dD.

Константа равновесия задаёт соотношение равновесных активностей участников для выбранного уравнения реакции, температуры и стандартных состояний. Коэффициенты уравнения становятся показателями степеней; продукты стоят в числителе, реагенты — в знаменателе.

Активность — безразмерная величина, учитывающая термодинамическое поведение компонента. В разбавленном идеальном приближении для растворённого вещества используют c/c°, где c° = 1 моль/л. Для идеального газа активность связывают с p/p°, где p — парциальное давление, p° = 1 бар. Деление на стандартное значение убирает единицу, а не отменяет необходимость согласовать её.

K = a(C)^ca(D)^d / [a(A)^aa(B)^b].

Здесь символ a(X) означает активность вещества X, а буквенные показатели — стехиометрические коэффициенты. Это не формула скорости: из суммарного уравнения в общем случае нельзя вывести кинетические порядки.

В этом практикуме K_c определяем через нормированные концентрации, а K_p — через нормированные давления:

K_c = (c(C)/c°)^c(c(D)/c°)^d / [(c(A)/c°)^a(c(B)/c°)^b];

K_p = (p(C)/p°)^c(p(D)/p°)^d / [(p(A)/p°)^a(p(B)/p°)^b].

В учебниках встречается и другая запись: в K_c подставляют концентрации с единицами без деления на c°. Тогда формальная размерность такого отношения зависит от суммы коэффициентов. Не смешивайте две договорённости. Во всех наших численных K_c используются отношения к 1 моль/л; концентрацию 200 ммоль/л сначала распознают как 0,200 моль/л, а не подставляют число 200 вместо 0,200. Нормированная запись не делает реальный раствор идеальным: при заметной неидеальности необходимы коэффициенты активности.

Для чисто газовой реакции термодинамическая стандартная константа в идеальном приближении выражается через K_p. Концентрационная K_c удобна для расчёта, но обычно численно отличается от неё. Связь между ними выведем ниже. При фиксированной температуре, выбранном уравнении и указанной модели константу не меняют добавление реагента, сжатие идеального газа или катализатор; меняется равновесный состав. При изменении температуры нужна константа для новой температуры.

Как меняется константа при изменении записи

В последней строке нужны одинаковые температура, стандартные состояния и фазы общих веществ. Поэтому число K без уравнения и условий ещё не является полным условием задачи.

Q: сравниваем текущую смесь с равновесной

В то же выражение можно подставить состав смеси в любой рассматриваемый момент. Получится реакционное отношение Q. На равновесии Q = K, но начальные концентрации обычно этого условия не выполняют.

При заданной температуре для одной рассматриваемой реакции Q < K означает преимущественное изменение состава в прямом направлении, Q > K — в обратном. При Q = K термодинамический стимул к дальнейшему суммарному превращению по этой реакции отсутствует.

Сравнение должно использовать одну и ту же запись: Q_c с K_c, Q_p с K_p. Если в знаменателе ноль, обычное деление не выполняют: анализируют предельный случай и наличие участников. Сравнение Q и K даёт направление, но не время реакции. Смесь может приближаться к равновесию крайне медленно.

Пример 1. Находим константу и направление изменения

Для учебной модели реакции H₂(г) + I₂(г) ⇌ 2HI(г) при 650 К заданы равновесные концентрации 0,150; 0,100 и 0,600 моль/л соответственно. Считаем газы идеальными, побочных реакций нет. Числа в примерах этой статьи специально выбраны для упражнений и не являются таблицей экспериментальных констант названных веществ.

K_c = 0,600² / (0,150 × 0,100) = 24,0.

Стандартные концентрации здесь сокращаются, потому что суммарные степени в числителе и знаменателе одинаковы. Для другой смеси при той же температуре пусть c(H₂) = 0,300, c(I₂) = 0,200, c(HI) = 0,300 моль/л. Тогда:

Q_c = 0,300² / (0,300 × 0,200) = 1,50 < 24,0.

Будет преобладать образование HI. Это не означает полного расходования H₂ и I₂ или мгновенного установления равновесия. Для обратного уравнения константа 1/24,0, а для уравнения с удвоенными коэффициентами — 24,0² = 576.

