Equilibrio Chimico e Legge di Azione di Massa

• L'equilibrio chimico si verifica quando una reazione non si completa totalmente e rimangono quantità apprezzabili di reagenti.
• Una reazione all'equilibrio è caratterizzata da ΔG=0.

Velocità di Reazione e Equilibrio

• La velocità della reazione diretta diminuisce nel tempo man mano che la concentrazione dei reagenti diminuisce.
• La velocità della reazione inversa aumenta nel tempo man mano che si formano i prodotti.
• L'equilibrio si raggiunge quando la velocità della reazione diretta e quella inversa si equivalgono.
• All'equilibrio, le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti rimangono costanti, anche se la reazione continua a procedere in entrambe le direzioni alla stessa velocità (equilibrio dinamico).
• Modificando una delle due velocità, l'altra si adatta per ristabilire una nuova situazione di equilibrio.

Legge di Azione di Massa

• La legge di azione di massa definisce la costante di equilibrio Kc per una reazione reversibile.
• La formula per Kc è: Kc = ([C]^c [D]^d) / ([A]^a [B]^b), dove A e B sono i reagenti, C e D sono i prodotti, e a, b, c, d sono i coefficienti stechiometrici.
• Gli equilibri chimici sono dinamici, con reazioni dirette e inverse che avvengono simultaneamente.
• I valori delle concentrazioni utilizzate nell'espressione di Kc sono quelle all'equilibrio.
• Una volta raggiunto l'equilibrio, la composizione del sistema non tende a modificarsi.

Equilibri Eterogenei

• Quando si calcola l'espressione di un equilibrio eterogeneo, si escludono liquidi puri e solidi.

Principio di Le Chatelier

• Il Principio di Le Chatelier descrive come un sistema all'equilibrio reagisce a cambiamenti nelle condizioni.
• Il sistema all'equilibrio tende a minimizzare l'effetto della sollecitazione.
• Aggiungendo un reagente, il sistema si sposta verso destra per minimizzare l'aggiunta.
• Aggiungendo un prodotto, il sistema si sposta verso sinistra per minimizzare l'aggiunta.
• Kc rimane invariato.

Applicazione del Principio di Le Chatelier alla Reazione Cis-2-Butene ⇌ Trans-2-Butene

• Aggiungendo cis-2-butene, il sistema si sposta verso destra per aumentare trans-2-butene.
• Aggiungendo trans-2-butene, il sistema si sposta verso sinistra per aumentare cis-2-butene.

Concentrazioni e Equilibrio

• Inizialmente, la concentrazione di cis diminuisce, mentre quella di trans aumenta.
• All'equilibrio, le concentrazioni di cis e trans diventano costanti.
• Eliminando metà della concentrazione di cis, l'equilibrio retrocede per ripristinare cis, diminuendo trans e aumentando cis.
• Un nuovo equilibrio si raggiunge con concentrazioni diverse, ma il rapporto tra esse rimane lo stesso.

Emoglobina e Ossigeno

• L'emoglobina (Hb) trasporta O2 legandosi a quattro atomi di Fe nei gruppi eme.
• La reazione è: Hb + 4 O2 ⇌ [Hb(O2)4].
• La costante di equilibrio è: K = [Hb(O2)4] / [Hb] [O2] alla quarta.
• Nel sangue venoso (pressione parziale O2 circa 30 mmHg), l'emoglobina è satura al 50% e rilascia ossigeno.
• Nel sangue arterioso (pressione parziale O2 circa 100 mmHg), l'emoglobina è satura quasi al 100%.

Ulteriori Considerazioni sull'Equilibrio

• Nei polmoni (alta quantità di O2), l'equilibrio si sposta verso la formazione di [Hb(O2)4] (il sangue si carica di O2).
• Nei tessuti (bassa quantità di O2), l'equilibrio si sposta verso la liberazione di O2.
• L'emoglobina fetale ha una maggiore affinità per l'ossigeno rispetto a quella materna.
• Il calore può influenzare l'equilibrio come reagente o prodotto.
• Reazione esotermica (produce calore): aumento della temperatura sfavorisce l'equilibrio.
• Reazione endotermica (assorbe calore): aumento della temperatura favorisce l'equilibrio.
• Ad alta temperatura, N2O4(g) ⇌ 2NO2 si sposta verso NO2 (rosso).
• A bassa temperatura, N2O4(g) ⇌ 2NO2 si sposta verso N2O4 (incolore).

Pressione e Equilibrio

• La pressione influenza l'equilibrio se sono presenti gas.
• Aumento di volume (aumento nel numero di moli): sfavorito da aumenti di pressione.
• Diminuzione di volume (diminuzione nel numero di moli): favorito da aumenti di pressione.

Influenza della Luce sull'Equilibrio

• Oltre al calore, anche la luce può influenzare un equilibrio
• Un esempio è nelle lenti fotocromatiche.
• In presenza di luce UV, l'equilibrio si sposta verso la formazione di particelle Ag (scure).
• In assenza di luce UV, l'equilibrio si sposta verso la riformazione di AgCl (chiaro).

Processo Haber-Bosch

• È un processo industriale per la sintesi dell'ammoniaca (NH3).
• Equazione di reazione: N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) ΔH° = -92,2 kJ mol*-1
• Il processo è esotermico, quindi favorito da basse temperature.
• Viene utilizzato un catalizzatore (ferro) per accelerare il raggiungimento dell'equilibrio.
• Per aumentare la resa, si aumenta la pressione totale perché la reazione diminuisce il numero di moli di gas.
• L'ammoniaca è usata per produrre fertilizzanti e HNO3 (usato negli esplosivi).

Esplora l'equilibrio chimico, dove le reazioni non si completano e ΔG=0. Scopri come le velocità delle reazioni diretta e inversa si influenzano a vicenda, portando a concentrazioni costanti. Approfondisci la legge di azione di massa e la costante di equilibrio Kc.