Em uma reação heterogênea (onde os estados são variados), não incluímos líquidos e sólidos na equação de equilíbrio porque suas concentrações não mudam.
Por exemplo Chemguide.co.uk
No entanto, quando é uma equação homogênea, incluímos sólidos e líquidos.
Por exemplo, Chemguide.co.uk 
1) Por que incluímos líquidos e sólidos na equação Kc em equações de equilíbrio homogêneo? Eu entendo que, se não fizéssemos, não haveria nada no lado direito de Kc = …., mas por que é fisicamente diferente do caso em que existem fases variadas?
2) E se houvesse uma equação que envolvesse apenas líquidos e sólidos (se isso for possível)? Como esta é uma equação heterogênea ainda não incluiríamos sólidos e líquidos? Se sim, como você escreveria a equação Kc onde não há nada além de sólidos e líquidos?
Comentários
- Porque experimentalmente sólidos e líquidos no primeiro caso dificilmente afetam a taxa de reação.
- Obrigado pela resposta. Então, no caso em que é tudo liq uidos (ou todos os sólidos) a taxa de reação seria afetada pelos líquidos e sólidos, uma vez que não há mais nada certo? Isso significa que se tivermos uma reação que inclui líquidos e sólidos (mas não gases ou soluções aquosas), então incluiríamos os líquidos e sólidos na constante de equilíbrio, mesmo que seja uma equação de equilíbrio heterogênea?
- De acordo com o site que você citou, " você não ' t inclui qualquer termo para um sólido na expressão de equilíbrio [heterogêneo] ".
- Obrigado por apontar isso. Existe alguma razão pela qual os líquidos seriam diferentes?
- Porque os líquidos são fluidos cuja concentração ainda afeta a taxa de colisões efetivas.
Resposta
Chemguide é simplificado para os níveis A e, portanto, neste caso, está estritamente falando incorreto.
A constante de equilíbrio $ K $ é definida como um produto de atividades. Eu descrevi isso em uma resposta anterior aqui .
O cerne da questão é que a atividade de um puro sólido ou puro líquido é igual a 1, o que significa que pode ser omitido da expressão de $ K $ sem afetar o valor.
Em sua primeira reação
$$ \ ce {H2O (g) + C (s) < = > H2 (g) + CO ( g)} $$
os pedaços de carbono na reação são necessariamente puros porque eles não se misturam com os gases.
Na segunda reação (sim, eu sou preguiçoso, sinta-se à vontade para editar para mim)
$$ \ ce {EtOAc (l) + H2O (l) < = > AcOH (l) + EtOH (l)} $$
nenhum dos líquidos é puro, portanto, suas atividades se desviam da unidade.
Apenas como um exemplo final, na dissociação de um ácido fraco
$$ \ ce {HA (aq) + H2O (l) < = > H3O + (aq) + A- (aq)} $$
água é omitida da expressão para $ K_ \ mathrm {a} $ porque a água, como solvente, está em grande excesso em relação a $ \ ce {HA} $ e, portanto, é efetivamente “pura”.
Comentários
- Eu não ' t gosto da declaração " O cerne da questão é que a atividade de um sólido puro ou líquido puro é igual a 1, o que significa que pode ser omitido da expressão de K sem afetar o valor. " Na reação mostrada para carbono e água, o carbono não ' t necessariamente precisa ser " puro. " Em vez disso, acho que é melhor dizem que o equilíbrio é baseado na fase gasosa e como o carbono está em uma fase diferente (um sólido), o equilíbrio é independente da quantidade de carbono presente – seja 1 miligrama ou 1 tonelada métrica.
- @MaxW A constante de equilíbrio usa atividades, não quantidades. É claro que você está certo de que a quantidade de carbono não ' afeta o equilíbrio, mas eu senti que a ligação direta é que isso não ' t afeta a atividade do sólido, portanto, não ' t afeta a constante de equilíbrio .
- O que eu ' estou tentando mostrar é que os novos alunos de química ' provavelmente não ouviram o palavra " atividade. " Se K-Feldspar tivesse alguma noção de qual atividade era, esta pergunta não ' t foram solicitados. Acho que explicar em termos de fases não ' introduziria um novo conceito.
- Muito justo, sinta-se à vontade para adicionar sua própria resposta – eu ' d +1.
- @ user8718165 I ' me desculpe, mas não ' t entender inteiramente o que você ' está pedindo. A constante de equilíbrio $ K $ e a constante de dissociação $ K_ \ mathrm {a} $ são ambas definidas em termos de atividades, e a atividade do solvente é 1, como mencionado acima. Portanto, em nenhuma circunstância nós realmente " definimos " uma concentração para ser igual a 1. A única razão porque as concentrações entram em jogo é porque as atividades dos solutos podem ser aproximadas por sua concentração (molar). Portanto, podemos escrever [HA], [H +], [A-] como aproximações para suas atividades (independentemente das unidades). Mas você não deve escrever [H2O].