L'equilibrio chimico

Molte reazioni risultano incomplete, perché quantità di prodotto che si ottiene è inferiore a quella

teoricamente prevedibile.

I reagenti e i prodotti possono trovarsi insieme nel recipiente, ma la trasformazione non procede più né

avanti, né all'indietro.

In generale:

- Un sistema è in equilibrio quando non variano più le sue proprietà macroscopiche osservabili;

- L’equilibrio è dinamico quando, a livello microscopico, è il risultato di due processi opposti

che avanzano a eguale velocità.

Quando una trasformazione giunge all'equilibrio, le condizioni di reversibilità e dinamicità sono indicate

da una doppia freccia; le due frecce hanno la stessa lunghezza per sottolineare che il processo diretto e

inverso avvengono all’equilibrio, con uguale velocità.

Le situazioni di equilibrio in natura non sono comuni, perché esse prevedono un sistema chimico (senza

scambi di materia) la cui temperatura rimanga costante. Se queste condizioni vengono rispettate non

vedremo variazioni a livello macroscopico ma nel mondo degli atomi le trasformazioni diretta e inversa

continuano a verificarsi con velocità identiche.

H2(g) + I2(g) = 2HI(g) questa reazione avviene a 440°C → fondamentale avere la temperatura

H → incolore

I → viola → Lo iodio colora di viola la componente gassosa ma con il tempo sbiadisce. Tuttavia non

scompare questo ci indica che la reazione non è finita (allo stesso tempo avviene la reazione inversa). Il

colore rimane fermo non avviene + nulla macroscopicamente ma la reazione continua ad andare avanti

microscopicamente.

Questo è l’equilibrio dinamico

2HI → Acido Iodidrico → (reazione spostata verso destra)

A temperatura e pressione costanti, un sistema chimico chiuso è in equilibrio se la concentrazione (o la

pressione) dei reagenti e dei prodotti è costante nel tempo. Non tutti i sistemi le cui specie hanno

concentrazioni costanti nel tempo soro in equilibrio.

Lo stato di equilibrio si raggiunge sia a partire dai soli reagenti sia a partire dai soli prodotti

LA COSTANTE DI EQUILIBRIO

Ciascuna reazione che ha raggiunto lo stato di equilibrio corrisponde una costante di equilibrio, il cui valore

dipende solo dalla temperatura. A questo valore diamo il nome di costante di equilibrio (KEQ) questa

affermazione costituisce la legge dell’equilibrio chimico, nota come legge

dell’azione di massa di Guldeberg e Waage.

aA+bB = cC +dD

In un sistema chimico all'equilibrio, a una data temperatura, il rapporto tra il prodotto delle

concentrazioni molari dei prodotti e il prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti, elevate ciascuna al

proprio coefficiente stechiometrico, è costante.

A seconda della reazione, il valore della costante può essere:

- KEQ > 1 → verso i prodotto → + grande è più l’equilibrio è spostato verso destra e + completa è la reazione

- KEQ < 1→ verso i reagenti → + piccolo è è più l’equilibrio è spostato verso sinistra

- KEQ = 1 → reazione all’equilibrio

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L'equilibrio chimico Molte reazioni risultano incomplete, perché quantità di prodotto che si ottiene è inferiore a quella teoricamente prevedibile. I reagenti e i prodotti possono trovarsi insieme nel recipiente, ma la trasformazione non procede più né avanti, né all'indietro. In generale:

Un sistema è in equilibrio quando non variano più le sue proprietà macroscopiche osservabili;
L’equilibrio è dinamico quando, a livello microscopico, è il risultato di due processi opposti che avanzano a eguale velocità. Quando una trasformazione giunge all'equilibrio, le condizioni di reversibilità e dinamicità sono indicate da una doppia freccia; le due frecce hanno la stessa lunghezza per sottolineare che il processo diretto e inverso avvengono all’equilibrio, con uguale velocità. Le situazioni di equilibrio in natura non sono comuni, perché esse prevedono un sistema chimico (senza scambi di materia) la cui temperatura rimanga costante. Se queste condizioni vengono rispettate non vedremo variazioni a livello macroscopico ma nel mondo degli atomi le trasformazioni diretta e inversa continuano a verificarsi con velocità identiche. H2(g) + I2(g) = 2HI(g) questa reazione avviene a 440°C → fondamentale avere la temperatura H → incolore I → viola → Lo iodio colora di viola la componente gassosa ma con il tempo sbiadisce. Tuttavia non scompare questo ci indica che la reazione non è finita (allo stesso tempo avviene la reazione inversa). Il colore rimane fermo non avviene + nulla macroscopicamente ma la reazione continua ad andare avanti microscopicamente. Questo è l’equilibrio dinamico 2HI → Acido Iodidrico → (reazione spostata verso destra) A temperatura e pressione costanti, un sistema chimico chiuso è in equilibrio se la concentrazione (o la pressione) dei reagenti e dei prodotti è costante nel tempo. Non tutti i sistemi le cui specie hanno concentrazioni costanti nel tempo soro in equilibrio. Lo stato di equilibrio si raggiunge sia a partire dai soli reagenti sia a partire dai soli prodotti LA COSTANTE DI EQUILIBRIO Ciascuna reazione che ha raggiunto lo stato di equilibrio corrisponde una costante di equilibrio, il cui valore dipende solo dalla temperatura. A questo valore diamo il nome di costante di equilibrio (KEQ) questa affermazione costituisce la legge dell’equilibrio chimico, nota come legge dell’azione di massa di Guldeberg e Waage. aA+bB = cC +dD In un sistema chimico all'equilibrio, a una data temperatura, il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni molari dei prodotti e il prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti, elevate ciascuna al proprio coefficiente stechiometrico, è costante. A seconda della reazione, il valore della costante può essere:
KEQ > 1 → verso i prodotto → + grande è più l’equilibrio è spostato verso destra e + completa è la reazione
KEQ < 1→ verso i reagenti → + piccolo è è più l’equilibrio è spostato verso sinistra
KEQ = 1 → reazione all’equilibrio

