Quando le reazioni reversibili raggiungono un punto in cui la velocità con cui si formano i prodotti (reazione diretta) e la velocità con cui i prodotti vengono consumati (reazione inversa) diventano costanti ed uguali, diciamo che è stata raggiunta oh Equilibrio chimico. Ogni reazione di equilibrio ha un costante di equilibrio (Kc) caratteristica, che cambia solo al variare della temperatura. Se c'è almeno un gas che partecipa alla reazione, avrà anche una costante di pressione, simboleggiata da Kp.
Nel testo Costanti di equilibrio Kc e Kp si mostra che per scrivere le espressioni di queste costanti, dobbiamo verificarne gli stati fisici. Quindi, sorgono due tipi di equilibri chimici, che sono:
1. Equilibrio omogeneo: Sono quelli in cui tutti i partecipanti alla reazione, siano essi reagenti o prodotti, sono nello stesso stato di aggregazione, e il risultato è un aspetto omogeneo in tutto il sistema. Gli equilibri generalmente omogenei sono formati solo dai gas. Vedere alcuni esempi di seguito e notare che solo l'ultimo equilibrio è un equilibrio liquido omogeneo, poiché tutte le specie chimiche sono soluzioni acquose. Si noti inoltre che, in questi casi, tutte le sostanze appariranno nelle espressioni di Kc e Kp:
no2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kç = __[NH3]2__ KP = __(pNH3)2__
[N2]. [H2]3 (pN2). (pH2)3
2 O3(g) 3 O2(g) Kç = [O2]3 KP = (polvere2)3
[O3]2 (polvere3)2
H2(g) + io2(g) 2 HI(g) Kç = __[CIAO]2__ KP = __(pHI)2__
[H2]. [IO2] (pH2). (pi2)
CO(g) + NO2(g) Coh2(g)+ AL(g) Kç = [CO2 ]. [AL]KP = (pCO2 ). (PAL)
[AL2]. [CO] (pNO2). (PCO)
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kç = [SOLO2]2. [O2]KP= (pSO2)2. (Poh2)
[SOLO3]2(PSOLO3)2
Fede2+(Qui) + Cu2+(Qui) Fe3+(Qui) + Cu+(Qui) KÇ = [ Fede3+]. [Culo+] KP = non è definito.
[Fede2+]. [Culo2+]
Non avendo gas, per quest'ultimo equilibrio chimico non c'è espressione di Kp.
Nella figura all'inizio del testo, a destra, una bombola contenente due gas in equilibrio, ovvero il biossido di azoto (NO2) e tetrossido di diazoto (N2oh4):
2 NO2(g) N2oh4(g) Kç = [N2oh4] KP = (Pno2oh4)
[AL2]2 (PAL2)2
NO2 è un gas bruno-rossastro, mentre N2oh4 è incolore, e, in equilibrio, si mescolano formando una sorta di “nube di gas” di colore bruno chiaro in tutta la sua interezza.
2. Equilibrio eterogeneo: Sono quelli in cui almeno una delle sostanze che partecipano alla reazione si trova in uno stato fisico diverso dalle altre, solitamente allo stato solido. In questo modo l'aspetto del sistema non è uniforme, ma è possibile visualizzare diverse fasi.
In questi casi, quando si scrivono le espressioni della costante di equilibrio, non vanno scritte le sostanze solide, in quanto le loro concentrazioni sono costanti.
Esempi:
HCl(Qui) + AgNO3(ac) AgCl(S) + HNO3(ac) KÇ = [HNO3]____ KP = non è definito.
[HCl]. [AgNO3]
Ç(S) + O2(g) CO2(g) KÇ = [CO] KP = (pCO)
[O2] (polvere2)
Zn(S) + Cu2+(Qui) culo(S) + Zn2+(Qui) KÇ = [Culo]2+] KP = non è definito.
[Zn2+]
Cane(S) + CO2(g) CaCO3(i) KÇ = __1__ KP = __1__
[CO2] (pCO2)
Nell'illustrazione mostrata all'inizio di questo testo, è stata mostrata una provetta sul lato sinistro che conteneva un sistema di equilibrio eterogeneo. Questa è la reazione tra solfato di rame (II) e soluzioni di idrossido di sodio. Vedi sotto:
CUSO4(ac) + 2 NaOH(Qui) in2SOLO4(ac) + Cu(OH)2(i) KÇ = [A2SOLO4]____ KP = non è definito.
[CuSO]. [NaOH]
Si noti che, tra i prodotti, si forma l'idrossido di rame (II) precipitato, che è solido ed è chiaramente visibile nella soluzione acquosa. Il colore blu è dovuto agli ioni di rame presenti nel sistema.
* Credito editoriale dell'immagine dell'idrossido di rame (II): Autore: ор sin / Immagine estratta da: wikimedia beni comuni
di Jennifer Fogaça
Laureato in Chimica
Fonte: Scuola Brasile - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrios-quimicos-homogeneos-heterogeneos.htm
