17 CAPITOLO L’equilibrio chimico Indice Reazioni complete e reazioni reversibili L’equilibrio tra N2O4 e NO2 Costante di equilibrio Fattori che influenzano l’equilibrio: il principio di Le Châtelier Mappa concettuale: L’equilibrio chimico Equilibrio eterogeneo Equilibri di solubilità di composti ionici: costante del prodotto di solubilità Effetto dello ione in comune sulla solubilità Reazioni di precipitazione 1

Reazioni complete e reazioni reversibili 1 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Reazioni complete e reazioni reversibili Le reazioni che procedono con la scomparsa di uno o di entrambi i reagenti sono dette complete e sono rappresentate con una freccia rivolta verso i prodotti. Mg(s) + 2 HNO3(aq)  Mg(NO3)2(aq) + H2(g) Molte reazioni, invece, non arrivano a completamento: CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) Reazioni di questo tipo sono dette reversibili e sono rappresentate con due frecce di verso opposto nella stessa reazione chimica. 2

Reazioni complete e reazioni reversibili 1 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Reazioni complete e reazioni reversibili Quando la velocità della reazione diretta uguaglia la velocità della reazione inversa si raggiunge uno stato di equilibrio dinamico. 3

L’equilibrio tra N2O4 e NO2 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO L’equilibrio tra N2O4 e NO2 L’equilibrio chimico, che si instaura tra il tetrossido di diazoto (N2O4) e il diossido di azoto (NO2), è rappresentato dalla seguente equazione N2O4(g) 2 NO2(g) incolore rosso-bruno H2O4 NO2 A 0 °C l’equilibrio si sposta verso sinistra, cioè verso la forma incolore, mentre a 100 °C (acqua bollente) l’equilibrio si sposta verso destra, cioè verso la forma rosso-bruna. A temperatura ambiente, a 25 °C, la miscela dei gas presenta la stessa colorazione perché si raggiunge un nuovo equilibrio. Poiché a temperatura ambiente si è arrivati da due situazioni opposte, dai reagenti e dai prodotti, risulta confermata la reversibilità degli equilibri chimici. 4

Costante di equilibrio 3 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Costante di equilibrio Nella seguente reazione H2(g) + I2(g) 2 HI(g) H2 I2 Hl una volta raggiunto l’equilibrio, se le concentrazioni delle tre sostanze vengono inserite nella relazione: HI2 H2 I2 si ottiene un valore costante, ad una specifica temperatura. A 465 °C si ottiene un valore 48,9 che prende il nome di costante di equilibrio, indicata con Kc. 5

Costante di equilibrio 3 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Costante di equilibrio In una generica reazione: aA + bB cC + dD  la costante di equilibrio, Kc, è data dalla relazione: Cc Dd costante di equilibrio = Kc = Aa Bb prodotti reagenti Questa equazione prende il nome di legge dell’equilibrio chimico o legge di azione di massa. 6

Costante di equilibrio 3 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Costante di equilibrio Significato del valore di Kc Il valore numerico della costante di equilibrio, Kc, rileva se in una reazione l’equilibrio è più spostato verso i prodotti o verso i reagenti. Kc  1 l’equilibrio è più spostato verso i prodotti Kc  1 l’equilibrio è più spostato verso i reagenti Kc ≈ 1 non vengono favoriti né i reagenti né i prodotti 7

Fattori che influenzano l’equilibrio: il principio di Le Châtelier 4 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Fattori che influenzano l’equilibrio: il principio di Le Châtelier Il principio di Le Châtelier afferma che: “un sistema all’equilibrio reagisce ad ogni variazione delle condizioni sperimentali spostandosi nel verso che contrasta l’effetto di tale variazione instaurando un nuovo equilibrio”. a. Variazione della pressione Un aumento di pressione favorisce la reazione che porta ad un minor numero di molecole. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 4 molecole totali 2 molecole Un aumento della pressione sposta l’equilibrio verso destra, cioè verso l’ammoniaca. 8

Fattori che influenzano l’equilibrio: il principio di Le Châtelier 4 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Fattori che influenzano l’equilibrio: il principio di Le Châtelier b. Variazione della concentrazione “Quando un reagente o un prodotto viene aggiunto ad un sistema all’equilibrio, questo si sposta nella direzione opposta a quella dove è stato aggiunto il componente”. 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) Un aumento di concentrazione di O2 sposta l’equilibrio della reazione verso destra, cioè verso il prodotto SO3. 9