Материальный баланс и таблица изменений

Равновесный состав должен одновременно удовлетворять выражению константы, сохранению атомов и допустимым количествам веществ. Решение алгебраического уравнения становится химическим ответом только после этих проверок.

Удобен план «начало → изменение → равновесие», часто обозначаемый ICE. Для закрытой системы с единственной реакцией количества записывают n_i = n_i,0 + ν_iξ: ν отрицательно для реагента и положительно для продукта; ξ — количество протекшего превращения в молях. Разные участники изменяются не поровну, а по коэффициентам.

Таблица концентраций с изменениями −x, +2x и т. п. применима при постоянном объёме. Тогда x = ξ/V имеет единицу моль/л. Если объём меняется, сначала ведут баланс в молях, затем вычисляют концентрации или парциальные давления. Разбавление само по себе меняет концентрацию, хотя не расходует вещество в реакции.

Пример 2. Одна частица превращается в другую

В условной идеальной разбавленной системе A ⇌ B при 298 К заданы K_c = 3,00, начальные концентрации c₀(A) = 0,120 и c₀(B) = 0,040 моль/л. Объём постоянен, других превращений нет. Отношение Q_c,0 = 1/3 меньше 3: выбираем положительный x в прямом направлении.

3,00 = (0,040 + x)/(0,120 − x); x = 0,080 моль/л.

Получаем c(A) = 0,040 и c(B) = 0,120 моль/л. Проверки: отношение равно 3,00; сумма 0,160 моль/л сохранилась; обе концентрации положительны. Сумма концентраций сохраняется именно для этой стехиометрии и постоянного V; у диссоциации одной частицы на две она возрастает.

Пример 3. Коэффициент 2 и переход от молей к концентрациям

В сосуде объёмом 2,00 л при 700 К взято по 0,600 моль H₂ и I₂, HI первоначально нет. В учебной идеальной газовой модели при этой температуре K_c = 16,0 для H₂ + I₂ ⇌ 2HI. Сосуд закрыт, объём постоянен. Начальные концентрации обоих реагентов — 0,300 моль/л.

До решения задаём допустимый диапазон 0 ≤ x < 0,300 моль/л. При x = 0,300 знаменатель выражения константы обращается в ноль, а заданная K конечна. Для положительных концентраций извлекаем положительный квадратный корень:

16,0 = (2x)²/(0,300 − x)²;

4,00 = 2x/(0,300 − x); x = 0,200 моль/л.

На равновесии c(H₂) = c(I₂) = 0,100, c(HI) = 0,400 моль/л. Умножая на 2,00 л, получаем 0,200; 0,200 и 0,800 моль. Проверяем водородный баланс: 2 × 0,200 + 0,800 = 2 × 0,600 моль атомов H; для I аналогично. Подстановка даёт 0,400²/0,100² = 16,0.

Собственный график рассчитан по формуле таблицы, а не получен экспериментально. Ось x — изменение концентрации, не время; кривая не показывает скорость. В показанном диапазоне при x = 0,100 имеем Q_c = 1,00, при 0,150 — 4,00, при 0,200 — 16,0, при 0,240 — 64,0. Найденная точка удовлетворяет и балансу, и константе.

Квадратное уравнение: корень выбирает химия

Пример 4. Диссоциация и физически допустимое решение

Условный газ X₂ диссоциирует: X₂(г) ⇌ 2X(г). При 500 К в модели K_c = 0,100; начально c₀(X₂) = 0,200 моль/л, атомарного X нет. Газы идеальны, V постоянен. При расходовании x моль/л X₂ образуется 2x моль/л X. Для аккуратной записи вводим безразмерное u = x/c°:

0,100 = (2u)²/(0,200 − u);

4u² + 0,100u − 0,0200 = 0;

u = [−0,100 ± √(0,330)]/8.

Получаем приблизительно 0,059307 и −0,084307. Вторая ветвь дала бы отрицательную концентрацию X и противоречит условию. Допустимая x = 0,059307 моль/л лежит между 0 и 0,200. Поэтому c(X₂) ≈ 0,1407, c(X) ≈ 0,1186 моль/л.

Проверки до округления: c(X₂) + c(X)/2 = 0,200 моль/л; нормированное Q_c ≈ 0,100. Степень диссоциации α — доля исходных X₂, которые распались: α = x/c₀ ≈ 0,2965, или 29,65%. Это не доля атомов X среди всех частиц смеси.

