Kai grįžtamosios reakcijos pasiekia tašką, kuriame produktų susidarymo greitis (tiesioginė reakcija) ir produktų vartojimo greitis (atvirkštinė reakcija) tampa pastovus ir lygus, sakome, kad jis pasiektas O Cheminis balansas. Kiekviena pusiausvyros reakcija turi a pusiausvyros konstanta (Kc) charakteristika, kuri keičiasi tik kintant temperatūrai. Jei reakcijoje dalyvauja bent vienos dujos, jos taip pat turės slėgio konstantą, kurią simbolizuoja Kp.
Tekste Pusiausvyros konstanta Kc ir Kp parodyta, kad norėdami parašyti šių konstantų išraiškas, turime patikrinti jų fizines būsenas. Taigi atsiranda dviejų tipų cheminės pusiausvyros:
1. Vienalytis balansas: Jie yra tie, kuriuose visi reakcijos dalyviai, nesvarbu, ar jie yra reagentai, ar produktai, yra vienodoje agregacijos būsenoje, o rezultatas yra vienalytis visos sistemos aspektas. Paprastai vienalytę pusiausvyrą susidaro tik dujos. Žiūrėkite keletą pavyzdžių žemiau ir atkreipkite dėmesį, kad tik paskutinė pusiausvyra yra vienalytė skysčių pusiausvyra, nes visos cheminės medžiagos yra vandeniniai tirpalai. Taip pat atkreipkite dėmesį, kad šiais atvejais visos medžiagos bus rodomos Kc ir Kp išraiškose:
N2 g) + 3 H2 g) ↔ 2 NH3 g) K.ç = __[NH3]2__ K.P = __(pNH3)2__
[N2]. [H2]3 (pN2). (pH2)3
2 O3 g) O 3 O2 g) K.ç = [O2]3 K.P = (dulkės2)3
[O3]2 (dulkės3)2
H2 g) + Aš2 g) 2 HIg) K.ç = __[HI]2__ K.P = __ (pHI)2__
[H2]. [Aš2] (pH2). (pI2)
COg) + NE2 g) ↔CO2 g)+ PRIEg) K.ç = [CO2 ]. [PRIE]K.P = (pCO2 ). (PPRIE)
[PRIE2]. [CO] (pNO2). (PCO)
2 SO3 g) SO 2 SO2 g) + O2 g) K.ç = [TIK2]2. [O2]K.P= (pSO2)2. (PO2)
[TIK3]2(PTIK3)2
Tikėjimas2+(čia) + Cu2+(čia) ↔ Fe3+(čia) + Cu+(čia) K.Ç = [Tikėjimas3+]. [Asilas+] K.P = nėra apibrėžta.
[Tikėjimas2+]. [Asilas2+]
Kadangi jis neturi jokių dujų, šiai paskutinei cheminei pusiausvyrai nėra Kp išraiškos.
Paveiksle teksto pradžioje, dešinėje pusėje, butelis, kuriame yra dvi pusiausvyroje esančios dujos, ty azoto dioksidas (NO2) ir dinitrogeno tetoksidas (N2O4):
2 NE2 g) ↔ N2O4 g) K.ç = [N2O4] K.P = (PN2O4)
[PRIE2]2 (PPRIE2)2
NE2 yra rausvai rudos dujos, o N2O4 jis yra bespalvis ir pusiausvyroje susimaišo, sudarydamas tam tikrą šviesiai rudos spalvos „dujų debesį“.
2. Heterogeninė pusiausvyra: Jie yra tie, kuriuose bent viena iš reakcijoje dalyvaujančių medžiagų yra kitokios fizinės būsenos, nei kitos, dažniausiai kietos. Tokiu būdu sistemos išvaizda nėra vienoda, tačiau įmanoma vizualizuoti skirtingas fazes.
Šiais atvejais, kai rašomos pusiausvyros konstantos išraiškos, kietųjų medžiagų rašyti nereikėtų, nes jų koncentracijos yra pastovios.
Pavyzdžiai:
HCl(čia) + AgNO3 (aq) ↔ AgCls + HNO3 (aq) K.Ç = [HNO3]____ K.P = nėra apibrėžta.
[HCl]. [AgNO3]
Çs + O2 g) ↔ CO2 g) K.Ç = [CO] K.P = (pCO)
[O2] (dulkės2)
Zns + Cu2+(čia) ↔ asilass + Zn2+(čia) K.Ç = [Asilas]2+] K.P = nėra apibrėžta.
[Zn2+]
Šuos + CO2 g) ↔ CaCO3 (s) K.Ç = __1__ K.P = __1__
[CO2] (pCO2)
Šio teksto pradžioje parodytoje iliustracijoje kairėje pusėje buvo parodytas mėgintuvėlis, kuriame buvo heterogeninė pusiausvyros sistema. Tai yra vario (II) sulfato ir natrio hidroksido tirpalų reakcija. Žiūrėkite žemiau:
CUSO4 (aq) + 2 NaOH(čia) ↔ Į2TIK4 (aq) + Cu (OH)2 (s) K.Ç = [At2TIK4]____ K.P = nėra apibrėžta.
[CuSO]. [NaOH]
Atkreipkite dėmesį, kad tarp produktų susidaro nusodintas vario (II) hidroksidas, kuris yra kietas ir aiškiai matomas vandeninio tirpalo viduryje. Mėlyną spalvą lemia sistemoje esantys vario jonai.
* Vario (II) hidroksido atvaizdo redakcijos nuopelnas: Autorius: ор Оsin / Vaizdas išgautas iš: wikimedia bendri
Jennifer Fogaça
Baigė chemiją
Šaltinis: Brazilijos mokykla - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrios-quimicos-homogeneos-heterogeneos.htm