La costante di equilibrio

 

Dei matematici norvegesi scoprirono che all’equilibrio in una reazione esisteva un rapporto costante tra le concentrazioni dei prodotti e quelle dei reagenti, ognuna elevato al proprio coefficiente stechiometrico.

Per esempio se consideriamo la reazione:

2HI → H_{{2}} + I_{{2}}

Il rapporto considerato dai due matematici è:

\frac{\left [ H_{{2}} \right ] \cdot [ I_{{2}}]}{\left [ HI \right ]^{2}} = una costante

I reagenti sono messi tra parentesi quadre perchè indicano la loro concentrazione molare espressa in mol/L, e gli esponenti sono i coefficienti stechiometrici.

Se in tale formula si inseriscono i valori sperimentali, si ottiene un valore costante, chiamato costante di equilibrio k_{{eq}}. Tale valore dipende solo dalla temperatura.

La costante quindi assume valori diversi al variare della temperatura, infatti per ogni diverso valore di temperatura , esiste un diverso valore della costante all’equilibrio e diverse concentrazioni di reagenti e prodotti.

Se tale rapporto lo si volesse scrivere con una regola generale. La reazione da cui si parte è:

aA + bB ⇔ cC + dD

Il rapporto quindi è:

\frac{\left [ C_ \right ] ^{c}\cdot [ D]^{d}}{\left [A \right ]^{a} \cdot [B ]^{b}} = k_{{eq}}

Tale rapporto rappresenta la legge di equilibrio chimico detta anche legge dell’azione di massa o di Guldeberg’e Waage il cui enunciato è:

In un sistema chimico in equilibrio, a una temperatura costante, il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni molari dei prodotti e il prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti, elevate ognuno al proprio coefficiente stechiometrico, è costante.

La grandezza della costante di equilibrio ci indica quanto la reazione si sposta verso la formazione dei prodotti quando è stato raggiunto l’equilibrio.

Se la costante è molto grande, vuol dire che la reazione è quasi del tutto spostata verso i prodotti, quindi la reazione è quasi completa.L’equilibrio è spostato verso i prodotti, quindi verso destra.

Se la costante è molto piccola, si forma una quantità minima di prodotto e quindi si è trasformata solo una piccola quantità di reagenti, quindi la reazione è spostata verso quest’ultimi, cioè verso sinistra.

Se la costante è circa 1, le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti sono praticamente uguali.

Nelle reazioni omogenee in fase gassosa si può esprimere la legge dell’azione di massa in termini di pressioni parziali.

Quindi avremo la reazione generale come:

aA + bB ⇔ cC + dD però tutti allo stato gassoso.

Il rapporto come:

\frac{(p_{{C}}) ^{c} \cdot(p_{{D}}) ^{d} }{(p_{{A}}) ^{a} \cdot(p_{{B}}) ^{b} }K_{{p}}

Per distinguere le due costanti all’equilibrio, quando si parla di concentrazioni si userà K_{{c}}, di pressioni K_{{p}}. Tali costanti , quando riguardano una stessa reazione, a parità di temperatura, non indicano due equilibri differenti. Infatti, sono in relazione tra loro perchè la pressione parziale di un gas dipende dalla sua concentrazione molare.

Vedi programma di chimica