Отрицательное x нельзя отбрасывать автоматически в любой задаче: если продукты были взяты в избытке, смесь может реагировать обратно. Отбрасывают корень, который нарушает допустимые количества, направление Q/K или исходные предположения, а не просто знак переменной.

Газовая смесь: парциальные давления и меняющийся объём

Для идеального газа p_iV = n_iRT и p_i = y_iP, где y_i — мольная доля компонента, P — общее давление. В выражение K_p подставляют p_i, а не одно общее P вместо каждого участника.

Пример 5. Степень диссоциации при постоянном давлении

Для другой условной идеальной газовой системы Y₂ ⇌ 2Y при 600 К задано K_p = 4/3 и P = 5,00 бар. Начально взят 1,00 моль Y₂ без Y; инертного газа нет. Подвижная граница позволяет менять объём, сохраняя температуру и общее давление. Пусть α — доля распавшихся молекул.

Объём не постоянен, поэтому баланс сразу ведётся в молях. Подставляя p = yP и p° = 1 бар, получаем:

K_p = (p(Y)/p°)²/(p(Y₂)/p°) = [4α²/(1 − α²)] × P/p°.

4/3 = 20α²/(1 − α²); α = 0,250.

Равновесные количества: 0,750 моль Y₂ и 0,500 моль Y. Мольные доли — 0,600 и 0,400; парциальные давления — 3,00 и 2,00 бар. Проверка: (2,00/1)²/(3,00/1) = 4/3. При R = 0,08314 л·бар/(моль·К) конечный объём 1,250 × 0,08314 × 600/5,00 = 12,471 л, приблизительно 12,5 л. Начальный объём был меньше; использовать его для всех конечных концентраций нельзя.

Дополнение: связь K_p и K_c

Из p_i/p° = (c_i/c°)(RTc°/p°) следует для чисто газовой идеальной реакции:

K_p = K_c(RTc°/p°)^Δν.

Δν — сумма коэффициентов газообразных продуктов минус сумма коэффициентов газообразных реагентов. Фактор в скобках безразмерен при согласованных единицах. Для Y₂ ⇌ 2Y имеем Δν = 1, а при 600 К RTc°/p° = 49,884. Следовательно, K_c = (4/3)/49,884 ≈ 0,02673. Для H₂ + I₂ ⇌ 2HI сумма одинакова, Δν = 0 и численные K_p, K_c в этом приближении совпадают.

Знакомая формула K_p = K_c(RT)^Δν относится к записи через ненормированные давления и концентрации с согласованными единицами. Нельзя взять из неё голое число RT и одновременно объявить все величины безразмерными без указания стандартных значений. Для реальных газов при заметной неидеальности вместо p/p° используют соответствующее отношение фугитивности.

Чистые фазы: не входят в выражение, но ограничивают баланс

Для выбранной чистой твёрдой или жидкой фазы в обычном учебном приближении её активность принимается равной 1. Её множитель в выражении K опускают. Это не означает, что вещества нет, что оно не расходуется или что его начальная масса не нужна.

CaCO₃(тв) ⇌ CaO(тв) + CO₂(г); K_p = p(CO₂)/p°.

Равновесное давление для этой двухфазной пары твёрдых веществ применимо, пока обе твёрдые фазы присутствуют. При полном исчезновении одной из них требуется проверка границы допустимого состава. Мелкое измельчение может изменить скорость достижения равновесия, но не заменяет эту проверку. Строгие поправки на давление чистых фаз здесь пренебрегаются; разные твёрдые модификации не считаются автоматически одним стандартным состоянием.

Пример 6. Хватит ли твёрдого реагента?

В учебной модели при 1000 К K_p = 0,400. Закрытый сосуд объёмом 10,0 л первоначально содержит 0,0800 моль чистого CaCO₃, газа CO₂ и CaO нет. Газ идеален, других реакций нет. Чтобы достигнуть p(CO₂) = 0,400 бар, необходимо:

n(CO₂) = pV/(RT) = 0,400 × 10,0/(0,08314 × 1000) ≈ 0,04811 моль.

