Chimica - equilibrio chimico

Kp=PCcPDdPAaPBbK_p = \frac{P_C^c P_D^d}{P_A^a P_B^b}Kp=PAaPBbPCcPDd

Dove PAP_APA, PBP_BPB, PCP_CPC, e PDP_DPD rappresentano le pressioni parziali dei

gas.

2.3. Relazione tra KcK_cKc e KpK_pKp

Le due costanti sono correlate da una relazione che dipende dalla temperatura e dalla

variazione del numero di moli di gas (Δn\Delta nΔn):

Kp=Kc(RT)ΔnK_p = K_c (RT)^{\Delta n}Kp=Kc(RT)Δn

Dove: RRR è la costante dei gas (8,314 J/mol·K),

 TTT è la temperatura in kelvin,

 Δn=(c+d)−(a+b)\Delta n = (c+d) - (a+b)Δn=(c+d)−(a+b), ovvero la differenza

 tra il numero di moli di prodotti gassosi e reagenti gassosi.

Se Δn=0\Delta n = 0Δn=0, Kp=KcK_p = K_cKp=Kc, come accade per molte reazioni in

cui il numero totale di molecole di gas non cambia.

3. Termodinamica dell'Equilibrio Chimico

La posizione dell'equilibrio di una reazione è strettamente correlata all'energia libera

di Gibbs (ΔG\Delta GΔG), che determina se una reazione è spontanea o meno. La

relazione tra energia libera e costante di equilibrio è fondamentale per comprendere il

comportamento di un sistema chimico.

3.1. Energia Libera di Gibbs e Spontaneità

L'energia libera di Gibbs, ΔG\Delta GΔG, è una funzione termodinamica che indica la

spontaneità di una reazione:

ΔG=ΔH−TΔS\Delta G = \Delta H - T \Delta SΔG=ΔH−TΔS

Dove: ΔH\Delta HΔH è l'entalpia (calore assorbito o rilasciato),

 TTT è la temperatura in kelvin,

 ΔS\Delta SΔS è l'entropia (disordine del sistema).



Se ΔG<0\Delta G < 0ΔG<0, la reazione è spontanea e tende a procedere in avanti; se

ΔG>0\Delta G > 0ΔG>0, la reazione non è spontanea. All’equilibrio, ΔG=0\Delta G =

0ΔG=0, il che significa che non vi è più una tendenza netta a spostarsi né verso i

reagenti né verso i prodotti.

3.2. Relazione tra ΔG\Delta GΔG e la Costante di Equilibrio

La relazione tra l'energia libera standard (ΔG∘\Delta G^\circΔG∘) e la costante di

equilibrio è data dall'equazione:

ΔG∘=−RTln K\Delta G^\circ = -RT \ln KΔG∘=−RTlnK

Dove: ΔG∘\Delta G^\circΔG∘ è l'energia libera standard,

 RRR è la costante dei gas,

 TTT è la temperatura in kelvin,

 KKK è la costante di equilibrio.



Questa equazione mostra che quando K>1K > 1K>1, ΔG∘<0\Delta G^\circ < 0ΔG∘<0,

e la reazione è spontanea (favorisce i prodotti). Al contrario, se K<1K < 1K<1,

ΔG∘>0\Delta G^\circ > 0ΔG∘>0, e la reazione favorisce i reagenti.

3.3. Effetto della Temperatura sull’Equilibrio

Secondo il principio di Le Châtelier, l’equilibrio di una reazione può spostarsi in

risposta a variazioni di temperatura. La relazione tra temperatura e costante di

equilibrio può essere descritta dall'equazione di Van’t Hoff:

ln K2K1=ΔH∘R(1T1−1T2)\ln \frac{K_2}{K_1} = \frac{\Delta H^\circ}{R} \left( \frac{1}

{T_1} - \frac{1}{T_2} \right)lnK1K2=RΔH∘(T11−T21)

Dove: K1K_1K1 e K2K_2K2 sono le costanti di equilibrio a temperature T1T_1T1 e

 T2T_2T2,

ΔH∘\Delta H^\circΔH∘ è l'entalpia standard di reazione.



