Równanie reakcji w formie cząsteczkowej:

$H_{2\left(g\right)}+I_{2\left(g\right)}\leftrightarrow 2H{I}_{\left(g\right)}$        

 

Obliczenia:

Stężenia początkowe:

$\left[H_2\right]=0,02\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$  

$\left[I_2\right]=0,02\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$      

Stężenie końcowe:

$\left[HI\right]=0,03\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$      

Z równania reakcji widzimy, że z 1 mola H₂ i 1 mola I₂ powstają 2 mole HI. Obliczmy ile moli H₂ i I₂ zużyto, skoro powstało 0,03 mola HI:

$1\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}{H}_2-2\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}HI$  

$x-0,03\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}HI$  

$x=\frac{0,03\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}\cdot 1\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}}{2\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}}=0,015\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$  

Oznacza to, że do reakcji zużyto 0,015 mol/dm³ H₂ i 0,015 mol/dm³ I₂.

W stanie równowagi pozostało więc:

$\left[H_2\right]=\left[I_2\right]=0,02\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}-0,015\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}=0,005\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$  

Zapiszmy wyrażenie na stałą równowagi reakcji:

$K=\frac{{\left[HI\right]}^2}{\left[H_2\right]\left[I_2\right]}$  

A więc:

$K=\frac{{\left(0,03\right)}^2}{0,005\cdot 0,005}=\frac{9\cdot {10}^{-4}}{2,5\cdot {10}^{-5}}=36$  

 

 

Odpowiedź: Stała równowagi tej reakcji wynosi 36.