Data la generica reazione:
aA + bB
cC + dD
definiamo il quoziente di reazione Q, il rapporto:
C D
Q
a
b
A B
c
d
ovviamente, quando ci troviamo all’equilibrio:
Q = Kc
Si può dimostrare che la variazione di energia libera si
ottiene
DG = DG° + RT ln Q
quando ci troviamo all’equilibrio DG = 0, quindi:
DG° = - RT ln K
1
C D
Q
a
b
A B
c
d
DG = - RT ln K + RT ln Q
reagenti
prodotti
DG < 0
DG
Q<K
Q=K
Q>K
equilibrio
2
Questo ci permette il calcolo della costante di equilibrio di
una reazione chimica da dati termodinamici, ovvero dai DHf°
e dagli Sf°
DG 0
ln K
RT
R = 8.314 J/mol K
R = 1.987 cal/mol K
questa equazione ci permette di vedere come varia K con la
temperatura
d ln K DH
dT
RT 2
K aumenterà con la temperatura per reazioni endotermiche
(DH° > 0), che saranno favorite da alte temperature
K diminuirà con la temperatura per reazioni esotermiche
(DH° < 0), che saranno favorite da basse temperature
3
Problemi
In un reattore del volume di 1 L e termostatato alla temperatura di 600,0 K,
vengono introdotte 0,783 moli di NH3. Si stabilisce l’equilibrio:
2NH3 N2 + 3H2
Al raggiungimento dell’equilibrio la pressione nel reattore risulta di 75,48 atm.
Calcolare Kc per la decomposizione dell’ammoniaca.
Una soluzione contiene 0,810 mol di A e 0,260 mol di B in 2,820 l. Si stabilisce
l’equilibrio: A+B C, per il quale Kc = 1,83 x 10-2. Calcolare le concentrazioni di A, B e C
all’equilibrio. Si supponga inoltre di allontanare dal sistema, al raggiungimento
dell’equilibrio, 0,125 mol di A. Calcolare le nuove concentrazioni all’equilibrio.
4
Problema
Supponiamo di introdurre in un recipiente, il
cui volume è di 1,20 l, 2,00 moli di H2 e 2,00
moli di I2. Nel recipiente avviene la reazione:
H2+I2
2HI
Calcolare le concentrazioni delle specie
all’equilibrio sapendo che alla temperatura
alla quale viene condotta l’esperienza
Kc=50,7.
Equilibri in soluzione
•Equilibri di solubilità
•Equilibri acido-base
Equilibri di solubilità
Gli equilibri di solubilità coinvolgono soluzioni liquide, per lo più
acquose, di soluti “poco solubili”.
Se una sostanza poco solubile che si dissocia in ioni è posta in
acqua, ben presto si stabilisce un equilibrio secondo cui la velocità
di dissoluzione del solido in ioni è uguale alla velocità con cui gli ioni
precipitano dalla soluzione sotto forma di sale solido. In tali
condizioni la soluzione si dice satura.
AgCl (s)
Ag+ + Cl-
Poiché la concentrazione di AgCl solido è costante, possiamo moltiplicarlo per K
ottenendo una nuova costante Ks detta prodotto di solubilità
K [AgCl] = Ks = [Ag+] [Cl-]
Prodotto di solubilità
