Equilibrio chimico: costante di equilibrio, Le Châtelier e prodotto di solubilità
Legge di azione di massa, Kc e Kp, quoziente di reazione, un esercizio con la tabella ICE, il principio di Le Châtelier con la sintesi dell'ammoniaca e il prodotto di solubilità.
Molte reazioni non vanno fino in fondo: arrivano a un punto in cui reagenti e prodotti convivono e le loro concentrazioni smettono di cambiare. Non perché la reazione si fermi, ma perché la reazione diretta e quella inversa procedono alla stessa velocità. È l’equilibrio chimico, un equilibrio dinamico.
La costante di equilibrio
Per la reazione aA + bB ⇌ cC + dD, all’equilibrio vale la legge di azione di massa:
Kc = [C]c[D]d / ([A]a[B]b)
K dipende solo dalla temperatura. Solidi puri e liquidi puri (come l’acqua solvente) non compaiono nell’espressione. Per i gas si usa anche Kp, con le pressioni parziali; i due valori sono legati da Kp = Kc(RT)Δn, dove Δn è la variazione delle moli di gas.
- K molto grande (oltre 103 circa): all’equilibrio prevalgono i prodotti, la reazione è “quasi completa”.
- K molto piccola (sotto 10−3): prevalgono i reagenti.
- K vicina a 1: concentrazioni paragonabili.
Il quoziente di reazione Q ha la stessa forma di K ma con le concentrazioni del momento. Se Q < K la reazione procede verso i prodotti, se Q > K verso i reagenti, se Q = K è all’equilibrio. Il legame con la termodinamica è ΔG° = −RT ln K: un ΔG° negativo corrisponde a K > 1.
Un esercizio con la tabella ICE
Per H2 + I2 ⇌ 2 HI a 450 °C, Kc = 50,0. Si parte da 1,00 mol/L di H2 e 1,00 mol/L di I2. Quali sono le concentrazioni all’equilibrio?
| H2 | I2 | HI | |
|---|---|---|---|
| Iniziale | 1,00 | 1,00 | 0 |
| Variazione | −x | −x | +2x |
| Equilibrio | 1,00 − x | 1,00 − x | 2x |
Kc = (2x)2 / (1,00 − x)2 = 50,0. Estraendo la radice: 2x / (1,00 − x) = 7,07, quindi x = 0,780. All’equilibrio [H2] = [I2] = 0,220 mol/L e [HI] = 1,56 mol/L.
Il principio di Le Châtelier
Un sistema all’equilibrio perturbato reagisce in modo da contrastare la perturbazione:
- Aggiungere un reagente sposta l’equilibrio verso i prodotti; togliere un prodotto ha lo stesso effetto.
- Aumentare la pressione (riducendo il volume) favorisce il lato con meno moli di gas.
- Aumentare la temperatura favorisce la direzione endotermica, e in questo caso cambia anche K.
- Un catalizzatore non sposta l’equilibrio: lo fa solo raggiungere prima.
Il caso classico è la sintesi dell’ammoniaca, N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3, esotermica: 4 moli di gas diventano 2, quindi conviene la pressione alta (150-300 atm); la temperatura bassa favorirebbe la resa ma rallenterebbe troppo la reazione, e il processo Haber-Bosch lavora a circa 400-450 °C con un catalizzatore a base di ferro. È un compromesso tra termodinamica e cinetica.
Equilibri eterogenei e solubilità
Per un sale poco solubile, come AgCl(s) ⇌ Ag+ + Cl−, la costante si chiama prodotto di solubilità: Kps = [Ag+][Cl−] = 1,8·10−10 a 25 °C. La solubilità è la radice: circa 1,3·10−5 mol/L. Aggiungendo cloruri da un’altra fonte la solubilità diminuisce ancora (effetto dello ione comune), un’applicazione diretta di Le Châtelier.
