Když reverzibilní reakce dosáhnou bodu, kdy rychlost tvorby produktů (přímá reakce) a rychlost, s jakou se produkty spotřebovávají (reverzní reakce), jsou konstantní a stejné, říkáme, že toho bylo dosaženo Ó Chemická rovnováha. Každá rovnovážná reakce má a rovnovážná konstanta (Kc) charakteristika, která se mění pouze s kolísáním teploty. Pokud se reakce účastní alespoň jeden plyn, bude mít také tlakovou konstantu symbolizovanou Kp.
V textu Rovnovážná konstanta Kc a Kp je ukázáno, že abychom mohli psát výrazy těchto konstant, musíme zkontrolovat jejich fyzikální stavy. Vznikají tedy dva typy chemických rovnováh, kterými jsou:
1. Homogenní rovnováha: Jsou to ti, ve kterých jsou všichni účastníci reakce, ať už jsou to reaktanty nebo produkty, ve stejném stavu agregace a výsledkem je homogenní aspekt v celém systému. Obecně homogenní rovnováhy jsou tvořeny pouze plyny. Viz některé příklady níže a všimněte si, že pouze poslední rovnováha je homogenní kapalná rovnováha, protože všechny chemické látky jsou vodné roztoky. Všimněte si také, že v těchto případech se všechny látky objeví ve výrazech Kc a Kp:
N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g) K.C = __[NH3]2__ K.P = __(pNH3)2__
[N2]. [H2]3 (pN2). (pH2)3
2 O.3 (g) ↔ 3 O.2 (g) K.C = [Ó2]3 K.P = (prach2)3
[Ó3]2 (prach3)2
H2 (g) + Já2 (g) ↔ 2 HI(G) K.C = __[AHOJ]2__ K.P = __ (pHI)2__
[H2]. [Já2] (pH2). (obr2)
CO(G) + NE2 (g) ↔CÓ2 (g)+ NA(G) K.C = [CO2 ]. [NA]K.P = (pCO2 ). (StrNA)
[NA2]. [CO] (pNO2). (StrCO)
2 SO3 (g) ↔ 2 SO2 (g) + O.2 (g) K.C = [POUZE2]2. [Ó2]K.P= (pSO2)2. (StrÓ2)
[POUZE3]2(StrPOUZE3)2
Víra2+(tady) + Cu2+(tady) ↔ Fe3+(tady) + Cu+(tady) K.C = [Faith3+]. [Osel+] K.P = není definováno.
[Víra2+]. [Osel2+]
Protože nemá žádný plyn, není pro tuto poslední chemickou rovnováhu vyjádření Kp.
Obrázek na začátku textu ukazuje na pravé straně láhev obsahující dva rovnovážné plyny, kterými jsou oxid dusičitý (NO2) a oxid dusný (N2Ó4):
2 NE2 (g) ↔ N2Ó4 (g) K.C = [N2Ó4] K.P = (StrN2Ó4)
[NA2]2 (StrNA2)2
NE2 je červenohnědý plyn, zatímco N2Ó4 je bezbarvý a v rovnováze se mísí a tvoří celý druh jakési „plynového mraku“ světle hnědé barvy.
2. Heterogenní rovnováha: Jsou to látky, ve kterých je alespoň jedna z látek účastnících se reakce v jiném fyzickém stavu než ostatní, obvykle v pevném stavu. Díky tomu není vzhled systému jednotný, ale je možné vizualizovat různé fáze.
V těchto případech, kdy jsou zapsány výrazy rovnovážné konstanty, pevné látky by neměly být psány, protože jejich koncentrace jsou konstantní.
Příklady:
HCl(tady) + AgNO3 (aq) ↔ AgCl(s) + HNO3 (aq) K.C = [HNO3]____ K.P = není definováno.
[HCl]. [AgNO3]
C(s) + O.2 (g) ↔ CO2 (g) K.C = [CO] K.P = (pCO)
[Ó2] (prach2)
Zn(s) + Cu2+(tady) ↔ zadek(s) + Zn2+(tady) K.C = [Osel]2+] K.P = není definováno.
[Zn2+]
Pes(s) + CO2 (g) ↔ CaCO3 (s) K.C = __1__ K.P = __1__
[CO2] (pCO2)
Na ilustraci představené na začátku tohoto textu byla ukázána zkumavka na levé straně, která obsahovala heterogenní rovnovážný systém. Jedná se o reakci mezi roztoky síranu měďnatého a hydroxidu sodného. Viz. níže:
KUSO4 (aq) + 2 NaOH(tady) ↔ v2POUZE4 (aq) + Cu (OH)2 (s) K.C = [Na2POUZE4]____ K.P = není definován.
[CuSO]. [NaOH]
Všimněte si, že mezi produkty se tvoří vysrážený hydroxid měďnatý, který je pevný a je jasně viditelný uprostřed vodného roztoku. Modrá barva je způsobena ionty mědi, které jsou v systému přítomny.
* Redakční kredit obrázku hydroxidu měďnatého: Autor: ор Оsin / Obrázek extrahován z: wikimedia Commons
Autor: Jennifer Fogaça
Vystudoval chemii
Zdroj: Brazilská škola - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrios-quimicos-homogeneos-heterogeneos.htm
