Equilibrio chimico: definizione, costante K e significato

Perché l’equilibrio chimico è dinamico

Immaginiamo una reazione reversibile rappresentata in forma generale come: A + B ⇌ C + D. All’inizio sono presenti soprattutto i reagenti A e B. La reazione diretta porta quindi alla formazione di C e D.
Con l’aumentare della quantità dei prodotti, però, diventa possibile anche il processo inverso: C e D possono reagire tra loro ricostituendo A e B.

La velocità della reazione diretta tende progressivamente a diminuire, mentre quella della reazione inversa aumenta. A un certo punto le due velocità diventano uguali.
È questo il momento in cui il sistema raggiunge l’equilibrio chimico.
Da quel momento:

• i reagenti continuano a trasformarsi in prodotti;
• i prodotti continuano a trasformarsi in reagenti;
• le due trasformazioni avvengono alla stessa velocità;
• le concentrazioni delle specie presenti rimangono costanti nel tempo.

L’equilibrio è quindi definito dinamico proprio perché le trasformazioni molecolari continuano ad avvenire.

Reazioni reversibili ed equilibrio chimico

L’equilibrio chimico è strettamente collegato al concetto di reazione reversibile. Una reazione reversibile può procedere in entrambe le direzioni: reagenti ⇌ prodotti.
La doppia freccia distingue queste reazioni da quelle rappresentate come processi essenzialmente irreversibili. È però importante non trasformare lo studio dell’equilibrio in uno studio generale delle reazioni chimiche.

Per comprendere K è sufficiente ricordare che l’equazione deve essere correttamente bilanciata, perché i coefficienti stechiometrici entrano direttamente nell’espressione della costante di equilibrio.
Per ripassare questo passaggio è possibile consultare la guida sul bilanciamento delle reazioni chimiche. La pagina distingue anche le reazioni irreversibili da quelle che possono raggiungere una condizione di equilibrio.

Costante di equilibrio: che cos’è K

La costante di equilibrio, indicata generalmente con K, permette di descrivere quantitativamente la composizione di un sistema all’equilibrio.
Consideriamo la reazione generale: aA + bB ⇌ cC + dD.

• A e B sono i reagenti
• C e D sono i prodotti
• a, b, c e d sono i rispettivi coefficienti stechiometrici

Se consideriamo le concentrazioni, l’espressione semplificata della costante è: Kc = ([C]^c × [D]^d) / ([A]^a × [B]^b). Le concentrazioni devono essere quelle presenti quando il sistema ha raggiunto l’equilibrio.
I coefficienti dell’equazione chimica diventano quindi gli esponenti delle rispettive concentrazioni.
La costante non è semplicemente il rapporto tra due specie presenti nella reazione, ma dipende dall’intera equazione chimica bilanciata.

Un esempio: equilibrio tra idrogeno, iodio e ioduro di idrogeno

Consideriamo: H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2HI(g). L’espressione di Kc è Kc = [HI]² / ([H₂] × [I₂]). Il coefficiente 2 davanti a HI determina quindi l’esponente 2 nella formula.

Questo esempio permette di cogliere una regola generale molto utile negli esercizi:

prima si bilancia correttamente la reazione, poi si costruisce l’espressione della costante di equilibrio.

Cosa significa una costante K maggiore o minore di 1

Il valore della costante permette anche di capire dove si trova prevalentemente l’equilibrio.

K molto maggiore di 1
All’equilibrio sono favoriti i prodotti: il numeratore dell’espressione di K prevale sul denominatore.

K molto minore di 1
All’equilibrio prevalgono invece i reagenti.

K dell’ordine di 1
Reagenti e prodotti possono essere presenti entrambi in quantità apprezzabili. Questa interpretazione deve però essere usata correttamente.
Un valore elevato di K non significa che la reazione sia veloce.

La costante di equilibrio descrive la posizione dell’equilibrio, mentre la velocità con cui il sistema lo raggiunge appartiene alla cinetica chimica. Sono due informazioni differenti.

