Définition de l'équilibre homogène et hétérogène

Candela Rocío Barbisan | Déc. 2021
Ingénierie chimique

Équilibres homogènes

En général, les équilibres acido-basiques sont homogènes, car ils se produisent dans des solutions aqueuses. De même, le degré d'ionisation de chaque acide ou base donnera lieu au pH du Solution et ce processus est régi par la constante d'acidité ou de basicité, appelée respectivement Ka et Kb.

Voici un exemple de Équilibre chimique homogène et sa constante d'équilibre respective :

Être:

Il ne faut pas oublier que l'équilibre chimique se produit lorsque le vitesse de réaction égal direct vitesse réaction indirecte.

Équilibres hétérogènes

En général, on les attribue à des solutions ou précipitations de composés ioniques puisque leur phase initiale ou finale répond à un solide dilué ou précipité en solution aqueuse. Il est à noter que, dans ces cas, la constante qui régit le processus est la constante d'équilibre Keq, cependant, les solides n'entrent pas en jeu dans les produits de cette constante.

Un exemple clair d'un équilibre hétérogène est la décomposition à haute Température de carbonate de calcium solide formant de l'oxyde de calcium solide et du dioxyde de carbone gazeux :

Être:

Équilibres solide-liquide hétérogènes

Dans les équilibres hétérogènes où un solide précipite, la constante du produit de solubilité ou Kps joue un rôle fondamental, et est c'est, dans ce cas, la constante d'équilibre qui régit le processus, indiquant à quel point le solide est soluble dans le solvant utilisé, généralement L'eau.

Ca parle de quoi? Pratiquement, à la formation d'un produit insoluble ou légèrement soluble à partir d'un composé ionique, par conséquent, dans ces cas, il existe une série de les facteurs Ils jouent un rôle important.

En premier lieu, comme dans tout équilibre, la température, puisque l'augmentation de la température conduit à une augmentation de la énergie cinétique des cristaux qui affaiblit les forces de liaison en raison des vibrations provoquées.

D'autre part, la nature des composés en interaction, puisque, comme on le sait, plus la similitude de polarité du solvant et du composé à dissoudre, meilleur est le degré de solubilité. Ceci s'explique par le fait que l'amplitude des forces d'interaction entre le solvant et le solide à dissoudre doit être similaire à celles que le solide possédait initialement.

Enfin, l'entropie du système joue un rôle très important. La variation d'entropie explique le degré d'ordre d'un système et, comme on le sait, l'Univers tend toujours vers le chaos ou le désordre. Lorsque la dissolution a lieu, les liaisons du composé ionique sont rompues augmentant le désordre, par conséquent, le processus est largement favorisé.

Ainsi, lorsqu'un composé ionique se dissout dans le sens direct de la réaction d'équilibre et précipite, en sens inverse, la relation qui régit le processus est la constante du produit de solubilité mentionné.

Dans les deux types d'équilibres, nous pouvons mettre en évidence des caractéristiques communes: d'abord, la température joue un rôle fondamental, puisqu'elle contrôle l'équilibre. Si cette variable varie, selon le principe de Le Chatelier, le système réagira de manière à contrecarrer ladite perturbation. De même, la valeur de la constante d'équilibre est unique pour chaque réaction d'équilibre à une température donnée et correspond à un quotient d'activités, il est donc indépendant de la concentration ou de la pression des produits et réactifs. Pour approfondir l'étude de la variation de Keq avec la température, il est nécessaire de se plonger dans le Équation par Van't Hoff.

Deuxièmement, l'état d'équilibre ne doit pas varier dans le temps et lorsque nous parlons d'état d'équilibre, nous nous référons à un processus qui se déroule dans un système fermé.

En revanche, dans tous les cas, le expression des constantes d'équilibre, quel que soit le procédé mis en oeuvre, conserve sa forme étant: concentration de produits élevée à leurs coefficients stoechiométriques respectifs par rapport à la concentration de réactif élevée à leurs coefficients stœchiométrique. Il convient de noter que la plupart de ces constantes ont été tabulées à 25 °C.

Bibliographie

Notes de chaire, Chimie générale I, UNMdP, Faculté d'ingénierie, 2019.