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Valeria Costantino » 19.Equilibrio chimico


Equilibrio chimico

Nel rappresentare le reazioni abbiamo finora usato una sola freccia indicante la trasformazioni dei reagenti in prodotti.
In realtà quasi tutte le reazioni chimiche sono reversibili e questa reversibilità si indica con una doppia freccia.

Nella chimica e nella fisica si ha una situazione di equilibrio se le varie parti che compongono il sistema interagiscono tra di loro in maniera che le proprietà chimiche o fisiche non cambino durante il tempo di osservazione.

L’equilibrio chimico, si dice dinamico, quando reazioni opposte procedono alla stessa velocità: la velocità di formazione dei prodotti è uguale alla velocità della trasformazione opposta.

Equilibrio dinamico I

Osserva questo video e poi cerca di esprimere il concetto di equilibrio dinamico.

Osserva questo video e poi cerca di esprimere il concetto di equilibrio dinamico.


Equilibrio dinamico II

In un equilibrio dinamico le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti non variano nel tempo (questo non significa che sono uguali!)

Raggiungimento dell’equilibrio


Legge di azione di massa

Anche se per una certa reazione chimica all’equilibrio sono possibili molte composizioni diverse, esiste una equazione, detta legge di azione di massa, che è sempre verificata quando il sistema è all’equilibrio.
Se consideriamo una generica reazione chimica in cui a moli del prodotto A e b moli del prodotto B si trasformano in c moli del prodotto C e d moli del prodotto D (come indicato in figura).

Quindi possiamo definire il quoziente di reazione Q, come rapporto tra il prodotto delle concentrazioni dei prodotti (ognuna elevata al suo coefficiente stechiometrico) ed il prodotto tra dei reagenti (ognuna elevata al suo coefficiente stechiometrico).


Quoziente di reazione

Se indichiamo con [A] la concentrazione molare di A

Se indichiamo con [A] la concentrazione molare di A


Costante di equilibrio I

La legge di azione di massa dice che, se la reazione è all’equilibrio, si osserva che il quoziente di reazione è sempre lo stesso, indipendentemente dalle concentrazioni dei prodotti e dei reagenti (quindi Q = K).
Questa costante è detta costante di equilibrio, e indicata con il simbolo Kc (l’indice c indica che stiamo usando le concentrazioni per descrivere la composizione del sistema).


Costante di equilibrio II

K molto grande

La reazione procede quasi completamente (equilibrio molto spostato a destra = le concentrazioni dei prodotti sono molto maggiori di quelle dei reagenti).

K ~ 1

Le concentrazioni dei prodotti e dei reagenti all’equilibrio sono praticamente uguali.

K molto piccolo

Bassa concentrazione dei prodotti (equilibrio molto spostato a sinistra = le concentrazioni dei reagenti sono molto maggiori di quelle dei prodotti).

Il Principio di Le Chatelier I

Cosa succede se abbiamo una reazione all’equilibrio, ed aggiungiamo un reagente?

Una risposta ci viene dal principio di Le Chatelier: il principio di Le Châtelier (anche detto il principio di Le Châtelier-Braun) è un principio di termodinamica chimica, secondo il quale ogni sistema tende a reagire ad una modifica impostagli dall’esterno minimizzandone gli effetti.

Va notato che il principio vale solo per sistemi in equilibrio.
Il sistema tende ad opporsi all’aumento di concentrazione di un reagente, e quindi i reagenti si trasformano in prodotti: l’equilibrio si sposta verso i prodotti.

Il Principio di Le Chatelier II

Tornando al nostro quesito, vedremo che il sistema tende ad opporsi all’aumento di concentrazione di un reagente, e quindi i reagenti si trasformano in prodotti: l’equilibrio si sposta verso i prodotti.

Il Principio di Le Chatelier III

Analogamente, se aggiungiamo un prodotto, l’equilibrio si sposta verso i reagenti (vedi figura).

Se invece il prodotto è rimosso, l’equilibrio si sposta verso i prodotti.

Questo ci fornisce un metodo per portare a completamento le reazioni di equilibrio: se è possibile allontanare uno dei prodotti man mano che si forma (per distillazione, precipitazione, e così via) allora la reazione si sposterà sempre di più verso i prodotti, fino al (quasi) totale completamento.


