Equilibrium terminology.

  1

Chemistry  122  (General  College  Chemistry  I)-­‐  Fall  2018   Discussion  Worksheet  Week  10  (Coordinated  by  Dr.  R.  Hatfield)

Topics:  equilibrium  state  and  the  equilibrium  constant  (K),  reaction  quotient  (Q),  expressing   equilibrium  with  pressure  terms-­‐  relationship  between  Kc  and  Kp,  determining  reaction  direction,   solving  a  variety  of  equilibrium  problems,  Le  Chatelier’s  principle     Relevant  Chapters  in  Silberberg,  8e:  Chapter  17  Sections  1-­‐6,  pp.  747-­‐780.       Student  Directions:    Try  all  problems  with  your  best  effort  and  bring  your  work  to  discussion.    Use   your  text  as  a  resource  for  any  constants  or  relationships  needed.  You  will  have  to  work  ahead.   When  topics  are  completely  covered  in  lecture,  go  back  and  redo  any  problems  you  did  not   understand.    See  pages  782-­‐783  of  your  text  for  a  summary  list  of  key  equations  and  relationships.     Basic  Math:  Review  the  general  form  for  quadratic  equations  and  solving  quadratic  equations.   Mon.,  Tues.,  and  Wed.  Discussions  Only:  Complete  up  through  #5  for  credit  this  week.

1. The  reaction  for  the  formation  of  ammonia  is  shown  as:

N!(g)    +    3  H!(g)    2NH!(g)     K!=  ?     a) Write  the  equilibrium  constant  expression  (K!)  for  this  reaction.

 

b) One  equation  for  the  breakdown  of  ammonia  is  shown  as:       NH!(g)     !!  N!(g)    +

! !  H!(g)        K! ’  =  ?

Manipulate  the  reaction  for  ammonia  formation,  as  necessary,  to  express  K! ’  in   terms  of  K! .    (Hint:  A  summary  table  for  ways  of  writing  and  calculating  K  is  found   on  page  755  of  your  text).

 

c) Calculate  the  value  of  K!  at  500.  K  for  the  formation  of  ammonia  in  part  a)  using  the   following  measured  concentrations  for  the  equilibrium  mixture:  [N!]  =  3.0  x  10-­‐2  M;   [H!]  =  3.7  x  10-­‐2  M;    [NH!]  =  1.6  x  10-­‐2  M.         [1.7  x  102]

 

d) Next,  calculate  the  value  of  K!  for  the  formation  of  ammonia  at  500.  K.       [0.10]

e) Using  the  calculated  value  of    K!  at  500.  K  from  part  a  as  well  as  the  expression  you

derived  for  K! ’  in  part  b,  calculate  the  value  of  K! ’.       [7.7  x  10-­‐2]

  2

2. Equilibrium  terminology.    When  solving  equilibrium  problems,  K  and  Q  are  used.    Define  Q.     When  does  K  =  Q?

3. Balance  each  of  the  following  examples  of  heterogeneous  equilibria  and  write  each  reaction   quotient,  Q!:

a) KNO!(s)        KNO!(s)  +    O!(g)

b) HCl(g)    +    O!(g)      H!O(l)    +        Cl!(g)

 

4. Calculate  the  value  of  the  equilibrium  constant  at  427  °C  for  the  reaction:

Na!O  (s)  +!!  O!  (g)      Na!O!(s)   Kc  =  ?           [4000]     Equilibrium  constants  for  the  following  reactions  are  given  at  427  °C:     Na!O(s)          2  Na(l)    +    !!  O!(g)         Kc  =  2  x  10-­‐25     Na!O!(s)      2  Na(l)    +      O!(g)         Kc  =  5  x  10-­‐29