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Antonello Santini » 21.Equilibrio chimico in fase omogenea ed eterogenea


Equilibrio chimico

Un sistema si definisce all’equilibrio quando in esso non si verifica nessuna trasformazione spontanea. L’espressione:

[C][D] / [A][B] = Keq

riferita a una determinata reazione è detta, dunque, costante di equilibrio, è caratteristica di quella determinata reazione e varia solo al variare della temperatura.

Le concentrazioni dei componenti di una miscela di reazione all’equilibrio sono regolate dalla legge dell’azione di massa o legge dell’equilibrio chimico o legge di Guldberg e Waage.

Equilibrio chimico

Modello idraulico per rappresentare l’equilibrio chimico

Modello idraulico per rappresentare l'equilibrio chimico


Valori di alcune costanti di equilibrio


Equilibrio chimico

La costante di equilibrio è indicata col simbolo Keq. In realtà per rappresentarla si usano vari simboli a seconda di come vengono espresse le concentrazioni dei reagenti nella legge di azione di massa. Se queste vengono espresse in moli/litro, si usa scrivere la costante di equilibrio col simbolo Kc. Se le concentrazioni si esprimono come frazione molare si usa il simbolo Kx.


Equilibrio chimico

Per le reazioni in fase gassosa nella legge di azione di massa, al posto delle concentrazioni delle sostanze gassose, si usano le loro pressioni parziali all’equilibrio, poiché, come stabilì Dalton, c’è una stretta corrispondenza fra concentrazioni molari e pressioni parziali. La costante si indica come Kp. Tra Kp e Kc esiste la seguente relazione:

Kp=Kc(RT)Δn

dove R è la costante dei gas, T la temperatura assoluta e Δn è la differenza tra la somma dei coefficienti stechiometrici dei prodotti gassosi a destra della reazione e la somma dei coefficienti stechiometrici dei reagenti a sinistra della reazione.

Esempio di calcolo di una costante di equilibrio


Equilibrio chimico in fase omogenea


Equilibrio chimico in fase omogenea ed eterogenea


Equilibrio chimico in fase omogenea ed eterogenea


Equilibrio chimico in fase omogenea ed eterogenea


Equilibrio chimico in fase eterogenea

Quando in una reazione sono coinvolti, oltre ad aeriformi e/o sostanze in soluzione, anche solidi o liquidi puri, o come reagenti o come prodotti, si parla di equilibri eterogenei.

Tutte le sostanze, allo stato solido o liquido ad una stessa temperatura, presentano una concentrazione costante “nel loro interno”, dal momento che in un certo volume contengono sempre lo stesso numero di moli. Numero di moli, però variabili da sostanza a sostanza. Infatti così come la densità di un solido considerato si mantiene costante così non cambia nemmeno la sua molarità.

Equilibrio chimico in fase eterogenea

Per questo motivo nelle espressioni delle costanti di equilibrio, non figurano i solidi e i liquidi puri. Dal punto di vista formale, “matematico”, è come se ai solidi e ai liquidi puri spettasse la concentrazione con esponente zero: il valore di tale potenza, che è uguale ad 1, è inifluente nel definire il valore complessivo della costante di equilibrio. In questi casi il valore della costante di equilibrio ingloba le concentrazioni dei solidi e dei liquidi che sono, appunto, costanti.

Equilibrio chimico in fase omogenea ed eterogenea


Equilibrio chimico in fase eterogenea


Equilibrio chimico in fase eterogenea

Consideriamo, ad esempio, la reazione di decomposizione del cloruro di ammonio. L’equazione:

NH4Cl(s) ↔ NH3(g) + HCl(g)

consente di indicare così la costante di equilibrio:

Keq = [NH3] [HCl]

che è una semplificazione di:

Keq = [NH3][HCl] / [NH4Cl]

giustificata dal fatto che a [NH4Cl] spetta l’esponente zero.

Equilibrio eterogeneo fra il bromo liquido e il suo vapore

Equilibrio eterogeneo fra il bromo liquido e il suo vapore


Esempi ed applicazioni numeriche


I materiali di supporto della lezione

Equilibri eterogenei

Esempi numerici

Esercizi

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