Equilibrio chimico

Reazioni reversibili e irreversibili

Una reazione è detta reversibile quando è possibile produrre anche la sua inversa, ottenendo i reagenti di partenza. Una reazione che, una volta avvenuta, non può tornare dal prodotto ai suoi reagenti iniziali, è detta irreversibile.
Equilibrio chimico e coefficiente di equilibrio chimico (k)
In una reazione reversibile, mentre i reagenti si trasformano in prodotto, inizia a reagire anche quest’ultimo, instaurando una reazione inversa dal prodotto ai reagenti. Le velocità delle due reazioni sono:
A + B C
v1 = k1[A]11
v2 = k2[C]1
Esse dipendono dunque dalle concentrazioni dei reagenti e del prodotto. Mentre i reagenti reagiscono, la loro concentrazione diminuisce, e di conseguenza anche la loro velocità. Contemporaneamente, la concentrazione del prodotto aumenta, e così anche la velocità di reazione inversa. Quando le due concentrazioni di reagenti e prodotto sono uguali, le due velocità diventano uguali a loro volta, e si dice che le reazioni hanno raggiunto l’equilibrio chimico.
Il coefficiente di equilibrio chimico k si calcola così:
v1 = v2
k1[A]1
1 = k2[C]1
k = k1/k2 = [C]1 / [A]11
Se k > 1, si ottiene dalla reazione molto prodotto. Se k < 1 si ottengono molti reagenti. Calcolare il coefficiente di equilibrio chimico di una reazione serve appunto a capire quanto prodotto e quanti reagenti si otterranno.
Il k dipende dalla temperatura: alla stessa temperatura, anche variando le concentrazioni di reagenti o prodotto, esso rimane pressoché costante.

Principio di Le Chatelier

Il principio di Le Chatelier stabilisce che, modificando la concentrazione di reagenti o prodotto, il coefficiente di equilibrio non varia. Infatti, quello dei due “in eccesso”, cioè con una concentrazione maggiore (dovuto a un aumento di quella sostanza o a una diminuzione dell’altra), reagisce finché le concentrazioni non tornano uguali, e si ristabilisce così l’equilibrio. Quando si aumenta la concentrazione di una sostanza, l’equilibrio si sposta sull’altra; quando si diminuisce, l’equilibrio si sposta su di essa.
Quando la reazione avviene fra gas, è la pressione a modificare l’equilibrio. Modificando la pressione, l’equilibrio si sposta sempre verso il gas con meno moli.
Aumentando la temperatura di un sistema si favorisce poi la sua reazione endotermica; diminuendola quella esotermica.

Acidi e basi

La ionizzazione dell’acqua

Nell’acqua, non tutte le molecole sono di H2O. In alcune molecole, infatti, un atomo di idrogeno viene attratto dall’atomo di ossigeno più vicino, e abbandona quindi la sua molecola. Si formano così due ioni: uno OH-, l’altro H3O+.
H2O + H2O = H3O+ + OH-
Per calcolare il coefficiente d’equilibrio di questa reazione, quindi, si deve procedere così:
k = [H+][OH-] / [H2O]2
Considerare la concentrazione di H2O in acqua non ha senso, dunque:
k = [H+][OH-] = 10-14
Per cui:
[H+] = 10-7
[OH-] = 10-7
Il pH è definito come:
pH = -Log[H+]
e in questo caso:
pH = 7
pOH = 7
Se pH = 7, la soluzione è detta neutra (la concentrazione di H+ e OH- è uguale). Se pH < 7, la soluzione è un acido (la concentrazione di H+ è maggiore di quella di OH-). Se pH > 7, la soluzione è una base (la concentrazione di OH- è maggiore di quella di H+).
La somma di pH e pOH è sempre uguale a 14.

Definizione di acido e base secondo Arrhenius

Secondo Arrhenius, un acido è una sostanza (come un idracido o un ossiacido) in grado di aumentare la concentrazione di ioni H+ in una soluzione. Una base è invece una sostanza (come un idrossido) in grado di aumentare la concentrazione di ioni OH-.

Definizione di acido e base secondo Bronsted

Secondo Bronsted, un acido è una sostanza in grado di cedere un protone ad un’altra, che si comporta da base. La base è invece una sostanza in grado di ricevere un protone da un’altra, che si comporta da acido.
In una reazione, l’acido nei reagenti diventa la base coniugata nel prodotto, mentre la base nei reagenti diventa l’acido coniugato nel prodotto (cioè nella reazione inversa).
Le sostanze che possono comportarsi sia da basi che da acidi sono dette anfotere.

Acidi e base forti o deboli

Quando in una reazione k > 1, significa che prevale la forma dissociata a quella indissociata, e dunque si ottengono acidi o basi forti. Quando invece k < 1, significa che prevale la forma indissociata a quella dissociata, e dunque si ottengono acidi o basi deboli.
Per calcolare il pH di un acido o di una base forti, è necessario utilizzare la stessa concentrazione iniziale e moltiplicarla per eventuali coefficienti stechiometrici.
Per calcolare il pH di un acido o di una base deboli, è necessario usare questa formula:
[H+] = √ k [C]iniziale
Infatti la concentrazione iniziale dei reagenti rimane praticamente invariata, e dunque k = [ione negativo][H+] / [C]iniziale, da cui k = [H+]2 / [C]iniziale, da cui la formula.

Proprietà di soluzioni acide o basiche

Se in una soluzione acida o basica si aggiunge una quantità di acqua tale da dividere per 10 la concentrazione dell’acido o della base, il pH di quella soluzione si avvicina alla neutralità, in quanto la concentrazione di ioni H+ diminuisce sempre di più, in quanto essi si legano agli ioni OH- dell’acqua neutralizzandosi e diventando sempre di meno. Stessa cosa accade con gli ioni OH- di una soluzione basica, che si legano agli ioni H+ dell’acqua.
Disciogliendo in acqua dei sali, il pH della soluzione aumenta o diminuisce, a seconda del tipo di sale. Se i sali provengono sia da un acido che da una base forti o deboli, essi avvicineranno il pH alla neutralità. Se provengono da un acido forte e una base debole, lo avvicineranno all’acidità, se provengono da una base forte e un acido debole alla basicità.

Indicatori di pH

Gli indicatori di pH indicano con colori diversi il pH di una soluzione.
HX (giallo) H+ + X- (blu)
Il blu di bromotimolo si colora di blu quando la soluzione è basica, di verde quando è neutra, e di giallo quando è acida. Infatti, il blu di bromotimolo è un indicatore leggermente acido. Aumentando la concentrazione di H+, quindi aggiungendo un acido, l’equilibrio si sposta dalla forma indissociata alla forma dissociata, e l’indicatore si colora di giallo. Aggiungendo invece ioni OH-, questi si neutralizzano con gli ioni H+, e quindi, rimanendo isolato X-, per il principio di Le Chatelier l’equilibrio si sposta verso la forma dissociata, facendo diventare l’indicatore blu.

Le ossido-riduzioni

Le ossido-riduzioni sono reazioni in cui un elemento cede elettroni e un altro li acquista. Si dice che l’elemento che perde elettroni si ossida, ed è detto riducente (il suo numero di ossidazione aumenta); mentre quello che ne acquista si riduce, ed è detto ossidante (il suo numero di ossidazione diminuisce). Maggiore è il potenziale di riduzione E0, maggiore sarà la tendenza a ridursi di un elemento.

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