Test di verifica

Si presuma che la reazione riportata sia all’equilibrio e che questo venga perturbato aggiungendo cloro allo stato gassoso.

Scegliere la risposta appropriata in base all’applicazione del principio di Le Chatelier. (vedi formula in figura 1)

a. si sposta a sinistra b. si sposta a destra c. nessun cambiamento
Si presuma che la reazione riportata sia all’equilibrio e che questo venga perturbato aggiungendo un catalizzatore (vedi formula in figura 2)

Scegliere la risposta appropriata in base all’applicazione del principio di Le Chatelier
a. si sposta a sinistra b. si sposta a destra c. nessun cambiamento

Figura 1

Figura 1


Il Principio di Le Chatelier I

Il principio di Le Chatelier ci permette di prevedere anche l’influenza della pressione sull’equilibrio.
La pressione è importante se la reazione porta a variazioni di volume della miscela, quindi (a) se la reazione è in fase gassosa e (b) se si ha variazione del numero totale di moli dei reagenti e di quello dei prodotti.

A queste condizioni, il principio di Le Chatelier ci permette di prevedere che se la reazione comporta una diminuzione del numero di moli, un aumento di pressione favorisce i prodotti.
Infatti il sistema tende ad opporsi all’aumento di pressione, e può fare questo diminuendo il numero di moli totale, cioè trasformando i reagenti in prodotti.

Figura 2

Figura 2


Il Principio di Le Chatelier II


Costante di equilibrio e temperatura I

La costante di equilibrio K dipende fortemente dalla temperatura.

Come varia la costante di equilibrio con la temperatura?

Questo dipende dall’ entalpia di reazione ΔH,
quindi se la reazione è esotermica (ΔH < 0) o endotermica (ΔH > 0).

Costante di equilibrio e temperatura II

Per una reazione esotermica, la costante di equilibrio diminuisce all’aumentare della temperatura.

Per una reazione endotermica, la costante di equilibrio aumenta all’aumentare della temperatura.

Infatti, se aumentiamo la temperatura, l’equilibrio si sposta in maniera da ridurla, e questo è possibile se viene assorbito calore; per una reazione esotermica, questo significa che i prodotti vengono trasformati in reagenti, ossia l’equilibrio si sposta verso i reagenti e la costante di equilibrio diminuisce.

In termini termodinamici

In termini termodinamici, una reazione è all’equilibrio se

ΔG = 0

scomponendo l’energia libera nei suoi componenti si ha

ΔH – T· ΔS = 0

In una reazione esotermica, ΔH < 0 e quindi (–T·ΔS) > 0;

se la temperatura sale, aumenta l’importanza di questo termine, e ΔG diventa > 0: la reazione evolve verso i reagenti

Equilibri eterogenei I

Finora abbiamo considerato equilibri in cui tutti i reagenti erano nella stessa fase, cioè equilibri omogenei.

D’altra parte esistono anche equilibri eterogenei, in cui uno dei reagenti o dei prodotti è un solido o un liquido insolubile, e quindi forma una fase a sé.

Equilibri eterogenei II

In questi casi, la “concentrazione” del solido insolubile è costante, e può essere inglobata nella costante di equilibrio: questo significa che il solido insolubile non compare nel quoziente di reazione.

Se per esempio consideriamo l’equilibrio di dissoluzione di un sale poco solubile, come Ca(OH)2(vedi figura).

La costante di equilibrio è: Kc = [Ca2+][OH]2
cioè: i solidi e liquidi puri non compaiono nella espressione della Kc.


Costante

Un’altra specie che non compare nella espressione della Kc è il solvente di una soluzione diluita, nel caso in cui esso partecipi alla reazione. Questo perché la concentrazione del solvente è di gran lunga maggiore di quella di tutti gli altri reagenti, e rimane più o meno costante, per cui può essere inglobata nella Kc.


Obiettivi della lezione 19

Comprendere il significato di equilibrio chimico e come si relaziona con la velocità di reazione.

Comprendere perché l’equilibrio è detto “dinamico”.

Scrivere l’espressione della costante di equilibrio per una data reazione.

Applicare il principio di Le Chatelier all’equilibrio chimico.

Dare una definizione di equilibrio eterogeneo.

Scrivere l’espressione della costante di equilibrio per un equilibrio eterogeneo.

I materiali di supporto della lezione

Test

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