Столько же CaCO₃ разложится. Останется примерно 0,03189 моль карбоната, образуется 0,04811 моль CaO. Обе твёрдые фазы есть, поэтому исходное предположение согласовано с балансом. Ответы до промежуточного округления приведены для проверки; итоговые количества разумно округлить до 0,0319 и 0,0481 моль.

Если же первоначально было только 0,0200 моль CaCO₃, максимальное количество CO₂ равно 0,0200 моль. После полного превращения карбоната давление составит примерно 0,166 бар. Требовать 0,400 бар нельзя: для этого пришлось бы потратить больше карбоната, чем взято. При таком давлении прямое превращение термодинамически благоприятно, но исходная твёрдая фаза уже исчерпана; равенство для сосуществующих CaCO₃/CaO не описывает эту границу состава.

Чистая жидкость и растворённое вещество также различаются. В реакции водного раствора вода как растворитель при достаточно разбавленном составе часто имеет активность, близкую к 1. Но вода как растворённый участник в другом растворителе не исключается автоматически. Правило «всё с обозначением (ж) вычеркнуть» не заменяет описания системы.

Малое изменение, слабые кислоты и скорость

Иногда x мало по сравнению с c₀, и выражение c₀ − x заменяют на c₀. Такое приближение сначала используют как гипотезу, а затем проверяют найденное отношение x/c₀. Учебный порог 5% — ориентир для приемлемости выбранного упрощения, а не гарантия точности любого конечного ответа. Если нужна строгая точность, решают полное уравнение и оценивают остаток.

Для слабой одноосновной кислоты HA в воде тот же план связывает начальную аналитическую концентрацию и равновесные частицы:

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻.

В разбавленной модели без заметного исходного количества ионов и с пренебрежимо малым вкладом автоионизации воды имеем c(HA) = c₀ − x, c(H₃O⁺) = c(A⁻) = x. Тогда безразмерная K_a приближённо равна (x/c°)²/[(c₀ − x)/c°]. При сильном разбавлении, добавленной кислоте/соли или заметной неидеальности этот короткий набор равенств нужно изменить. Следующий шаг — расчёты K_a/K_b, степени диссоциации, связи с K_w и гидролиза; качественные основы уже разобраны в темах диссоциации и гидролиза солей.

Большая K описывает равновесное соотношение активностей, а не скорость. Она не устанавливает одинаковый процент выхода для любого исходного состава. Катализатор помогает достичь того же равновесия при прежней температуре быстрее и не изменяет K. Для времени процесса нужны данные химической кинетики.

Алгоритм решения расчётной задачи

1. Сбалансируйте уравнение, укажите фазы, температуру и модель. Определите, что постоянно: объём или давление.
2. Установите, через какие величины определена K; согласуйте c°, p° и единицы.
3. Вычислите начальное Q, если это возможно, и определите направление изменения.
4. Составьте таблицу изменений с коэффициентами и сразу задайте диапазон допустимой переменной.
5. Подставьте именно равновесные величины в выражение K и решите уравнение.
6. Проверьте неотрицательность, сохранение атомов/заряда, наличие требуемых чистых фаз и обратную подстановку в K. Округляйте в конце.

Десять задач для самостоятельного решения

Все задания относятся к углублённой ступени. Численные K — заданные параметры учебных моделей, а не справочные измерения реальных веществ. Используйте c° = 1 моль/л, p° = 1 бар, при необходимости R = 0,08314 л·бар/(моль·К). Все газы идеальны, растворы в указанных заданиях идеальны и разбавлены; система закрыта, иных реакций нет. Если сказано о постоянном V, изменение температуры в процессе не предполагается.