Fattori che influenzano l’equilibrio: il principio di Le Châtelier 4 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Fattori che influenzano l’equilibrio: il principio di Le Châtelier c. Variazione della temperatura Con il crescere della temperatura l’equilibrio di una reazione endotermica si sposta verso destra, cioè verso il prodotto di reazione. N2(g) + O2(g) + 181 kJ 2 NO(g) Una reazione endotermica è favorita da un aumento della temperatura. Con il crescere della temperatura l’equilibrio di una reazione esotermica si sposta verso sinistra, cioè verso i reagenti. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,4 kJ Una reazione esotermica è favorita da una diminuzione della temperatura. In una reazione all’equilibrio, una variazione di temperatura determina una modifica della costante di equilibrio, Kc. 10

Fattori che influenzano l’equilibrio: il principio di Le Châtelier 4 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Fattori che influenzano l’equilibrio: il principio di Le Châtelier d. Azione del catalizzatore In una miscela di reazione un catalizzatore non influenza l’equilibrio perché accelera sia la reazione diretta che quella inversa. La presenza del catalizzatore permette di arrivare all’equilibrio in un tempo più breve. 11

Mappa concettuale: L’equilibrio chimico CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Mappa concettuale: L’equilibrio chimico ESPRESSIONE DELLA COSTANTE DI EQUILIBRIO [Prodotti] KC = [Reagenti] Kc determina la posizione di equilibrio CATALIZZATORE Non influenza l’equilibrio, ma solo il tempo per raggiungerlo EQUILIBRIO CHIMICO Una reazione chimica in cui sono presenti sia i reagenti che i prodotti Fattori che influenzano l’equilibrio chimico VARIAZIONE DI CONCENTRAZIONE VARIAZIONE DI PRESSIONE VARIAZIONE DELLA TEMPERATURA Influenza Kc Teoria dell’equilibrio mobile: principio di Le Châtelier 12

Equilibrio eterogeneo 5 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Equilibrio eterogeneo Quando tutte le sostanze, che partecipano ad un equilibrio, si presentano nella stessa fase si parla di equilibrio omogeneo. Nel caso in cui sono presenti due fasi diverse si parla di equilibrio eterogeneo. CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 13

Equilibrio eterogeneo 5 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Equilibrio eterogeneo Nella decomposizione del carbonato di calcio, CaCO3, l’espressione della costante di equilibrio viene così scritta: Kc = CO2 Il valore di Kc non è influenzato dalla quantità di CaCO3 e di CaO, fin quando entrambi i solidi sono presenti. Sebbene i due contenitori contengano quantità differenti di CaCO3 e CaO, ad una definita temperatura (T), all’equilibrio della reazione i due contenitori hanno la stessa [CO2], se sono presenti ambedue i solidi. 14

PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl(aq) 6 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Equilibri di solubilità di composti ionici: costante del prodotto di solubilità Per un composto ionico poco solubile in acqua, la costante di equilibrio prende il nome di costante del prodotto di solubilità e si indica con Kps. PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl(aq) solido non disciolto in soluzione Kps = Pb2+Cl2 La costante del prodotto di solubilità è uguale al prodotto delle concentrazioni degli ioni presenti all’equilibrio, elevate ciascuna ad un potenza pari al suo coefficiente nell’equazione di equilibrio. 15

Effetto dello ione in comune sulla solubilità 7 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Effetto dello ione in comune sulla solubilità Nella reazione di equilibrio AgCl(s) Ag+(aq) + Cl(aq) se si aggiungono ioni Cl−, che derivano da un sale solubile come NaCl, l’equilibrio, in base al principio di Le Châtelier, si sposta verso sinistra e si forma più AgCl solido. Questo comportamento è denominato effetto dello ione in comune. L’effetto dello ione in comune viene applicato per rimuovere ioni metallici nocivi in acque inquinate. 16

Reazioni di precipitazione 8 CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO Reazioni di precipitazione In una soluzione si indica con Q il prodotto delle concentrazioni iniziali degli ioni. Per determinare se questi ioni danno luogo ad un precipitato si deve eseguire un confronto di Q con Kps, il prodotto di solubilità. Si possono presentare queste situazioni: Q  Kps il sale precipita Q  Kps il sale non precipita. 17