Risultati dell’apprendimento
- Spiegare l’equilibrio chimico.
- Scrivere l’espressione per calcolare \(K\).
- Calcolare e confrontare i valori di Q e K.
- Prevedere le quantità relative di reagenti e prodotti in base alla costante di equilibrio \(K\).
Idrogeno e iodio reagiscono per formare ioduro di idrogeno secondo la seguente reazione:
Inizialmente, si verifica solo la reazione in avanti perché non è presente \ce{HI}}. Non appena un po’ di \ce{HI} si è formato, comincia a decomporsi di nuovo in \ce{H_2} e \ce{I_2}. Gradualmente, la velocità della reazione in avanti diminuisce mentre la velocità della reazione inversa aumenta. Alla fine la velocità di combinazione di \ce{H_2}) e \(\ce{I_2}) per produrre \(\ce{HI}) diventa uguale alla velocità di decomposizione di \(\ce{HI}) in \(\ce{H_2}) e \(\ce{I_2}). Quando le velocità delle reazioni in avanti e inversa sono diventate uguali l’una all’altra, la reazione ha raggiunto uno stato di equilibrio. L’equilibrio chimico è lo stato di un sistema in cui la velocità della reazione in avanti è uguale alla velocità della reazione inversa.
L’equilibrio chimico può essere raggiunto se la reazione inizia con tutti i reagenti e nessun prodotto, tutti i prodotti e nessun reagente, o alcuni di entrambi. La figura sotto mostra i cambiamenti nella concentrazione di \(\ce{H_2}}), \(\ce{I_2}), e \(\ce{HI}) per due diverse reazioni. Nella reazione rappresentata dal grafico a sinistra (A), la reazione inizia con solo \(\ce{H_2}) e \(\ce{I_2}) presenti. Non c’è nessun \ce{HI} inizialmente. Mentre la reazione procede verso l’equilibrio, le concentrazioni del \ce{H_2} e del \ce{I_2} diminuiscono gradualmente, mentre la concentrazione del \ce{HI} aumenta gradualmente. Quando la curva si livella e le concentrazioni diventano tutte costanti, l’equilibrio è stato raggiunto. All’equilibrio, le concentrazioni di tutte le sostanze sono costanti.
Nella reazione B, il processo inizia con solo \(\ce{HI}}) e senza \ce{H_2} o \ce{I_2}. In questo caso, la concentrazione di \(\ce{HI}) diminuisce gradualmente mentre le concentrazioni di \(\ce{H_2}) e \(\ce{I_2}) aumentano gradualmente fino a raggiungere nuovamente l’equilibrio. Nota che in entrambi i casi, la posizione relativa dell’equilibrio è la stessa, come mostrato dalle concentrazioni relative dei reagenti e dei prodotti. La concentrazione di \(\ce{HI}}) all’equilibrio è significativamente più alta delle concentrazioni di \(\ce{H_2}) e \(\ce{I_2}). Questo è vero se la reazione è iniziata con tutti i reagenti o con tutti i prodotti. La posizione di equilibrio è una proprietà della particolare reazione reversibile e non dipende da come l’equilibrio è stato raggiunto.
Condizioni di equilibrio e tipi di equilibrio
Si può essere tentati di pensare che una volta raggiunto l’equilibrio, la reazione si fermi. L’equilibrio chimico è un processo dinamico. Le reazioni avanti e indietro continuano a verificarsi anche dopo che l’equilibrio è stato raggiunto. Tuttavia, poiché le velocità delle reazioni sono le stesse, non c’è nessun cambiamento nelle concentrazioni relative dei reagenti e dei prodotti per una reazione che è all’equilibrio. Le condizioni e le proprietà di un sistema all’equilibrio sono riassunte qui sotto.
- Il sistema deve essere chiuso, cioè nessuna sostanza può entrare o uscire dal sistema.
- L’equilibrio è un processo dinamico. Anche se non vediamo necessariamente le reazioni, sia l’avanti che l’indietro stanno avendo luogo.
- I tassi delle reazioni avanti e indietro devono essere uguali.
- La quantità di reagenti e prodotti non devono essere uguali. Tuttavia, dopo che l’equilibrio è raggiunto, le quantità di reagenti e prodotti saranno costanti.
La descrizione dell’equilibrio in questo concetto si riferisce principalmente all’equilibrio tra reagenti e prodotti in una reazione chimica. Altri tipi di equilibrio includono l’equilibrio di fase e l’equilibrio di soluzione. Un equilibrio di fase si verifica quando una sostanza è in equilibrio tra due stati. Per esempio, un pallone tappato di acqua raggiunge l’equilibrio quando il tasso di evaporazione è uguale a quello di condensazione. Un equilibrio di soluzione si verifica quando una sostanza solida si trova in una soluzione satura. A questo punto, il tasso di dissoluzione è uguale al tasso di ricristallizzazione. Anche se questi sono tutti tipi diversi di trasformazioni, la maggior parte delle regole riguardanti l’equilibrio si applicano a qualsiasi situazione in cui un processo si verifica in modo reversibile.