1. При фиксированной температуре запишите K_p для N₂(г) + 3H₂(г) ⇌ 2NH₃(г) и для 3Fe(тв) + 4H₂O(г) ⇌ Fe₃O₄(тв) + 4H₂(г). Какие частицы исключаются из выражения и почему пар H₂O исключать нельзя?
2. При 600 К равновесные концентрации H₂, I₂, HI в модели равны 0,200; 0,100; 0,800 моль/л. Найдите K_c для H₂ + I₂ ⇌ 2HI, для обратного уравнения и для уравнения с удвоенными коэффициентами.
3. При 700 К K_c = 16,0 для той же реакции. В смеси c(H₂) = c(I₂) = 0,200, c(HI) = 0,400 моль/л. Определите направление изменения. Что получится для смеси с теми же концентрациями реагентов и c(HI) = 0,900 моль/л? Достаточно ли этих данных, чтобы назвать время установления равновесия?
4. Для условной системы A ⇌ B из примера 2 при 298 К K_c = 3,00. Начально c(A) = 0,0200, c(B) = 0,1400 моль/л, объём постоянен. Найдите равновесный состав и x, если в таблице записано c(A) = 0,0200 − x, c(B) = 0,1400 + x. Почему отрицательное x здесь допустимо?
5. В 2,00 л при 700 К взято по 0,900 моль H₂ и I₂ без HI; K_c = 16,0. Найдите равновесные концентрации и количества всех трёх веществ. Какую долю от максимально возможного по исходным количествам HI получили?
6. В условной модели X₂ ⇌ 2X при 450 К K_c = 0,200. Начально c(X₂) = 0,100 моль/л, c(X) = 0, V постоянен. Составьте уравнение через u = x/c°, найдите оба корня и выберите физический. Найдите α и проверьте атомный баланс.
7. Для условного Y₂ ⇌ 2Y при 600 К K_p = 4/3, как в примере 5. Изначально есть только Y₂, а общее равновесное давление поддерживают 20,0 бар. Найдите α и сравните с 0,250 при 5,00 бар. Изменилась ли сама K_p?
8. Для модели Y₂ ⇌ 2Y при 600 К переведите K_p = 4/3 в определённую в статье K_c. Объясните, что нужно сделать с c°, если все концентрации решили записывать в ммоль/л. Можно ли оставить c° числом 1 в новых единицах?
9. В 10,0 л при 1000 К для модели CaCO₃(тв) ⇌ CaO(тв) + CO₂(г) задано K_p = 0,400. Начально 0,0600 моль CaCO₃, 0,0100 моль CaO и 0,0100 моль CO₂. Найдите конечные количества при сосуществовании обеих твёрдых фаз и проверьте их наличие. Что изменится, если начальный карбонат уменьшить до 0,0150 моль, сохранив остальные данные?
10. Для условного Z₂ ⇌ 2Z при 400 К K_c = 1,00 × 10⁻⁴; начально c(Z₂) = 0,250 моль/л, c(Z) = 0, V постоянен. Сначала примите c(Z₂) ≈ 0,250 и найдите x. Проверьте x/c₀, затем решите полное квадратное уравнение. Какой элемент этого способа пригодится для слабых кислот и почему одна малая K ещё не разрешает любое приближение?

Ответы и объяснения

1. Для аммиака K_p = (p(NH₃)/p°)²/[(p(N₂)/p°)(p(H₂)/p°)³]. Для восстановления оксида железа K_p = (p(H₂)/p°)⁴/(p(H₂O)/p°)⁴. Активности выбранных чистых твёрдых Fe и Fe₃O₄ приняты равными 1. Газообразная вода — участник газовой смеси с меняющимся парциальным давлением; её нельзя исключать по одному названию «вода». Предполагается присутствие обеих указанных твёрдых фаз.

2. K_c = 0,800²/(0,200 × 0,100) = 32,0. Для обратной реакции 1/32,0 = 0,03125; для удвоенной — 32,0² = 1024. Температура и фазы должны остаться теми же. Удвоение коэффициентов не удваивает K: оно удваивает показатели степеней.

3. В первой смеси Q_c = 0,400²/0,200² = 4,00 < 16,0, преобладает образование HI. Во второй Q_c = 0,900²/0,200² = 20,25 > 16,0, преобладает обратное превращение. В обоих случаях K одна и та же при 700 К; различаются текущие составы. Без кинетических данных время не определяется.

4. Из 3,00 = (0,1400 + x)/(0,0200 − x) получаем x = −0,0200 моль/л. Следовательно, c(A) = 0,0400, c(B) = 0,1200 моль/л. Допустимый диапазон по неотрицательности — от −0,1400 до +0,0200 моль/л; найденное значение внутри него. Отрицательный знак означает расходование B и образование A, что согласовано с Q₀ = 7,00 > K. Проверки: сумма 0,1600 сохранилась, отношение равно 3,00.

