Когда обратимые реакции достигают точки, при которой скорость образования продуктов (прямая реакция) и скорость, с которой расходуются продукты (обратная реакция), становится постоянной и одинаковой, мы говорим, что она достигнута О Химический баланс. Каждая равновесная реакция имеет константа равновесия (Kc) характеристика, которая меняется только при изменении температуры. Если в реакции участвует хотя бы один газ, он также будет иметь постоянное давление, обозначенное Kp.
В тексте Константа равновесия Kc и Kp показано, что для записи выражений этих констант необходимо проверить их физическое состояние. Таким образом, возникают два типа химического равновесия:
1. Однородный баланс: Это те, в которых все участники реакции, независимо от того, являются ли они реагентами или продуктами, находятся в одинаковом агрегатном состоянии, и в результате получается однородный аспект во всей системе. Обычно однородные равновесия образуются только газами. См. Некоторые примеры ниже и обратите внимание, что только последнее равновесие является однородным жидким равновесием, так как все химические соединения являются водными растворами. Также обратите внимание, что в этих случаях все вещества появятся в выражениях Kc и Kp:
N2 (г) + 3 часа2 (г) ↔ 2 NH3 (г) Kç = __[NH3]2__ Кп = __(pNH3)2__
[N2]. [ЧАС2]3 (пН2). (pH2)3
2 O3 (г) ↔ 3 O2 (г) Kç = [O2]3 Kп = (пыль2)3
[O3]2 (пыль3)2
ЧАС2 (г) + Я2 (г) ↔ 2 привет(грамм) Kç = __[ПРИВЕТ]2__ Кп = __ (pHI)2__
[ЧАС2]. [Я2] (pH2). (Пи2)
CO(грамм) + НЕТ2 (г) ↔CО2 (г)+ НА(грамм) Kç = [CO2 ]. [НА]Kп = (pCO2 ). (ПНА)
[НА2]. [CO] (pNO2). (ПCO)
2 ТАК3 (г) ↔ 2 SO2 (г) + O2 (г) Kç = [ТОЛЬКО2]2. [O2]Kп= (pSO2)2. (ПО2)
[ТОЛЬКО3]2(ПТОЛЬКО3)2
Вера2+(здесь) + Cu2+(здесь) ↔ Fe3+(здесь) + Cu+(здесь) KÇ = [ Вера3+]. [Жопа+] Kп = не определено.
[Вера2+]. [Жопа2+]
Поскольку в нем нет газа, для этого последнего химического равновесия нет выражения Kp.
На рисунке в начале текста справа изображен баллон, содержащий два равновесных газа, которые представляют собой диоксид азота (NO2) и тетроксид диазота (N2О4):
2 НЕТ2 (г) ↔ N2О4 (г) Kç = [N2О4] Kп = (ПN2О4)
[НА2]2 (ПНА2)2
НЕТ2 красновато-коричневый газ, а N2О4 он бесцветен, и в равновесии они смешиваются, образуя своего рода «газовое облако» светло-коричневого цвета на всем протяжении.
2. Неоднородный баланс: Это те вещества, в которых хотя бы одно из веществ, участвующих в реакции, находится в физическом состоянии, отличном от других, обычно в твердом состоянии. При этом внешний вид системы неоднороден, но можно визуализировать различные фазы.
В этих случаях, когда записываются выражения константы равновесия, твердые вещества записывать не следует, так как их концентрации постоянны.
Примеры:
HCl(здесь) + AgNO3 (водн.) ↔ AgCl(s) + HNO3 (водн.) KÇ = [HNO3]____ Kп = не определено.
[HCl]. [AgNO3]
Ç(s) + O2 (г) ↔ CO2 (г) KÇ = [CO] Kп = (pCO)
[O2] (пыль2)
Zn(s) + Cu2+(здесь) ↔ задница(s) + Zn2+(здесь) KÇ = [Жопа]2+] Kп = не определено.
[Zn2+]
Собака(s) + CO2 (г) ↔ CaCO3 (с) KÇ = __1__ Кп = __1__
[CO2] (pCO2)
На иллюстрации, представленной в начале этого текста, была показана пробирка с левой стороны, содержащая неоднородную систему равновесия. Это реакция между сульфатом меди (II) и растворами гидроксида натрия. См. ниже:
CUSO4 (водн.) + 2 NaOH(здесь) ↔ В2ТОЛЬКО4 (водн.) + Cu (OH)2 (с) KÇ = [В2ТОЛЬКО4]____ Kп = не определен.
[CuSO]. [NaOH]
Обратите внимание, что среди продуктов образуется осажденный гидроксид меди (II), который является твердым и хорошо виден в середине водного раствора. Синий цвет обусловлен присутствием в системе ионов меди.
* Авторские права на изображение гидроксида меди (II): Автор: ор Осин / Изображение извлечено из: Викимедиа общественное достояние
Дженнифер Фогача
Окончила химический факультет
Источник: Бразильская школа - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrios-quimicos-homogeneos-heterogeneos.htm