Keď reverzibilné reakcie dosiahnu bod, pri ktorom rýchlosť tvorby produktov (priama reakcia) a rýchlosť, s akou sa produkty spotrebúvajú (reverzná reakcia), sa stávajú konštantnými a rovnakými, hovoríme, že bola dosiahnutá O Chemická rovnováha. Každá rovnovážna reakcia má a rovnovážna konštanta (Kc) charakteristika, ktorá sa mení iba s teplotnými zmenami. Ak sa na reakcii podieľa aspoň jeden plyn, bude mať tiež tlakovú konštantu, ktorú symbolizuje Kp.
V texte Rovnovážna konštanta Kc a Kp ukazuje sa, že na zápis výrazov týchto konštánt musíme skontrolovať ich fyzikálne stavy. Vznikajú teda dva typy chemických rovnováh, ktorými sú:
1. Homogénna rovnováha: Sú to tie, v ktorých sú všetci účastníci reakcie, či už sú to reaktanty alebo produkty, v rovnakom stave agregácie a výsledkom je homogénny aspekt v celom systéme. Spravidla sú homogénne rovnováhy tvorené iba plynmi. Pozri niektoré príklady nižšie a všimnite si, že iba posledná rovnováha je homogénna kvapalná rovnováha, pretože všetky chemické látky sú vodné roztoky. Upozorňujeme tiež, že v týchto prípadoch sa všetky látky objavia vo vyjadreniach Kc a Kp:
N2 písm. G) + 3 H2 písm. G) ↔ 2 NH3 (g) Kç = __[NH3]2__ K.P = __(pNH3)2__
[N2]. [H2]3 (pN2). (pH2)3
2 O.3 (g) ↔ 3 O2 písm. G) Kç = [O.2]3 KP = (prach2)3
[O.3]2 (prach3)2
H2 písm. G) + Ja2 písm. G) ↔ 2 HIg) Kç = __[AHOJ]2__ K.P = __ (pHI)2__
[H2]. [Ja2] (pH2). (str2)
COg) + NIE2 písm. G) ↔CO2 písm. G)+ NAg) Kç = [CO2 ]. [NA]KP = (pCO2 ). (StrNA)
[NA2]. [CO] (pNO2). (StrCO)
2 SO3 (g) ↔ 2 SO2 písm. G) + O.2 písm. G) Kç = [IBA2]2. [O.2]KP= (pSO2)2. (StrO2)
[IBA3]2(StrIBA3)2
Viera2+(tu) + Cu2+(tu) ↔ Fe3+(tu) + Cu+(tu) KÇ = [Viera3+]. [Ass+] KP = nie je definované.
[Viera2+]. [Ass2+]
Pretože nemá žiadny plyn, pre túto poslednú chemickú rovnováhu nie je vyjadrenie Kp.
Obrázok na začiatku textu ukazuje na pravej strane fľašu obsahujúcu dva rovnovážné plyny, ktorými sú oxid dusičitý (NO2) a oxid dusičitý (N2O4):
2 NIE2 písm. G) ↔ N2O4 (g) Kç = [N2O4] KP = (StrN2O4)
[NA2]2 (StrNA2)2
Č2 je červenohnedý plyn, zatiaľ čo N2O4 je bezfarebný a v rovnováhe sa zmieša a vytvára v celom rozsahu akýsi „oblak plynu“ svetlohnedej farby.
2. Heterogénna rovnováha: Sú to látky, v ktorých je najmenej jedna z látok zúčastňujúcich sa na reakcii v inom fyzickom stave ako ostatné, zvyčajne v tuhom stave. Vďaka tomu nie je vzhľad systému jednotný, ale je možné vizualizovať rôzne fázy.
V týchto prípadoch, keď sa zapisujú výrazy rovnovážnej konštanty, pevné látky by sa nemali zapisovať, pretože ich koncentrácie sú konštantné.
Príklady:
HCl(tu) + AgNO3 (aq) ↔ AgCls + HNO3 (aq) KÇ = [HNO3]____ K.P = nie je definované.
[HCl]. [AgNO3]
Çs + O.2 písm. G) ↔ CO2 písm. G) KÇ = [CO] KP = (pCO)
[O.2] (prach2)
Zns + Cu2+(tu) ↔ zadoks + Zn2+(tu) KÇ = [Zadok]2+] KP = nie je definované.
[Zn2+]
pess + CO2 písm. G) ↔ CaCO3 s KÇ = __1__ K.P = __1__
[CO2] (pCO2)
Na ilustrácii predstavenej na začiatku tohto textu bola zobrazená skúmavka na ľavej strane, ktorá obsahovala heterogénny rovnovážny systém. Toto je reakcia medzi roztokmi síranu meďnatého a hydroxidu sodného. Pozri nižšie:
CUSO4 (aq) + 2 NaOH(tu) ↔ v2IBA4 (aq) + Cu (OH)2 (s) KÇ = [O2IBA4]____ K.P = nie je definované.
[CuSO]. [NaOH]
Upozorňujeme, že medzi produktmi sa tvorí vyzrážaný hydroxid meďnatý, ktorý je tuhý a je zreteľne viditeľný uprostred vodného roztoku. Modrá farba je dôsledkom iónov medi, ktoré sú prítomné v systéme.
* Redakčný kredit snímky hydroxidu meďnatého: Autor: ор Оsin / Obrázok extrahovaný z: wikimedia Commons
Autor: Jennifer Fogaça
Vyštudoval chémiu
Zdroj: Brazílska škola - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrios-quimicos-homogeneos-heterogeneos.htm
