Equilibrio Chimico

L'equilibrio chimico è uno stato dinamico in cui le reazioni dirette e inverse avvengono alla stessa velocità, mantenendo costanti le concentrazioni di reagenti e prodotti nel tempo. Questo può verificarsi sia in trasformazioni fisiche, come la fusione del ghiaccio in acqua, sia in reazioni chimiche.

Definizione: L'equilibrio dinamico in una trasformazione chimica si instaura quando le velocità delle reazioni diretta e inversa si eguagliano, mantenendo costanti le concentrazioni di reagenti e prodotti.

La costante di equilibrio Kc esprime il rapporto tra le concentrazioni dei prodotti e dei reagenti all'equilibrio, elevate ai rispettivi coefficienti stechiometrici. Per una reazione generica aA + bB ⇌ cC + dD, la costante di equilibrio è data dalla formula:

Formula: Kc = [C]^c * [D]^d / [A]^a * [B]^b

Il valore di Kc fornisce informazioni sull'estensione della reazione:

• Kc >>> 1: la reazione procede quasi completamente verso i prodotti
• Kc ≈ 1: la reazione ha una resa del 50% circa
• Kc <<< 1: la reazione procede poco verso i prodotti

Highlight: Il valore della costante di equilibrio dipende dalla temperatura, ma non dalle concentrazioni iniziali di reagenti e prodotti.

Per le reazioni in fase gassosa, si può esprimere la costante di equilibrio anche in funzione delle pressioni parziali (Kp). Le due costanti sono legate dalla relazione:

Formula: Kp = Kc * (RT)^Δn

dove Δn è la differenza tra il numero di moli gassose di prodotti e reagenti.

Principio di Le Chatelier

Il principio di Le Chatelier descrive come un sistema all'equilibrio reagisce a perturbazioni esterne per ristabilire l'equilibrio. Secondo questo principio, se un sistema in equilibrio viene perturbato da un'azione esterna, esso reagisce in modo da ridurre o annullare l'effetto della perturbazione.

Definizione: Il principio di Le Chatelier afferma che un sistema all'equilibrio, se perturbato, reagisce in modo da contrastare la perturbazione e ristabilire l'equilibrio.

Effetti di varie perturbazioni sull'equilibrio:

1. Variazione di concentrazione:

   • Aggiunta di un reagente o prodotto: il sistema consuma la specie aggiunta
   • Rimozione di un reagente o prodotto: il sistema produce più della specie rimossa

2. Variazione di pressione (per reazioni in fase gassosa):

   • Aumento di pressione: l'equilibrio si sposta verso il lato con minor numero di molecole gassose
   • Diminuzione di pressione: l'equilibrio si sposta verso il lato con maggior numero di molecole gassose

3. Variazione di temperatura:

   • Aumento di temperatura: favorisce la reazione endotermica
   • Diminuzione di temperatura: favorisce la reazione esotermica

Esempio: In una reazione endotermica, un aumento di temperatura sposta l'equilibrio verso i prodotti, aumentando la costante di equilibrio.

Il quoziente di reazione (Qc o Qp) permette di prevedere la direzione in cui procederà una reazione prima di raggiungere l'equilibrio:

• Se Qc < Kc, la reazione procede verso i prodotti
• Se Qc > Kc, la reazione procede verso i reagenti
• Se Qc = Kc, il sistema è all'equilibrio