5. Начальные концентрации 0,450 моль/л. Из 4,00 = 2x/(0,450 − x) следует x = 0,300 моль/л. Конечные c(H₂) = c(I₂) = 0,150 и c(HI) = 0,600 моль/л; количества 0,300; 0,300; 1,200 моль. Максимально по коэффициентам получилось бы 1,800 моль HI, поэтому равновесный выход относительно этого предела — 1,200/1,800 = 2/3, около 66,7%. Баланс H: 2 × 0,300 + 1,200 = 1,800 мольатомов, как в исходном H₂; для I аналогично. Подстановка 0,600²/0,150² даёт 16,0.

6. 0,200 = 4u²/(0,100 − u), поэтому 4u² + 0,200u − 0,0200 = 0. Корни u = 0,0500 и −0,100. Второй дал бы отрицательное c(X), поэтому допустима x = 0,0500 моль/л. Равновесные c(X₂) = 0,0500, c(X) = 0,100 моль/л; α = 0,500. Баланс атомов: 2 × 0,0500 + 0,100 = 2 × 0,100 моль/л. Проверка константы: (0,100/1)²/(0,0500/1) = 0,200.

7. Из K_p = [4α²/(1 − α²)]P/p° следует α² = K_p/[K_p + 4P/p°]. При P = 20,0 бар получаем α² = 1/61, α ≈ 0,128. Повышение общего давления при данной постановке уменьшает долю диссоциировавших Y₂, потому что прямая реакция увеличивает число газовых частиц. K_p остаётся 4/3: температура и модель прежние.

8. Δν = 1; RTc°/p° = 0,08314 × 600 × 1/1 = 49,884. K_c = (4/3)/49,884 ≈ 0,02673. При записи концентраций в ммоль/л стандартная концентрация равна 1000 ммоль/л: отношения c/c° сохраняются. Оставить 1 ммоль/л означает выбрать другое стандартное значение, а не просто заменить единицу; численная нормированная константа тогда изменится. Отдельно определённая ненормированная константа тоже требует пересчёта единиц.

9. Для давления 0,400 бар нужно 0,04811 моль CO₂. Первоначально уже есть 0,0100 моль, поэтому расход карбоната ξ ≈ 0,03811 моль. Конечные количества: CaCO₃≈0,02189 моль; CaO≈0,04811 моль; CO₂≈0,04811 моль. Оба твёрдых вещества присутствуют, предположение верно. В изменённом случае из 0,0150 моль карбоната добавится не более 0,0150 моль газа; всего CO₂будет 0,0250 моль, CaO —0,0250 моль, карбонат исчерпается. Давление приблизительно 0,208 бар. Предписывать 0,400 бар при отсутствующем карбонате нельзя: найденный для сосуществования расход превысил бы запас.

10. Введём u=x/c°, q₀=c₀/c°=0,250. При малом изменении K_c≈4u²/0,250, откуда u≈0,00250 и x≈0,00250 моль/л. Это 1,00% от c₀, поэтому для ориентировочного расчёта замена согласована с указанным 5%-ным критерием. Полное уравнение 4u²+0,000100u−0,0000250=0 даёт u≈0,00248753; отрицательный корень исключается условием. Получаем c(Z₂)≈0,247512 и c(Z)≈0,00497506 моль/л. Приближённый x отличается примерно на 0,50% от полного, а не на 1,00%: проверка малого изменения и ошибка конечного ответа — разные числа. В кислотной задаче аналогично проверяют долю диссоциации; дополнительно нужны вклад воды, исходные ионы и применимость активностного приближения. Малое K сравнивают с конкретным исходным составом, а не используют как универсальное разрешение отбросить x.

Связанные темы и источники

Дальнейшие связи: принцип Ле Шателье, молярная концентрация, электролитическая диссоциация, гидролиз и среда раствора. Расчётная константа и скорость отвечают на разные вопросы.

Определения сверены по IUPAC: константа равновесия, стандартная константа, активность и стандартная концентрация. Методы расчёта сопоставлены с OpenStax 13.2, OpenStax 13.4 и параграфом 9.5 МГУ. Здесь явно указаны нормировка величин, модели и пределы чистых фаз. Текст, схема и численные условия подготовлены для ChemistryInfo самостоятельно.

Выбрать другой маршрут курса