La reversibilità di una reazione comporta che:
Per la reazione reversibile 2NO + O2 ↔ 2NO2
All’equilibrio, poichè vd=vi si ha: kd[NO]2 · [O2] = ki · [NO2]2 da cui:
Poiché kd e ki sono due costanti anche il loro rapporto è costante e viene indicato keq con ed è chiamato costante di equilibrio, la quale dipende dal tipo di reazione e dalla temperatura.
Per una reazione generica:
I termini in parentesi quadra indicano le concentrazioni delle singole specie. Sia facendo iniziare la reazione dai soli A e B, dai soli C e D, o da quantità diverse dei vari reagenti, all’equilibrio sarà sempre soddisfatto il valore di Keq come espresso dalla legge di azione di massa enunciata da Cato M. Guldberg e Peter Waage:
“Per una reazione chimica all’equilibrio il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni molari delle sostanze formate e il prodotto delle concentrazioni molari reagenti, ciascuna elevata ad una potenza pari al coefficiente stechiometrico, è costante a temperatura costante“.
Se il valore di Keq è:
La costante di equilibrio può essere espressa in diversi modi:
Le reazioni in fase eterogenea sono quelle in cui le sostanze si trovano in stati fisici differenti: soluzione di un solido ionico.
Ad es. sali poco solubili messi in acqua precipitano formando un corpo di fondo in cui il sale si trova allo stato solido mentre, in equilibrio con il corpo di fondo, è presente una piccolissima quantità di ioni idratati in soluzione.
Per la reazione di decomposizione del carbonato di calcio:
CaCO3 (s) ↔ CaO (s) + CO2 (g)
Keq = P CO2
Nell’espressione della legge di azione di massa compaiono solo le specie le cui concentrazioni possono variare con l’evolvere della reazione: a temperatura costante la concentrazione (n/V) dei solidi e dei liquidi rimane costante nel tempo per cui non avendo significato parlare delle loro concentrazioni molari in soluzione esse vengono inglobate alla Keq in una nuova costante, chiamata prodotto di solubilità ed indicata con Kps.
Il valore di Kps indica la tendenza del sale a sciogliersi: minore è il prodotto di solubilità, maggiore è la tendenza del solido a restare nella fase solida e non formare ioni in soluzione.
Il valore di Kps è costante per un dato composto ad una data temperatura per cui variando la temperatura se ne varia il valore.
Il principio di Le Chatelier o dell’equilibrio mobile
stabilisce che quando si applica una sollecitazione a un sistema all’equilibrio, le condizioni di equilibrio si spostano in modo da annullare la sollecitazione ossia se varia uno dei parametri/fattori di un sistema all’equilibrio, questo si sposta verso una nuova condizione di equilibrio nel senso di annullare la variazione stessa.
Aggiunta di un reagente
Il sistema lo consuma. La reazione procede nella direzione della formazione dei nuovi prodotti cioè l’equilibrio si sposta a destra.
Sottrazione di un reagente
Il sistema lo riforma. La reazione procede nella direzione di formazione di nuovi reagenti cioè l’equilibrio si sposta a sinistra.
Aggiunta di un prodotto
Il sistema lo consuma. La reazione procede nella direzione di formazione di nuovi reagenti cioè l’equilibrio si sposta a sinistra.
Sottrazione di un prodotto
Il sistema lo riforma. La reazione procede nella direzione della formazione dei nuovi prodotti cioè l’equilibrio si sposta a destra.
Temperatura
Il principio di Le Chatelier consente di prevedere qualitativamente come varia Keq al variare della temperatura. Nelle reazioni endotermiche il calore può essere considerato come un reagente mentre in quelle esotermiche come un prodotto.
Nelle reazioni endotermiche, aumentando la temperatura l’equilibrio si sposta a destra e la Keq aumenta. Viceversa, abbassando la temperatura l’equilibrio si sposta a sinistra e la Keq diminuisce.
Nelle reazioni esotermiche, aumentando la temperatura l’equilibrio si sposta a sinistra e la Keq diminuisce. Viceversa, abbassando la temperatura l’equilibrio si sposta a destra e la Keq aumenta.
Variando la pressione nel sistema, la Keq rimane costante (dipende solo dalla temperatura), tuttavia l’equilibrio può spostarsi se:
Se (∆n > 0), cioè per le reazioni in cui il n° di moli totali dei prodotti è maggiore di quello dei reagenti, si ha per:
Se (∆n < 0), cioè per le reazioni in cui il n° di moli totali dei prodotti è minore di quello dei reagenti si ha per:
In conclusione
Le reazioni con un aumento del n° di moli (∆n > 0) sono ostacolate dall’aumento di pressione (o dalla diminuzione di volume) e favorite da una sua diminuzione.
Le reazioni con una diminuzione del n° di moli (∆n < 0) sono favorite dall’aumento di pressione ed ostacolate da una sua diminuzione.
Esercizio n°1
Indicare l’espressione della costante di equilibrio per la reazione: H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)
Soluzione
L’espressione della costante di equlibrio per la reazione H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) è:
Esercizio n°2
A 25° C la costante di equilibrio per la reazione:
il valore molto minore di 1 suggerisce che HF si ionizza molto poco e si stabilisce l’equilibrio tra HF indissociato e ioni H+ e F-;
HgS (s) ↔ Hg++(aq) + S–(aq) è Keq = 3 · 10-53 (mol/l)2;
il valore estremamente piccolo ci dice che praticamente il sale è insolubile in acqua.
Esercizio n°3
Si consideri l’equilibrio della sintesi dell’ammoniaca, in un recipiente chiuso:
N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g) *****
A) Variazione di concentrazione
B) Variazione di temperatura
La sintesi dell’ammoniaca è una reazione esotermica perché avviene con sviluppo di calore: ΔH = -22 kcal per due moli di NH3 formate. All’aumentare di T la Keq diminuisce, l’equilibrio si sposta verso sinistra e diminuisce la concentrazione di ammoniaca all’equilibrio: per avere maggiore resa in NH3 bisogna operare a bassa temperatura: a 727°C, Keq = 2.3 · 10 -3; a 184°C è pari a 1.4 · 102; a 25°C è 4 · 109.
Esercizio n°4
In un recipiente da 1 litro vengono introdotte 1 mol di H2 e 1 mol di I2. Avviene la reazione rappresentata dall’equazione:
H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g)
Sapendo che il valore della costante di equilibrio a 490°C è 46, calcolare la concentrazione delle sostanze una volta che sia stato raggiunto l’equilibrio.
Soluzione
Dall’equazione rileviamo che ogni volta che reagiscono x mol di H2 reagiscono anche x mol di I2 per consentire la formazione di 2x mol di HI. Possiamo impostare lo schema mostrato nella figura a lato.
Esercizio n°4
All’equilibrio le concentrazioni delle tre sostanze devono essere tali da soddisfare l’uguaglianza:
per cui
Risolvendo questa equazione rispetto alla incognita si ottiene che x = 0,772. (L’altra radice della equazione, con x = 1,42, deve essere scartata perché impossibile). Le concentrazioni all’equilibrio, pertanto, saranno:
[H2]= 1 – 0,772 = 0,228 mol/l
[I2]= 1 – 0,772 = 0,228 mol/l
[HI]= 2 · 0,772 = 1,544 mol/l
1. Unità di Misura e Grandezze
3. Nomenclatura
4. Stechiometria delle reazioni chimiche
5. Soluzioni
7. Elettroliti
8. Acidi e Basi
9. Solubilità
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