Unit 5 EQ1 - Compatibility ModeUnit 5 EQ1 Outline: ‐equilibrium ‐calculating Keq ‐Le...

Unit 5

Unit 5 EQ1: Consider the characteristics and applications of equilibrium systems 

in chemical reactions

1

Unit 5 EQ1

Outline:

‐equilibrium ‐calculating Keq‐Le Châtelier's Principle ‐equilibrium shift: press. conc. temp.

‐favoured reactions ‐factors affecting Keq‐the equilibrium constant Keq ‐ICE method

2

Equilibrium

An equilibrium is a dynamic condition in which the forward rate of a process equals the reverse rate in a closed system. 

Imagine two closed containers of gas are connected and the valve separating them is opened. Each gas would flow into the other until the rate of each gas entering and leaving becomes equal. This is equilibrium. When you put the lid on a bottle of water, the particles evaporating and condensing will reach equilibrium. 

3

liquid + heat  ⇄ vapour

Equilibrium is shown by a double headed arrow which means that the process occurs in both directions.

4

H2(g) +    I2(g)⇄ 2HI(g)

5

Favoured Reactions

Recall that chemical equilibrium involves a reversible reaction in which the forward rate equals the reverse rate, and therefore the concentrations of reactants and products remain constant. So far, we have assumed that neither forward nor reverse reactions were favoured, and the concentrations of reactants and products are roughly equal at equilibrium.

6

If however, the forward reaction is favoured, the forward reaction 

is nearly complete before the reverse reaction establishes 

equilibrium. In this case, there is a higher concentration of 

products than reactants at equilibrium.

HBr(aq) + H2O(l) ‐‐‐‐‐⇄ H3O

+(aq) + Br−(aq)  forward favoured

If the reverse reaction is favoured, the forward reaction is just 

starting when the reverse reaction establishes equilibrium. Here,

there is a higher concentration of reactants than products at 

equilibrium.

H2CO3(aq) + H2O(l) ⇆----- H3O+(aq) + HCO3

−(aq) 

reverse favoured

7

Graphing Equilibria

8

Le Châtelier's Principle

Because equilibria are dynamic, any change to the reactants or products will change the equilibrium. Le Châtelier's principle states that when an equilibrium is stressed, it will shift to relieve the stress. For example:

liquid + heat  ⇄ vapour

if this system is stressed by adding more heat, the equilibrium will shift to the right, which means that it will produce more vapour until it reaches a new equilibrium.

Stresses include changes in concentration, pressure, temperature, volume, etc. 

9

Equilibrium Shift 

Pressure: Increasing the pressure will shift the eq. toward the side which has fewer moles of gas particles. If they are 

equal, or there are no gases, there is no change. (Haber process)

N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) 

increase pressure

shift to right

Note: adding a non‐reacting gas to increase the pressure does not affect the eq.

Recall that Le Chatelier’s principle states that an equilibrium will

shift to relieve a stress.

10

Concentration: Increasing the concentration of one reactant or product will shift the eq. toward the other side.

HBr(aq) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + Br−(aq) 

decrease [HBr] 

shift to left

increase [H3O+]

shift to left

increase [H2O] 

no effect on equilibrium

(adding solids or liquids will not shift the equilibrium)

11

Temperature: Increasing the temperature shifts the eq. away from the energy term.

N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) + 92 kJ 

decrease temperature

shift to right

CaCO3(s) + 556 kJ ⇄ CaO(s) + CO2(g) 

decrease temp

shift to left

a

12

Because of their good taste in music, catalysts do not favour one direction

catalyst

13

Consider the following equilibrium and use the graph to identify the stress applied:

CO(g) + Cl2(g) ⇄ COCl2(g) + heat

14

15

Consider the following equilibrium and use the graph to identify the stress applied:

CO(g) + Cl2(g) ⇄ COCl2(g) + heat

A = adding CO (shift right)

B = increase volume / decrease pressure (shift left)

C = increase heat (shift left)

16

The Equilibrium Constant 

The equilibrium constant (K or Keq) describes the extent to which the reaction has been carried out by the time it reaches equilibrium. In a reaction: 

aA + bB ⇄ cC +dD 

Keq =   [C]c [D]d Where: [A]a = the conc. of A 

[A]a [B]b to the power of its coefficient 

Keq = eq. const. (units vary) 

a

17

In general

Keq = [products]

[reactants]

If Keq = >1 products favoured (more products around at eq.)

Keq = 1 equal conc. of reactants and products

Keq = < 1 reactants favoured (more reactants around at eq.)

The value of Keq is found experimentally and is dependent on 

temperature. If gases are used, pressure takes the place of 

concentration, however your text uses concentration. The conc. of

pure solids and liquids essentially remain constant and are left out 

of equilibrium expressions.

18

NOTE: Changing the pressure, concentration, or adding a catalyst 

does not change the Keq. For example, more product may be 

formed (as in a shift to the right), but the ratio of their

concentrations remains the same.

Changing the temperature does change the Keq. For an 

exothermic reaction, increasing the temp decreases the Keq; For 

an endothermic reaction, increasing the temp increases the Keq.

Reactions run to completion when a product in not available for a 

reverse reaction. Examples of this include producing a gas that 

escapes, a precipitate that is insoluble, or a product that does not

ionize.

19

But how can shifting the equilibrium not change the Keq?

