Definizione di equilibrio omogeneo ed eterogeneo

Candela Rocio Barbisan | dic. 2021
Ingegnere chimico

Equilibri omogenei

In generale, gli equilibri acido-base sono omogenei, poiché si verificano in soluzioni acquose. Allo stesso modo, il grado di ionizzazione di ciascun acido o base darà origine al pH del soluzione e questo processo è governato dalla costante di acidità o basicità, nota rispettivamente come Ka e Kb.

Ecco un esempio di Bilancia chimica omogenea e la sua rispettiva costante di equilibrio:

Essendo:

Va ricordato che l'equilibrio chimico si verifica quando il velocità di reazione diretto uguale velocità reazione indiretta.

Equilibri eterogenei

In genere li attribuiamo a soluzioni o precipitazioni di composti ionici poiché la loro fase iniziale o finale risponde ad un solido che viene diluito o precipitato in soluzione acquosa. Da notare che, in questi casi, la costante che governa il processo è la costante di equilibrio Keq, tuttavia i solidi non entrano in gioco nei prodotti di questa costante.

Un chiaro esempio di equilibrio eterogeneo è la scomposizione ad alta temperatura di carbonato di calcio solido che forma ossido di calcio solido e anidride carbonica gassosa:

Essendo:

Equilibri eterogenei solido-liquido

Negli equilibri eterogenei in cui un solido precipita, la costante del prodotto di solubilità o Kps gioca un ruolo fondamentale, ed è esso, in questo caso, la costante di equilibrio che governa il processo, indicando quanto è solubile il solido nel solvente utilizzato, comunemente Acqua.

Cosa riguarda? In pratica, alla formazione di un prodotto insolubile o poco solubile da un composto ionico, quindi, in questi casi si hanno una serie di fattori Svolgono un ruolo importante.

In primo luogo, come in tutti gli equilibri, la temperatura, poiché l'aumento della temperatura porta ad un aumento della Energia cinetica dei cristalli che indebolisce le forze di adesione a causa delle vibrazioni provocate.

D'altra parte, la natura dei composti interagenti, poiché, come sappiamo, maggiore è la somiglianza nella polarità del solvente e del composto da sciogliere, migliore è il grado di solubilità. Ciò è spiegato poiché l'entità delle forze interagenti tra il solvente e il solido da dissolvere deve essere simile a quelle che il solido inizialmente possedeva.

Infine, l'entropia del sistema gioca un ruolo molto importante. La variazione di entropia spiega il grado di ordine di un sistema e, come è noto, l'Universo tende sempre al caos o al disordine. Quando avviene la dissoluzione, i legami del composto ionico si rompono aumentando il disordine, quindi il processo è ampiamente favorito.

Quindi quando un composto ionico si dissolve nel senso diretto della reazione di equilibrio e, precipitando, in senso opposto, la relazione che governa il processo è la costante del prodotto di solubilità citato.

In entrambi i tipi di equilibri possiamo evidenziare caratteristiche comuni: in primo luogo, la temperatura gioca un ruolo fondamentale, poiché controlla l'equilibrio. Al variare di tale variabile, per il Principio di Le Chatelier il sistema reagirà in modo da contrastare tale disturbo. Allo stesso modo, il valore della costante di equilibrio è unico per ogni reazione di equilibrio a una data temperatura e corrisponde a un quoziente di attività, quindi è indipendente dalla concentrazione o dalla pressione dei prodotti e reagenti. Per approfondire lo studio della variazione di Keq con la temperatura, è necessario approfondire il Equazione di Van't Hoff.

In secondo luogo, lo stato di equilibrio non deve variare nel tempo e quando parliamo di stato di equilibrio ci riferiamo a un processo che avviene in un sistema chiuso.

D'altra parte, in tutti i casi, il espressione delle costanti di equilibrio, qualunque sia il processo svolto, mantiene la sua forma essendo: concentrazione di prodotti elevato ai rispettivi coefficienti stechiometrici rispetto alla concentrazione del reagente elevato ai rispettivi coefficienti stechiometrico. Va notato che la maggior parte di queste costanti sono state tabulate a 25ºC.

Bibliografia

Note della cattedra, Chimica generale I, UNMdP, Facoltà di Ingegneria, 2019.