I globuli rossi trasportano ossigeno ai tessuti in modo che possano funzionare. In assenza di ossigeno, le cellule non possono svolgere le loro responsabilità biochimiche. L’ossigeno si muove verso le cellule attaccato all’emoglobina, una proteina presente nei globuli rossi. In caso di avvelenamento da monossido di carbonio, il \ce{CO} si lega molto più fortemente all’emoglobina, bloccando l’attacco dell’ossigeno e abbassando la quantità di ossigeno che raggiunge le cellule. Il trattamento prevede che il paziente respiri ossigeno puro per spostare il monossido di carbonio. La reazione di equilibrio mostrata qui sotto illustra lo spostamento verso destra quando l’ossigeno in eccesso viene aggiunto al sistema:
Costante di equilibrio
Considera l’ipotetica reazione reversibile in cui i reagenti \(\ce{A}) e \(\ce{B}) reagiscono per formare i prodotti \(\ce{C}) e \(\ce{D}). Questo equilibrio può essere mostrato qui sotto, dove le lettere minuscole rappresentano i coefficienti di ogni sostanza.
Come abbiamo stabilito, le velocità delle reazioni avanti e indietro sono le stesse all’equilibrio, e quindi le concentrazioni di tutte le sostanze sono costanti. Poiché questo è il caso, è logico che un rapporto della concentrazione per qualsiasi reazione data all’equilibrio mantiene un valore costante. La costante d’equilibrio \(\sinistra( K_testo{eq} \destra)\) è il rapporto tra il prodotto matematico dei prodotti di una reazione e il prodotto matematico delle concentrazioni dei reagenti della reazione. Ogni concentrazione è elevata alla potenza del suo coefficiente nell’equazione chimica bilanciata. Per la reazione generale di cui sopra, l’espressione della costante di equilibrio è scritta come segue:
^c \left^d}{\left^a \left^b}]
Le concentrazioni di ogni sostanza, indicate dalle parentesi quadre intorno alla formula, sono misurate in unità di molarità \(\left( \text{mol/L} \right)\).
Il valore della costante di equilibrio per qualsiasi reazione è determinato solo dall’esperimento. Come dettagliato nella sezione precedente, la posizione di equilibrio per una data reazione non dipende dalle concentrazioni di partenza e quindi il valore della costante di equilibrio è veramente costante. Tuttavia, dipende dalla temperatura della reazione. Questo perché l’equilibrio è definito come una condizione risultante dalle velocità delle reazioni in avanti e inversa che sono uguali. Se la temperatura cambia, il corrispondente cambiamento in quelle velocità di reazione altererà la costante di equilibrio. Per qualsiasi reazione in cui è dato un \(K_testo{eq}\, la temperatura dovrebbe essere specificata.
Quando \(K_testo{eq}\ è maggiore di 1, il numeratore è più grande del denominatore così i prodotti sono favoriti, cioè la concentrazione dei suoi prodotti è maggiore di quella dei reagenti.
Se \(K_testo{eq}\ è minore di 1, allora i reagenti sono favoriti perché il denominatore (reagenti) è più grande del numeratore (prodotti).
Quando \(K_testo{eq}\ è uguale a 1, allora la concentrazione di reagenti e prodotti è approssimativamente uguale.
Quoziente di reazione
Il quoziente di reazione, \(Q\), è usato quando ci si chiede se siamo all’equilibrio. Il calcolo per \(Q\) è esattamente lo stesso che per \(K\), ma possiamo usare \(K\) solo quando sappiamo di essere all’equilibrio. Confrontando \(Q\) e \(K\) si può prevedere la direzione della reazione.
- \(Q\) = \(K\) equilibrio
- \(Q\) < \(K\) reazione procede verso destra per formare più prodotti e diminuire la quantità di reagenti quindi il valore di \(Q\) aumenterà
- \(Q\) > \(K\) la reazione procede verso sinistra per formare più reagenti e diminuire la quantità di prodotti quindi il valore di \(Q\) diminuirà
Contribuenti e attribuzioni
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CK-12 Fondazione di Sharon Bewick, Richard Parsons, Therese Forsythe, Shonna Robinson e Jean Dupon.
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Allison Soult, Ph.D. (Dipartimento di Chimica, Università del Kentucky)