This is the wrong way to look at it, the equilibrium shifts to keep the Keq constant.

consider:

A + B  C + D Keq = [C][D]

[A][B]

20

scenario 1:

A + B  C + D Keq = [C][D] = (2)(2) = 4

1    1      2     2 [A][B] (1)(1)

scenario 2: lower C to 1

shifts right  A + B  C + D Keq = [C][D] = (1)(y) = 4

x     x      1     y [A][B] (x)(x)

21

scenario 1:

A + B  C + D Keq = [C][D] = (2)(2) = 4

1    1      2     2 [A][B] (1)(1)

scenario 2: lower C to 1

shifts right  A + B  C + D Keq = [C][D] = (1)(2.25)     = 4

x     x      1     y [A][B] (0.75)(0.75)

22

Ex 1) Calculate the equilibrium constant for the reaction 

N2 (g) + O2 (g) ⇄ NO (g) at constant temperature if the concentrations at 

equilibrium are: 

[N2] = 6.4 × 10−3 mol/L

[O2] = 1.7 × 10−3 mol/L

[NO] = 1.1 × 10−5 mol/L

N2(g) + O2(g) ⇄ 2NO(g)

Keq = [NO]2 = 

[N2][O2] 

Keq = [NO]2 =  (1.1 × 10−5 M)2

[N2][O2]  (6.4 × 10−3 M)(1.7 × 10−3 M)

= 1.1 × 10−5

23

Ex 2) Given: H2(g) + Br2(g) ⇄ 2HBr(g), Keq = 3.5 × 104, and 

constant temp.

a) Calculate the concentration of H2 if [HBr] = 9.8 × 10−2 M, and [Br2] = 

4.3 × 10−3 M.

Keq = [HBr]2

[H2][Br2] 

[H2] = [HBr]2

Keq [Br2]

[H2] = (9.8 × 10−2 M)2

(3.5 × 104)(4.3 × 10−3 M) 

= 0.000063813...

= 6.4 × 10−5 M

24

Ex 2) Given: H2(g) + Br2(g) ⇄ 2HBr(g), Keq = 3.5 × 104, and 

constant temp.

b) Calculate the concentration of HBr if [H2]= 0.0356 M and 

[Br2] = 0.0298 M

Keq = [HBr]2

[H2][Br2]

[HBr]2 = Keq [H2][Br2]

= (3.5 × 104)(0.0356 M)(0.0298 M)

[HBr]2 = 37.1308 M2

[HBr] =√ 37.1308 M2 = 6.0935... = 6.1 M

25

The ICE method

26

The ICE method

When reactants are converted into products, their concentrations decrease and the concentrations of the products increase according to molar ratios. When calculating Keq, we must use equilibrium concentrations, not initial concentrations. To find equilibrium concentrations, it is sometimes useful to use the ICE method.

Ex 1) Given a 1.0 M HCl solution produces [H3O+] of 0.9 M at 

equilibrium, what is the equilibrium concentration of HCl?

27

ICE

Initial

Change

Equilibrium

28

ICE

HCl(aq) + H2O(l) ‐‐‐‐‐⇄ H3O

+(aq) + Cl−(aq)

Initial 1.0 M

Change

Equilibrium

29

ICE

HCl(aq) + H2O(l) ‐‐‐‐‐⇄ H3O

+(aq) + Cl−(aq)

Initial 1.0 M

Change

Equilibrium 0.9 M

30

ICE

HCl(aq) + H2O(l) ‐‐‐‐‐⇄ H3O

+(aq) + Cl−(aq)

Initial 1.0 M 0

Change

Equilibrium ? 0.9 M

31

ICE

HCl(aq) + H2O(l) ‐‐‐‐‐⇄ H3O

+(aq) + Cl−(aq)

Initial 1.0 M 0

Change ‐X  +X

Equilibrium ? 0.9 M

X = 0.9 M

[HCl]eq = 1.0 –X = 1.0 – 0.9 = 0.1 M

[Cl‐]eq = 0.9 M

32

On the board:

Given: 2Al3+(aq) + 3S2‐(aq)  Al2S3(aq)

If the concentration of S2‐ changes from 0.45 M to 0.30 M at equilibrium, what is the equilibrium concentration of Al2S3?

33

2Al3+(aq)      +  3S2‐(aq)      Al2S3(aq) 3x = 0.15  so  x = 0.050

I ? 0.45 M 0

C ‐2X ‐3X +X

E 0.70 M 0.30 M ?

0 + 0.05 = 0.050 M

2x = 0.10  so 0.70 M + 0.10 = 0.80 M

Keq =  [Al2S3]    =    (0.050)    = 3.7792… = 3.8

[Al3+]2 [S2‐]3 (0.70)2(0.30)3

34

ICE assignment

35

More practice:

Consider the following equilibrium

4NH3(l) +  5O2 (g) 4NO(g) +   6H2O(l)

If the reaction proceeds from a mixture and the concentration of NO increases from 1.02 M to 2.29 M at equilibrium, find the initial concentration of oxygen if its equilibrium concentration is 2.49 M.

36

More practice:

Consider the following equilibrium

4NH3(l) +  5O2 (g) 4NO(g) +   6H2O(l)

If the reaction proceeds from a mixture and the concentration of NO increases from 1.02 M to 2.29 M at equilibrium, find the initial concentration of oxygen if its equilibrium concentration is 2.49 M.

If the initial concentrations of ammonia and water are both 1.00 M, calculate the Keq.

37

4NH3(l) +  5O2(g) 4NO(g) +   6H2O(l)

I 1.00 M ? 1.02 M 1.00 M

C ‐4X* ‐5X +4X +6X*

E 2.49 M 2.29 M

2.29 M – 1.02 M = 1.27 M = 4x  so  x = 0.3175

2.49 M + 0.3175 = 2.8075 M = 2.81 M

The concentrations of pure substances remain constant and are left out of Keq so …

Keq =  [NO]4 =    (2.29)4 = 0.2873… = 0.287 

[O2]5 (2.49)5

38