Nozioni di chimica analitica

Revisionato il 16/10/2026

di lrt.giada

Autore

Vota

Contenuto verificato e approvato dal Team di Esperti di Skuola.net

Appunto di chimica con un allegato in pdf sulla chimica analitica di tutta la terza superiore al suo interno.

…continua

46 pagine

10 download

Inorganica

Scarica

Stampa
Condividi

Estratto del documento

Equilibrio chimico 3AC

Alcune reazioni terminano quando si sono consumati i reagenti.

Esempi di reazioni in cui i reagenti si trasformano completamente nei prodotti:

Reazione del sodio con l’ossigeno
Reazione di combustione del gas naturale
Reazione esplosiva della polvere da sparo

Reversibilità delle reazioni chimiche

In altre reazioni i reagenti non si consumano completamente.

Nella generica reazione:

A + B → C + D

I composti C e D, man mano che si formano, reagiscono tra loro per riformare i composti A e B, secondo la reazione:

C + D → A + B

Possiamo scrivere:

A + B ⇌ C + D

L’equilibrio chimico

Mano a mano che una reazione procede la concentrazione dei reagenti (A e B) diminuisce, mentre la concentrazione dei prodotti (C e D) aumenta.

La velocità di reazione dipende dalla concentrazione di reagenti, per cui la velocità della reazione diretta diminuisce nel tempo, mentre la velocità della reazione inversa aumenta.

Da un certo momento in poi, le velocità delle due reazioni sono uguali e quindi le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti diventano costanti.

La condizione in cui le velocità delle due reazioni rimangono uguali, così da rendere il sistema chimico apparentemente statico, è detta equilibrio chimico.

Un sistema chimico è all’equilibrio quando la velocità della reazione diretta è uguale alla velocità della reazione inversa.

Nelle condizioni di equilibrio le concentrazioni di tutte le specie chimiche, e le quantità di tutte le specie chimiche, restano costanti nel tempo.

La composizione finale di una reazione all’equilibrio chimico dipende da:

Natura della reazione
Temperatura
Quantità di reagente
Attività chimica

Attività chimica

L’attività rappresenta la tendenza a reagire di una specie chimica. Questa grandezza, adimensionale, dipende dalla concentrazione della specie chimica, oltre che dalla composizione complessiva del sistema.

È definita dalla relazione a = dove C è la concentrazione, C la concentrazione dello stato scelto come standard e γ è il coefficiente di attività.

Tanto più una soluzione è concentrata, tanto più gli ioni in essa presenti sono soggetti a interazioni reciproche. Gli ioni hanno minore libertà individuale.

0 ≤ γ ≤ 1

Coefficiente di attività = ½ Σ C_i z_i²

Forza ionica

Maggiore è la forza ionica, minore è il coefficiente di attività.

Maggiore è la carica ionica, minore è il coefficiente di attività.

Quindi γ dipende dalla forza ionica della soluzione, si può calcolare conoscendo la composizione del sistema ma con procedure complesse.

La legge di azione di massa

O legge dell’equilibrio chimico.

Secondo la legge di azione di massa di Guldberg e Waage (1864):

In una reazione chimica all’equilibrio, il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni delle sostanze prodotte e il prodotto delle concentrazioni delle sostanze reagenti, ciascuna elevata a un esponente uguale al corrispondente coefficiente stechiometrico, è costante alla stessa temperatura.

In una reazione chimica all’equilibrio, il rapporto tra il prodotto delle attività delle sostanze prodotte e il prodotto delle attività delle sostanze reagenti, ciascuna elevata al rispettivo coefficiente stechiometrico, è costante.

Per una reazione generica:

aA + bB ⇌ cC + dD

Si ha:

K = (a_C^c · a_D^d) / (a_A^a · a_B^b)

L’attività di composti ed elementi puri è assunta come unitaria e non compare nell’equazione della costante di equilibrio.

Quindi la definizione termodinamica di costante di equilibrio prevede di utilizzare le attività.

Data la difficoltà di determinare le attività delle diverse specie chimiche presenti all’equilibrio, si usano spesso espressioni della costante di equilibrio che utilizzano le concentrazioni molari. Il valore di tali «costanti» dipende dalla composizione complessiva del sistema.

La costante stechiometrica K_c coincide con quella termodinamica K solo per soluzioni molto diluite, nelle quali praticamente attività e concentrazione molare coincidono.

Costante di equilibrio K

Consideriamo la generica equazione:

aA + bB ⇌ cC + dD

Definiamo K_c, in termini di concentrazioni:

K_c = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b

Le concentrazioni nell’espressione sopra sono riferite all’equilibrio.

Facciamo un esempio con una reazione all’equilibrio utilizzata per produrre gas metano.

