Equilibrio Chimico Une reazione chimica consiste nella trasformazione, spontanea o indotta, dei componenti molecolari del sistema. Si definiscono reagenti le componenti che sono presenti inizialmente nel sistema e prodotti le componenti che si formano per effetto della reazione chimica Tutte le reazioni chimiche sono caratterizzate dalla presenza di una condizione di equilibrio, ovvero una condizione che vincola le concentrazioni dei reagenti con quelle dei prodotti. Essa però può essere tale da formare in maniera quasi quantitativa i prodotti, in tal caso si dice che la reazione va a completamento. Per capire il modo in cui le specie chimiche reagiscono, si associa ad ogni specie chimica un’energia libera G molare che descrive la capacità che ha la specie chimica di “produrre lavoro” . In una reazione chimica l’energia globale in gioco è data dalla somma delle energie libere di reagenti e prodotti, prese con segno opportuno. Siccome la reazione chimica genera un lavoro (forma i prodotti) , l’energia libera varierà fino a raggiungere un valore minimo in corrispondenza del quale si instaura la condizione di equilibrio perché il sistema non è più in grado di compiere ulteriore lavoro (la reazione non procede ulteriormente) 1 Considerando una generica reazione chimica in fase eterogenea 2A+3B= C+2D Il decorso della reazione viene descritto attraverso la variazione di moli dnI delle specie chimiche coinvolte, che a loro sono espresse in funzione della variabile infinitesima dξ che descrive il grado di avanzamento della reazione : dn A = −2dξ dn B = −3dξ dn C = dξ dn D = 2dξ In generale la variazione di moli per reagenti e prodotti è definita da: dn I = ±ν I dξ νI è il coefficiente stechiometrico della reazione e viene preso con segno – per i reagenti e + per i prodotti In condizioni di temperatura (T) e pressione (p) costanti e se è presente solo lavoro di volume, la variazione di energia libera G infinitesima per l’incremento infinitesimo di reazione è descritta da: dG = ∑ μ I dn I = ∑ ± ν Iμ I dξ I I μI = energia libera molare (per una mole) di Gibbs per la specie I = potenziale chimico 2 A basse pressioni i potenziali chimici dipendono dal potenziale chimico standard (funzione della sola T) e dalla attività che a sua volta è funzione della concentrazione della specie chimica: : θ μ I = μ I (T) + RTln a I pI pθ a I = γIxI a I = γI mI a I = γI θ m aI =1 componente in fase gas componente: il solvente in fase liquida Componente: il soluto in fase liquida Componente: puro in fase condensata γI = coefficienti di attività xI = Le attività sono tutte quantità adimensionali perché normalizzate rispetto alla grandezza standard, ad es: pθ =1 bar mθ =1 mol kg-1 nI = frazione molare ∑ nI I m I = molalità = nI Kg di solvente x I (solvente) ≈ 1, γ I (solvente) ≈ 1 pI = pressione parziale = bar ⇒ a I (solvente) ≈ 1 3 L’energia libera di reazione è definita come: dG = ∑ ± ν Iμ I Δ r G = I dξ T, p Per il secondo principio della termodinamica in condizioni di equilibrio G tende ad un valore minimo, per cui all’Equilibrio G(ξ) deve coincidere con un punto di minimo e la sua derivata prima rispetto a ξ è uguale a zero. Sostituendo le espressioni per i potenziali chimici si ha: Δ r G = ∑ ± ν Iμ θI (T) + RTln ∏ a I± ν I = 0 I I In condizioni di equilibrio, a T e p costante si ha: Δ r G θ = −RTlnK K = ∏ a I± ν I I K viene detta costante di equilibrio termodinamica: • E’ una quantità adimensionale • Dipende solo dalla temperatura 4 Stima della costante di equilibrio da dati tabulati Δ r G θ = −RTlnK Δ r G θ = ∑ ± ν Iμ θI (T) = ∑ ± ν I Δ f G θI (T) I I Dove Δ f G θI (T) è l’energia libera di formazione del composto I ed è un dato tabulato 5 Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura Equazione di van’t Hoff: Descrive come varia la costante di equilibrio con la temperatura d lnK Δ r H θ = dT RT 2 d lnK Δ r Hθ =− d(1/T) R In questa equazione è presente ΔrHθ che descrive