Questa equazione permette di prevedere come varierà KKK al variare della

temperatura.

4. Il Principio di Le Châtelier e i Fattori che Influenzano l’Equilibrio

Il principio di Le Châtelier descrive come un sistema all’equilibrio risponde a

cambiamenti esterni. In particolare, se un sistema in equilibrio viene perturbato da un

cambiamento di concentrazione, temperatura o pressione, il sistema si sposta in modo

da controbilanciare la perturbazione.

4.1. Variazione di Concentrazione

Se la concentrazione di uno dei reagenti o prodotti cambia, il sistema reagisce per

minimizzare questo cambiamento. Ad esempio:

Aumentare la concentrazione di un reagente spinge l'equilibrio verso i prodotti.

 Aumentare la concentrazione di un prodotto spinge l'equilibrio verso i reagenti.



4.2. Variazione di Temperatura

La variazione di temperatura ha un effetto significativo sull’equilibrio chimico e può

essere spiegata anche con il principio di Le Châtelier. L'effetto dipende dal fatto che la

reazione sia esotermica (rilascio di calore) o endotermica (assorbimento di calore):

Reazioni esotermiche: il calore è considerato un prodotto. Un aumento della

 temperatura sposta l'equilibrio verso i reagenti (reazione inversa), poiché il

sistema cerca di assorbire l’eccesso di calore. Un esempio di reazione

esotermica è la sintesi dell'ammoniaca nel processo Haber-Bosch:

N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)+caloreN_2(g) + 3H_2(g) \rightleftharpoons 2NH_3(g) +

caloreN2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)+calore

Un aumento della temperatura riduce la quantità di ammoniaca prodotta.

Reazioni endotermiche: il calore è un reagente. Un aumento della

 temperatura sposta l'equilibrio verso i prodotti (reazione diretta), favorendo

l’assorbimento di calore. Un esempio di reazione endotermica è la

decomposizione del carbonato di calcio:

CaCO3(s)⇌CaO(s)+CO2(g)−caloreCaCO_3(s) \rightleftharpoons CaO(s) + CO_2(g) -

caloreCaCO3(s)⇌CaO(s)+CO2(g)−calore

In questo caso, un aumento della temperatura favorisce la produzione di CO2CO_2CO2

.

4.3. Variazione di Pressione

La variazione della pressione influenza le reazioni in cui sono coinvolte specie gassose.

Quando la pressione del sistema aumenta (tipicamente riducendo il volume del

sistema), l’equilibrio si sposta verso il lato della reazione che ha un numero minore di

moli gassose. Al contrario, se la pressione diminuisce (aumento del volume),

l'equilibrio si sposterà verso il lato con un numero maggiore di moli gassose.

Esempio: consideriamo la reazione tra N2N_2N2 e H2H_2H2 per formare ammoniaca:

N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)N_2(g) + 3H_2(g) \rightleftharpoons 2NH_3(g)N2(g)+3H2

(g)⇌2NH3(g)

Questa reazione ha 4 moli di gas sul lato dei reagenti e 2 moli sul lato dei prodotti.

Aumentando la pressione, l'equilibrio si sposta verso la formazione di ammoniaca

(NH3NH_3NH3) per ridurre il numero di molecole gassose, diminuendo il volume del

sistema.

4.4. Effetto dei Catalizzatori

I catalizzatori sono sostanze che accelerano la velocità delle reazioni chimiche

riducendo l'energia di attivazione necessaria, ma non influenzano la posizione

dell’equilibrio. Essi agiscono su entrambe le direzioni della reazione (diretta e

inversa), favorendo un raggiungimento più rapido dell’equilibrio senza spostarlo.

5. Tipi di Equilibrio

Gli equilibri chimici possono essere classificati in base allo stato fisico delle specie

coinvolte e alla complessità della reazione.

5.1. Equilibrio Omogeneo

Un equilibrio omogeneo è quello in cui tutte le specie coinvolte (reagenti e prodotti)

si trovano nella stessa fase, ad esempio tutte gassose o tutte in soluzione acquosa. Un

classico esempio è la reazione tra idrogeno e iodio per formare ioduro di idrogeno:

H2(g)+I2(g)⇌2HI(g)H_2(g) + I_2(g) \rightleftharpoons 2HI(g)H2(g)+I2(g)⇌2HI(g)

Tutte le specie sono gassose, quindi l’equilibrio è omogeneo.

