Однородные и неоднородные химические балансы

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:

N_{2 (г)} + 3 часа_{2 (г)} ↔ 2 NH_{3 (г)} K_ç = __[NH₃]²__ К_п = __(pNH₃)²__
[N₂]. [ЧАС₂]³ (пН₂). (pH₂)³

2 O_{3 (г)} ↔ 3 O_{2 (г)} K_ç = [O₂]³ K_п = (пыль₂)³
[O₃]² (пыль₃)²

ЧАС_{2 (г)} + Я_{2 (г)} ↔ 2 привет_(грамм) K_ç = __[ПРИВЕТ]²__ К_п = __ (pHI)²__
[ЧАС₂]. [Я₂] (pH₂). (Пи₂)

CO_(грамм) + НЕТ_{2 (г)} ↔CО_{2 (г)}+ НА_(грамм) K_ç = [CO₂ ]. [НА]K_п = (pCO₂ ). (ПНА)
[НА₂]. [CO] (pNO₂). (ПCO)

2 ТАК_{3 (г)} ↔ 2 SO_{2 (г)} + O_{2 (г)} K_ç = [ТОЛЬКО₂]². [O₂]K_п= (pSO₂)². (ПО₂)
[ТОЛЬКО₃]²(ПТОЛЬКО₃)²

Вера²⁺_(здесь) + Cu²⁺_(здесь) ↔ Fe³⁺_(здесь) + Cu⁺_(здесь) K_Ç = [ Вера³⁺]. [Жопа⁺] K_п = 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 НЕТ_{2 (г)} ↔ N₂О_{4 (г)} K_ç = [N₂О₄] K_п = (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) + AgNO_{3 (водн.)} ↔ AgCl_(s) + HNO_{3 (водн.)} K_Ç = [HNO₃]____ K_п = не определено.
[HCl]. [AgNO₃]

Ç_(s) + O_{2 (г)} ↔ CO_{2 (г)} K_Ç = [CO] K_п = (pCO)
[O₂] (пыль₂)

Zn_(s) + Cu²⁺_(здесь) ↔ задница_(s) + Zn²⁺_(здесь) K_Ç = [Жопа]²⁺] K_п = не определено.
[Zn²⁺]

Собака_(s) + CO_{2 (г)} ↔ CaCO_{3 (с)} K_Ç = __1__ К_п = __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:

CUSO_{4 (водн.)} + 2 NaOH_(здесь) ↔ В₂ТОЛЬКО_{4 (водн.)} + Cu (OH)_{2 (с)} K_Ç = [В₂ТОЛЬКО₄]____ K_п = 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