Equilibri chimici omogenei ed eterogenei

Equilibri chimici omogenei ed eterogenei

Si parla di equilibri in fase omogenea quando tutte le specie chimiche coinvolte nella reazione sono presenti in un'unica fase.

Si definisce fase una porzione omogenea di un sistema, delimitata da una superficie di separazione fisicamente definita.

Così ad esempio del ghiaccio in acqua liquida costituisce un sistema bifasico, mentre una soluzione è un sistema in fase unica. Sono tipicamente omogenei gli equilibri che decorrono in fase gassosa e quelli in soluzione.

Si parla invece di equilibri in fase eterogenea quando almeno una delle specie chimiche coinvolte nella reazione si trova in una fase diversa dalle altre. In tal caso risulta conveniente far comparire nella relazione di equilibrio solo le concentrazioni delle specie chimiche le cui concentrazioni possono variare in funzione delle condizioni sperimentali (in pratica le specie chimiche allo stato gassoso e i soluti).

Si tenga infatti presente che la concentrazione di un solido o un liquido allo stato puro è una costante.

Proviamo ad esempio a calcolare la molarità di un campione di ferro del peso di 50 g sapendo che la densità del ferro è pari a 7860 g/dm³ ed il suo peso molare è pari a 55,85 g/mol.

Come si può osservare la molarità è indipendente dal peso (W) del campione considerato. Infatti al crescere del peso del campione crescono proporzionalmente sia il numero di moli che il volume, in modo che il loro rapporto rimane comunque costante.

Tenendo conto di quanto detto, si è convenuto che, qualora in un equilibrio eterogeneo la concentrazione di una specie chimica risulti costante, essa vada inglobata nella costante di equilibrio.

Se ad esempio facciamo reagire della polvere di grafite solida, con dell'ossigeno gassoso per ottenere dell'ossido di carbonio, secondo la reazione

2C_(s)  + O_2(g) 2CO_(g)

La relazione di equilibrio risulta essere

poiché però la concentrazione del carbonio solido è una costante si avrà

In alcuni casi si presentano equilibri eterogenei in cui entrambe le fasi presentano concentrazioni variabili. Ad esempio, per una reazione come Cu(s) + H₂SO₄(aq) → CuSO₄(aq) +H₂(g) che, oltre ad un solido puro (il rame metallico), presenta sia specie in fase gassosa (a concentrazione variabile) che specie in soluzione (a concentrazione variabile), si usano comunemente costanti di equilibrio ibride, che presentano sia molarità (per le specie in soluzione) che pressioni parziali (per le specie gassose)

Esempio 1

A 1200 K il carbonato di calcio si decompone in ossido di calcio e anidride carbonica con una kp = 4,5. Dopo aver introdotto 80 g di carbonato in un recipiente di 10 L a 1200 K , calcolare la pressione prodotta dall'anidride carbonica e la massa indecomposta del carbonato all'equilibrio.

CaCO_3(s)    D CaO_(s) + CO_2(g)

Tenendo conto che sia il carbonato che l'ossido di calcio sono solidi, la relazione di equilibrio sarà

La pressione esercitata dall'anidride carbonica all'equilibrio è dunque di 4,5 atm

Calcoliamo ora quante moli di anidride carbonica devono essere presenti in un recipiente di 10 litri a 1200 K per produrre una pressione di 4,5 atmosfere.

poiché ciascuna mole di carbonato che reagisce produce 1 mole di ossido ed 1 di anidride, possiamo dedurre che, se si sono formate 0,46 moli di CO₂, si devono essere decomposte altrettante moli di carbonato.

Poiché il peso molare del carbonato di calcio è di 100 g/mol, siamo in grado di calcolare quanti grammi di carbonato hanno reagito

Rimarranno dunque indecomposti, una volta raggiunto l'equilibrio, (80 - 46) = 34 grammi di carbonato di calcio.

Esempio 2

In un reattore vengono introdotte 1,25 moli di CO₂ in presenza di un eccesso di carbone. All'equilibrio si formarono 0,900 moli di CO secondo la reazione

CO₂(g) + C(s) D 2CO(g)

Sapendo che all'equilibrio la pressione della miscela gassosa è di 6,50 atm calcolare il valore della Kp ed il grado di decomposizione a della CO₂ all'equilibrio.

Poiché per ogni mole di CO₂ che reagisce se ne formano 2 di CO, se all'equilibrio sono presenti 0,990 mol di CO, devono essere scomparse 0,990/2 = 0,495 mol CO₂. Ovviamente le moli di diossido di carbonio presenti all'equilibrio si calcolano facendo la differenza tra le moli iniziali e quelle scomparse, quindi 1,25 - 0,495 = 0,755 mol

Calcoliamo le frazioni molari delle specie gassose all'equilibrio

Con i valori appena ricavati è possibile determinare la Kχ

Nota la K χ  e la pressione totale del sistema all'equilibrio, possiamo calcolare la Kp. La relazione che lega le due costanti è infatti

Il grado di decomposizione della CO₂ all'equilibrio si ottiene facendo il rapporto tra il numero di moli decomposte ed il numero di moli iniziali