Tale situazione è un equilibrio dinamico: la reazione diretta e quella inversa continuano ad avvenire con velocità uguali.

Consideriamo la seguente reazione:

CO(g) + 3H₂(g) ⇌ CH₄(g) + H₂O(g)

Per questa reazione supponiamo di introdurre in un recipiente da 1 L 1 mole di CO e 3 moli di H₂ e di seguire la variazione temporale del numero di moli dei vari composti. Inizialmente si ha una diminuzione dei reagenti e un aumento dei prodotti, ma dopo un certo periodo di tempo le moli, e quindi anche le concentrazioni, di tutti i componenti raggiungono dei valori costanti.

H₂

H₂O = CH₄

CO(g) + 3H₂(g) ⇌ CH₄(g) + H₂O(g)

La diminuzione delle moli dei reagenti e gli aumenti delle moli di prodotti sono vincolate dai rapporti stechiometrici.

H₂

3 - 3x

3 moli H₂ scomparse = 1

1 mole CO scomparsa = 1

1 mole CH₄ formata = 1

1 mole H₂O formata

-x

Determinando la quantità di uno dei reagenti o dei prodotti all’equilibrio possiamo determinare la quantità di tutti gli altri componenti all’equilibrio.

Ritornando ad esempio al caso in cui introduciamo in un recipiente da 1 L 1 mole di CO e 3 moli di H₂, è possibile scrivere lo schema seguente con le moli iniziali, la variazione e all’equilibrio, facendo uso dei coefficienti stechiometrici per legare fra di loro le variazioni dei numeri di moli:

CO(g) + 3H₂(g) ⇌ CH₄(g) + H₂O(g)

0 0

x x

CO(g) + 3H₂(g) ⇌ CH₄(g) + H₂O(g)

0 0

x x

Supponiamo che all’equilibrio le moli di CO siano 0,613.

Costante di equilibrio K_p

Per gli equilibri in fase gassosa è spesso utile scrivere la costante di equilibrio in termini delle pressioni parziali dei gas invece che delle concentrazioni.

Ad esempio per la generica reazione:

aA + bB ⇌ cC + dD

Tale costante è definita come:

K_p = P_C^c P_D^d / P_A^a P_B^b

Relazione tra K_p e K_c

K_p = K_c(RT)^Δn

Dove:

R è la costante dei gas ideali (0,082 L atm mol^-1 K^-1).

T è la temperatura espressa in kelvin.

Δn è la differenza tra la somma dei coefficienti stechiometrici di prodotti e reagenti, Δn = (c + d) – (a + b).

Se Δn = 0

K_p = K_c

Equilibri eterogenei

Abbiamo finora considerato solo equilibri omogenei, cioè equilibri in cui reagenti e prodotti si trovano tutti in una sola fase, ad esempio gassosa, oppure in soluzione.

Un equilibrio eterogeneo è invece un equilibrio in cui reagenti e prodotti si trovano in più di una fase.

Nell’espressione della costante di equilibrio di un equilibrio eterogeneo vengono omesse le concentrazioni, o le pressioni parziali nel K_p, dei solidi e dei liquidi puri.

3Fe(s) + 4H₂O(g) ⇌ Fe₃O₄(s) + 4H₂(g)

K_c = [H₂]⁴ / [H₂O]⁴

Considerazioni sulla costante di equilibrio

Le reazioni in cui è favorita la formazione dei prodotti hanno K > 1.

Le reazioni in cui è favorita la formazione dei reagenti hanno K < 1.

Il quoziente di reazione

A + B ⇌ cC + dD

a b

E supponiamo di avere una data miscela di reagenti e prodotti con concentrazioni [A]₀, [B]₀, [C]₀ e [D]₀.

In generale non siamo all’equilibrio, cioè:

[C]₀^c [D]₀^d / [A]₀^a [B]₀^b ≠ K_c

Per cui la reazione procederà verso destra o verso sinistra fino a raggiungere una situazione di equilibrio in cui le nuove concentrazioni saranno [A]_eq, [B]_eq, [C]_eq e [D]_eq e soddisfano la relazione:

K_c = [C]_eq^c [D]_eq^d / [A]_eq^a [B]_eq^b

Note le concentrazioni [A]₀, [B]₀, [C]₀ e [D]₀ si pone il problema di capire se la reazione per raggiungere l’equilibrio si sposta verso destra o sinistra.

Per rispondere a tale domanda definiamo il quoziente di reazione Q ad un dato istante:

Q_c = [C]₀^c [D]₀^d / [A]₀^a [B]₀^b

Il sistema, nella composizione per cui è calcolato Q_c, non è stabile, non equilibrio, e quindi evolverà per raggiungere una composizione stabile, equilibrio.

Anteprima

Vedrai una selezione di 11 pagine su 46