Kad atgriezeniskās reakcijas sasniedz punktu, kurā produktu veidošanās ātrums (tiešā reakcija) un ātrums, ar kādu tiek patērēti produkti (apgrieztā reakcija), kļūst nemainīgs un vienāds, mēs sakām, ka tas ir sasniegts O Ķīmiskais līdzsvars. Katrai līdzsvara reakcijai ir a līdzsvara konstante (Kc) raksturlielums, kas mainās tikai ar temperatūras izmaiņām. Ja reakcijā piedalās vismaz viena gāze, tai būs arī spiediena konstante, ko simbolizē Kp.
Tekstā Līdzsvara konstante Kc un Kp ir parādīts, ka, lai rakstītu šo konstantu izteiksmes, mums jāpārbauda to fiziskie stāvokļi. Tādējādi rodas divi ķīmiskās līdzsvara veidi, kas ir:
1. Homogēns līdzsvars: Tie ir tie, kuros visi reakcijas dalībnieki, neatkarīgi no tā, vai tie ir reaģenti vai produkti, atrodas vienā agregācijas stāvoklī, un rezultāts ir viendabīgs aspekts visā sistēmā. Parasti viendabīgus līdzsvara apstākļus veido tikai gāzes. Skatiet dažus piemērus zemāk un ņemiet vērā, ka tikai pēdējais līdzsvars ir viendabīgs šķidruma līdzsvars, jo visas ķīmiskās sugas ir ūdens šķīdumi. Ņemiet vērā arī to, ka šajos gadījumos visas vielas parādīsies Kc un Kp izteiksmēs:
N2. punkta g) apakšpunkts + 3 H2. punkta g) apakšpunkts ↔ 2 NH3. punkta g) apakšpunkts Kç = __[NH3]2__ K.P = __(pNH3)2__
[N2]. [H2]3 (pN2). (pH2)3
2 O3. punkta g) apakšpunkts O 3 O2. punkta g) apakšpunkts Kç = [O2]3 KP = (putekļi2)3
[O3]2 (putekļi3)2
H2. punkta g) apakšpunkts + Es2. punkta g) apakšpunkts 2 HIg) Kç = __[SVEIKI]2__ K.P = __ (pHI)2__
[H2]. [Es2] (pH2). (pI2)
COg) + NĒ2. punkta g) apakšpunkts ↔CO2. punkta g) apakšpunkts+ PIEg) Kç = [CO2 ]. [PIE]KP = (pCO2 ). (PPIE)
[PIE2]. [CO] (pNO2). (PCO)
2 SO3. punkta g) apakšpunkts SO 2 SO2. punkta g) apakšpunkts + O2. punkta g) apakšpunkts Kç = [TIKAI2]2. [O2]KP= (pSO2)2. (PO2)
[TIKAI3]2(PTIKAI3)2
Ticība2+(šeit) + Cu2+(šeit) ↔ Fe3+(šeit) + Cu+(šeit) KÇ = [ Ticība3+]. [Ass+] KP = nav definēts.
[Ticība2+]. [Ass2+]
Tā kā tam nav gāzes, šim pēdējam ķīmiskajam līdzsvaram nav Kp izteiksmes.
Attēla teksta sākumā labajā pusē redzama pudele ar divām līdzsvarā esošām gāzēm, kas ir slāpekļa dioksīds (NO2) un dinitrogēna tetoksīds (N2O4):
2 NĒ2. punkta g) apakšpunkts ↔ N2O4. punkta g) apakšpunkts Kç = [N2O4] KP = (PN2O4)
[PIE2]2 (PPIE2)2
NĒ2 ir sarkanbrūna gāze, savukārt N2O4 tas ir bezkrāsains, un līdzsvara stāvoklī tie sajaucas, veidojot sava veida gaiši brūnas krāsas “gāzes mākoni”.
2. Heterogēns līdzsvars: Tie ir tie, kuros vismaz viena no vielām, kas piedalās reakcijā, ir citādā fiziskā stāvoklī nekā citas, parasti cietā stāvoklī. Līdz ar to sistēmas izskats nav vienmērīgs, bet ir iespējams vizualizēt dažādas fāzes.
Šajos gadījumos, kad tiek rakstītas līdzsvara konstantes izteiksmes, cietās vielas nevajadzētu rakstīt, jo to koncentrācijas ir nemainīgas.
Piemēri:
HCl(šeit) + AgNO3 (aq) ↔ AgCls) + HNO3 (aq) KÇ = [HNO3]____ K.P = nav definēts.
[HCl]. [AgNO3]
Çs) + O2. punkta g) apakšpunkts ↔ CO2. punkta g) apakšpunkts KÇ = [CO] KP = (pCO)
[O2] (putekļi2)
Zns) + Cu2+(šeit) ↔ asss) + Zn2+(šeit) KÇ = [Ēzelis]2+] KP = nav definēts.
[Zn2+]
Sunss) + CO2. punkta g) apakšpunkts ↔ CaCO3 (s) KÇ = __1__ K.P = __1__
[CO2] (pCO2)
Ilustrācijā, kas parādīta šī teksta sākumā, kreisajā pusē tika parādīta mēģene, kurā bija neviendabīga līdzsvara sistēma. Šī ir vara (II) sulfāta un nātrija hidroksīda šķīdumu reakcija. Skatīt zemāk:
KUSO4 (aq) + 2 NaOH(šeit) ↔ iekšā2TIKAI4 (aq) + Ku (OH)2 (s) KÇ = [Plkst2TIKAI4]____ K.P = nav definēts.
[CuSO]. [NaOH]
Ņemiet vērā, ka starp produktiem veidojas nogulsnētais vara (II) hidroksīds, kas ir ciets un ir skaidri redzams ūdens šķīduma vidū. Zilā krāsa ir saistīta ar vara joniem, kas atrodas sistēmā.
* Vara (II) hidroksīda attēla redakcijas kredīts: Autors: Ор Оsin / Attēls iegūts no: wikimedia commons
Autore Jennifer Fogaça
Beidzis ķīmiju
Avots: Brazīlijas skola - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrios-quimicos-homogeneos-heterogeneos.htm