5.2. Equilibrio Eterogeneo

Un equilibrio eterogeneo è quello in cui le specie coinvolte si trovano in fasi diverse.

Ad esempio, la decomposizione del carbonato di calcio è un equilibrio eterogeneo

perché coinvolge un solido e un gas:

CaCO3(s)⇌CaO(s)+CO2(g)CaCO_3(s) \rightleftharpoons CaO(s) + CO_2(g)CaCO3

(s)⇌CaO(s)+CO2(g)

In questi equilibri, le concentrazioni dei solidi e dei liquidi puri non sono incluse

nell'espressione della costante di equilibrio perché non variano in modo significativo.

5.3. Equilibrio Chimico in Soluzioni

Nelle soluzioni, l’equilibrio chimico è particolarmente rilevante per processi come la

dissoluzione di sali, l’idrolisi di acidi e basi deboli e la formazione di complessi. Un

esempio classico è l’equilibrio tra acido debole e la sua base coniugata in soluzione

acquosa:

HA(aq)⇌H+(aq)+A−(aq)HA(aq) \rightleftharpoons H^+(aq) + A^-(aq)HA(aq)⇌H+(aq)

+A−(aq)

L'equilibrio di dissociazione di acidi e basi deboli è fondamentale in chimica analitica e

biologica, per esempio nel contesto del pH e dei sistemi tampone.

6. Il Quoziente di Reazione (QQQ) e la Direzione della Reazione

Il quoziente di reazione (QQQ) è un parametro che ha la stessa forma

dell’espressione della costante di equilibrio, ma può essere calcolato in qualsiasi

momento, non solo all'equilibrio. Viene usato per prevedere la direzione in cui si

sposterà una reazione.

L'espressione di QQQ per la reazione generica:

aA+bB⇌cC+dDaA + bB \rightleftharpoons cC + dDaA+bB⇌cC+dD

è:

Q=[C]c[D]d[A]a[B]bQ = \frac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b}Q=[A]a[B]b[C]c[D]d

Dove le concentrazioni utilizzate per calcolare QQQ non sono necessariamente quelle

all’equilibrio.

Confrontando QQQ con KKK:

Se Q=KQ = KQ=K, la reazione è all’equilibrio.

 Se Q<KQ < KQ<K, la reazione procederà verso i prodotti (spostamento verso

 destra).

Se Q>KQ > KQ>K, la reazione procederà verso i reagenti (spostamento verso

 sinistra).

Questo approccio è particolarmente utile per analizzare situazioni non all'equilibrio e

prevedere l’evoluzione di un sistema chimico.

7. Applicazioni dell’Equilibrio Chimico

L'equilibrio chimico ha un’ampia gamma di applicazioni in diversi settori scientifici e

industriali. Alcuni esempi includono:

7.1. Industria Chimica

Nell'industria chimica, la comprensione e il controllo dell'equilibrio è essenziale per

massimizzare la resa dei prodotti. Ad esempio, nel processo Haber-Bosch per la

sintesi dell'ammoniaca, si utilizzano alte pressioni e temperature moderate per

spostare l'equilibrio verso la formazione di ammoniaca, ma senza penalizzare

eccessivamente la velocità di reazione.

Allo stesso modo, la produzione di acido solforico attraverso il processo di contatto

sfrutta l’equilibrio nella reazione di ossidazione dell'anidride solforosa a triossido di

zolfo:

2SO2(g)+O2(g)⇌2SO3(g)2SO_2(g) + O_2(g) \rightleftharpoons 2SO_3(g)2SO2(g)+O2

(g)⇌2SO3(g)

Qui, l’utilizzo di un catalizzatore (vanadio pentossido) e il controllo delle condizioni di

temperatura e pressione sono fondamentali per ottimizzare la produzione di

SO3SO_3SO3, necessario per la sintesi dell’acido solforico.

7.2. Biologia e Bioch