Equilibrio chimico e principio di Le Châtelier.

K_eq=([C]^c∙[D]^d)/([A]^a∙^b )

Nelle reazioni omogenee in fase gassosa, la costante di equilibrio viene espressa in funzione delle pressioni parziali e si indica con Kp

〖aA〗_((g) )+ 〖bB〗_((g) ) ⇄ 〖cC〗_((g) )+〖dD〗_((g) )

K_p=((p_C )^c∙(p_D )^d)/((p_A )^a∙(p_B )^b )

SE:
Keq>1 → la reazione è spostata verso i prodotti (prodotti che prevalgono sui reagenti).
Keg=1 → la reazione è all’equilibrio (si equivalgono ambe le parti).
Keq

Figura 13.3

Abbiamo la reazione di sintesi e decomposizione dell’acido iodidrico:

H_2(g) + I_2(g) →〖2HI〗_((g) )

Lo iodio deve reagire con l’idrogeno e formare HI in base alla reazione di sintesi.
Lo iodio colora di viola la miscela gassosa ma con il passare del tempo il colore sbiadisce.
Tuttavia, il colore viola non sparisce e questo significa che non tutto lo iodio si trasforma nel prodotto.
Possiamo affermare che:
La trasformazione è reversibile: infatti, avviene anche la sintesi di HI a partire dagli elementi.
Si è stabilito un equilibrio chimico poiché le concentrazioni di HI, I2 e H2 sono costanti nel tempo.

D’altra parte può avvenire anche la reazione opposta: 2HI⟶ I_2(g) + H_2(g)
Si raggiunge l’equilibrio perché la velocità con cui si forma HI è uguale alla velocità con cui esso si decompone.

2HI⇄ I_2(g) + H_2(g)

La doppia freccia indica che la reazione è di equilibrio.
Nella figura una miscela all’equilibrio di H2, I2 e HI viene unita con un’ altra dove il deuterio sostituisce l’idrogeno. Dopo l’unione compare una nuova molecola detta HD.

Effetto della variazione di concentrazione.

Figura 13.8

Il principio di Le Châtelier. 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.
All’interno del sistema possono variare:
Temperatura
Pressione
Concentrazioni dei reagenti o dei prodotti.
Se si modifica la concentrazione di una delle specie presenti aggiungendone o sottraendone una certa quantità, si distrugge temporaneamente lo stato di equilibrio. Per ripristinarlo, il sistema reagisce consumando parte della specie aggiunta o reintegrando parte della specie sottratta: in questo modo, può rimanere costante la Keq
Se aggiungiamo un reagente a un sistema all’equilibrio, quest’ultimo (l’equilibrio) si sposta nella direzione che consente la scomparsa di una parte del reagente aggiunto e la formazione del prodotto.
Se aggiungiamo un prodotto al sistema all’equilibrio, provochiamo una reazione opposta.
Cambiando la concentrazione dei prodotti e dei reagenti, il loro rapporto resta invariato, purché la temperatura rimanga costante prima e dopo l’aggiunta.

Nella figura notiamo che, aumentando la concentrazione di un reagente, l’equilibrio (poiché la velocità della reazione verso destra, temporaneamente, prevale) si sposta nella direzione che consente la formazione del prodotto consumando il reagente aggiunto, e si raggiunge un nuovo statoa di equilibrio.

Effetto della variazione di pressione.

Figura 13.9

La variazione di pressione provoca cambiamenti trascurabili nelle reazioni che riguardano solidi e liquidi.
Ciò condiziona, invece, molto le reazioni in fase gassosa purché avvengano con variazione del numero di moli gassose.
L’aumento di pressione in un sistema gassoso all’equilibrio comporta lo spostamento dell’equilibrio nella direzione in cui è presente il minor numero di moli.

Prendiamo in considerazione questa reazione:

N_2 O_4(g) ⇄ 〖2NO〗_2(g)

In essa, a partire da una mole di reagente, se ne ottengono 2 di prodotto.
Nella figura viene raddoppiata la pressione iniziale sul recipiente e il conseguente dimezzamento del volume.
Ciò causa il raddoppiamento delle concentrazioni di N2O4 e NO2 con la conseguente variazione della costante di equilibrio.
Ciò determina lo spostamento dell’equilibrio verso la formazione del reagente e la seguente diminuzione di moli gassose che riduce la pressione all’interno del sistema.
Si crea, quindi, un nuovo equilibrio nel quale la costante torna al valore iniziale.