la variazione di entalpia per la reazione ovvero il calore scambiato nella reazione e lo si calcola dai valori tabulati di entalpie standard di formazione Δr Hθ = ∑± νIΔf HθI (T) I Se si suppone che ΔrHθ sia indipendente da T, nell’intervallo di T considerato: d lnK Δ r Hθ =− d(1/T) R lnK(T) T Δ r Hθ d lnK = − d(1/T) ∫ ∫ R T0 lnK(T0 ) K(T) Δ r H θ ln = K(T0 ) R 1 1 − T T 0 6 Se la reazione è endotermica ΔrHθ > 0, ovvero assorbe calore, l’equazione di Van’t Hoff mostra che aumentando la T la costante di equilibrio K(T) aumenta. Se invece la reazione è esotermica ΔrHθ < 0, ovvero genera calore allora aumentando T ⇒la costante di quilibrio K(T) diminuisce. Principio dell’Equilibrio mobile di Le Chatelier-Braun Ogni sistema all’equilibrio risponde ad una perturbazione esterna in modo da minimizzarne gli effetti Se la reazione è esotermica un aumento di temperatura sposta l’equilibrio verso la formazione dei reagenti [K(T) < K (T0)], in modo da assorbire il calore fornito. Se la reazione è endotermica un aumento di temperatura sposta l’equilibrio verso la formazione dei prodotti [K(T) > K (T0)], in modo da assorbire il calore fornito. 7 Nel risolvere i problemi relativi all’equilibrio chimico in soluzione spesso si ricorre alle seguenti approssimazioni: • si suppone che tutte le specie si comportino in maniera ideale: γI =1 • se si lavora in soluzione acquosa diluita le specie in soluzione vengono definite sulla base della molalità. In chimica spesso la molalità viene sostituita con la molarità : nI mI = massasolv = Vsolv ρ solv massasolv nI nI n mI = = ≈ I = [I ] Vsolv ρ solv Vsolv ×1 Vsoluz Dove si suppone che il volume della soluzione sia uguale al volume del solvente e si trascura il contributo del soluto I e del volume di mescolamento Nel caso particolare dell’acqua la densità ρsolv=1kg/1L=1 e il valore numerico della concentrazione molare risulta uguale a quello della concentrazione molale. Sostituendo nell’espressione per la costante di equilibrio si nota che anche il valore numerico della costante di equilibrio non cambia. 8 In questo caso la costante di equilibrio per specie in soluzione viene espressa in funzione della molarità [I] e assume la forma: K = ∏ [I]± ν I I Per soluzioni acquose il valore di K corrisponde con quello della costante termodinamica e rimane una quantità adimensionale, perché le concentrazioni molari sono normalizzate rispetto alla molarità standard che, in soluzione acquosa, viene posta uguale a 1 per tutte le specie in soluzione. Quindi per la reazione: 2A+3B= C+2D 2 [C ][ D] K= [ A]2 [ B ]3 D’ora in poi tratteremo solo equilibri in soluzione e useremo solo questa espressione per la costante di equilibrio 9 Proprietà della costanti di equilibrio • La costante di equilibrio per la reazione inversa è uguale all’inverso della costante di equilibrio della reazione diretta K dir 2A+3B= C+2D 2C + 2 D = 2 A + 3 B K inv [C ][ D]2 = [ A]2 [ B]3 [ A]2 [ B]3 = [C ][ D]2 K inv 1 = K dir • La costante di equilibrio per una reazione che può essere espressa come la somma di più reazioni chimiche è uguale al prodotto delle costanti di equilibrio delle reazioni che si sommano. HA = H+ + A- + H+ + C = HC+ = HA + C = A- + HC+ [ H + ][ A− ] K1 = [ HA] [ HC + ] K2 = [ H + ][C ] K TOT [ HC + ][ A− ] = = K 1×K 2 [ HA][C ] 10 Equilibri chimici che coinvolgono una specie gassosa: 2N 2 (g) + 6H 2O(l) = 4NH 3 (g) + 3 O 2 (g) K= p3O2 p 4NH3 p 2N2 p I = y I p TOT K= y3O2 y 4NH3 y 2N2 p 5TOT La pressione totale pTOT non influisce sulla costante di equilibrio K che rimane invariata anche se essa cambia, ma può influenzare il rapporto delle frazioni molari yI in fase gas. Le pressioni sono espresse in atm (1atm = 1.01325 bar = 1.01325 × 105Pa) Alcuni batteri sono in grado di convertire l’N2 gas presente nell’atmosfera in ammoniaca NH3. Questo processo è estremamente importante per gli equilibri biologici che richiedono la 11 formazione di composti contenti l’N