LA COSTANTE degli EQUILIBRI in FASE GASSOSA Nelle reazioni omogenee in fase gassosa possiamo esprimere la costante di equilibrio non soltanto in funzione delle concentrazioni, ma anche in funzione delle pressioni parziali dei gas. Si indica con Kp e in questo caso non saranno presenti le concentrazioni dei gas ma le loro pressioni parziali ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico. Nonostante Kc e Kp relative a una stessa reazione possono assumere valori molto diversi, a parità di temperatura non indicano due differenti equilibri. Le due costanti sono in relazione tra loro perché la pressione parziale, p, dipende dalla sua concentrazione molare. Il QUOZIENTE di REAZIONE Prima di raggiungere lo stato di equilibrio le concentrazioni variano nel tempo. Può accadere che diminuiscano quelle dei reagenti e aumentino quelle dei prodotti. In questo caso la direzione diretta sta procedendo più velocemente di quella inversa, così che il numero di molecole di reagente che scompaiono non è bilanciato da quelle che si formano a partire dai prodotti. Se prevale la velocità di reazione inversa, prodotto si consuma in quantità superiore a quella generata dai reagenti. A temperatura costante il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni dei prodotti fratto il prodotto delle concentrazioni dei reagenti tutti elevati per i propri coefficienti stechiometrici, detto quoziente di reazione (QC). → In una situazione qualsiasi non all’equilibrio Quando un sistema non ha ancora raggiunto l'equilibrio, i valori di QC e di KC non corrispondo; Se QC < KC prevale la reazione diretta e aumenta nel tempo la concentrazione dei prodotti; Se QC >KC prevale la reazione inversa e aumenta nel tempo la concentrazione dei reagenti. Se QC = KC siamo all’equilibrio LA COSTANTE di EQUILIBRIO e la TEMPERATURA II valore della costante di equilibrio KEQ varia con la temperatura. infatti, al variare della temperatura variano le concentrazioni all’equilibrio di reagenti e prodotti. Nelle reazioni endotermiche il valore della costante di equilibrio aumenta al aumentare della temperatura; nelle reazioni esotermiche il valore diminuisce all'aumentare della temperatura. Il PRINCIPIO di CHATELIER Lo stato di equilibrio può essere perturbato se si variano la temperatura, la pressione e le quantità di reagenti e prodotti. II risultato ci viene esposto dal principio di Le Chatelier o principio dell’equilibrio mobile (simile al principio di inerzia) Un sistema all’equilibrio, perturbato da un'azione esterna, reagisce in modo da ridurne l’effetto e raggiunge, se possibile, un nuovo stato di equilibrio. (Cercando di raggiungere l’equilibrio precedente) Variazione Concentrazioni Se si modifica la concentrazione di una delle specie presenti aggiungendone o sottraendone una certa quantità, si distrugge temporaneamente l’equilibrio. Per ripristinarlo, il sistema reagisce consumando parte della specie aggiunta o reintegrando in parte specie sottratta. Cambiando la concentrazione dei prodotti e dei reagenti, il loro rapporto (cioè la costante di equilibrio Keq) resta invariato, purché la temperatura rimanga costante prima e dopo raggiunta. Aggiungendo un reagente a un sistema all’equilibrio, l’equilibrio si sposta nella direzione che consente scomparsa di una parte del reagente aggiunto e la formazione del prodotto. Al contrario, se aggiungiamo un prodotto al sistema all’equilibrio, provochiamo una reazione opposta. ΔH > 0 → Endotermica ΔH < 0 → Esotermica

Anche gli equilibri di solubilità possono essere perturbati; in tal caso essi reagiscono alle interferenze esterne secondo il principio di Le Chatelier. temperatura Stessa cosa della costante equilibrio. Se la solubilizzazione un fenomeno endotermico, la somministrazione di calore favorirà la formazione della soluzione → come nel caso dei sali → la solubilità quindi aumenta a temperature più elevate. Alcune sostanze si sciolgono provocando un riscaldamento della soluzione e, perciò, la loro solubilità diminuisce all'aumentare della temperatura. Effetto ione comune Uno ione presente in due sali detto ione comune. La solubilità di un composto poco solubile diminuisce se si aggiunge alla soluzione un altro composto avente con esso uno ione comune. L’introduzione di una sostanza che reagisce con uno degli ioni del composto poco solubile sottraendolo alla soluzione, ne aumenta la solubilità perché induce il passaggio in soluzione di altro solido.

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