Concentrazioni all’equilibrio: devono essere uguali?

No.
È uno degli errori più comuni quando si studia questo argomento in chimica. All’equilibrio sono uguali: la velocità della reazione diretta e quella della reazione inversa.
Non devono invece essere uguali: le concentrazioni di reagenti e prodotti.

Una sostanza può essere presente in quantità molto maggiore rispetto a un’altra e il sistema può comunque trovarsi perfettamente all’equilibrio.
La caratteristica importante è che, una volta raggiunta questa condizione, le concentrazioni non variano più nel tempo a livello macroscopico, finché le condizioni del sistema non vengono modificate.

Kc e Kp: qual è la differenza

La costante di equilibrio può essere espressa in modi differenti a seconda delle grandezze utilizzate.

Kc esprime l’equilibrio attraverso le concentrazioni delle specie coinvolte.
Kp viene utilizzata per gli equilibri che coinvolgono sostanze allo stato gassoso e considera le loro pressioni parziali.

Per una generica reazione gassosa: aA(g) + bB(g) ⇌ cC(g) + dD(g).

Kp viene costruita con la stessa logica di Kc, ma sostituendo alle concentrazioni le pressioni parziali delle specie gassose.
Kc e Kp non sono quindi due concetti di equilibrio differenti: sono due modi di esprimere quantitativamente la stessa condizione, utilizzando grandezze diverse.

La legge di azione di massa

La relazione utilizzata per definire la costante di equilibrio deriva dalla legge di azione di massa.
Per una reazione all’equilibrio, a una determinata temperatura, il rapporto costruito tra le grandezze associate ai prodotti e quelle associate ai reagenti assume un valore caratteristico.

In un corso introduttivo viene normalmente rappresentato attraverso concentrazioni e pressioni. In una trattazione termodinamica più rigorosa, invece, la costante viene definita attraverso le attività delle specie chimiche.

Per lo studio della chimica generale è comunque fondamentale comprendere soprattutto la logica dell’espressione: prodotti al numeratore, reagenti al denominatore, ciascuna specie elevata al proprio coefficiente stechiometrico.

Equilibrio omogeneo ed equilibrio eterogeneo

Non tutti gli equilibri coinvolgono sostanze presenti nella stessa fase. Si distingue quindi tra:

• equilibrio omogeneo
  quando tutte le specie coinvolte appartengono alla stessa fase, per esempio sono tutte gassose oppure tutte presenti nella stessa soluzione;
• equilibrio eterogeneo
  quando reagenti e prodotti appartengono a fasi differenti, per esempio solidi e gas oppure solidi e soluzioni.

Questa distinzione ha conseguenze anche sull’espressione della costante. Negli equilibri eterogenei, solidi puri e liquidi puri non vengono normalmente inseriti nell’espressione della costante, perché la loro attività viene considerata costante.
Il programma ministeriale di chimica comprende espressamente sia equilibrio omogeneo sia equilibrio eterogeneo tra i concetti da conoscere.

Quoziente di reazione Q: che cos’è

La costante K descrive una situazione già all’equilibrio. Ma come possiamo stabilire se un sistema che non è ancora all’equilibrio tenderà a formare più prodotti oppure più reagenti?

Serve il quoziente di reazione Q.
La sua espressione matematica è costruita nello stesso modo di quella di K, ma utilizza le concentrazioni o le pressioni presenti in un determinato momento, senza richiedere che il sistema sia già all’equilibrio.
Il confronto tra Q e K permette quindi di prevedere la direzione verso cui il sistema deve evolvere.

Q < K
La quantità relativa di prodotti è inferiore a quella richiesta dall’equilibrio: il sistema tende a procedere verso la formazione di prodotti.

Q > K
Sono presenti relativamente troppi prodotti: il sistema tende verso i reagenti.

Q = K
Il sistema si trova all’equilibrio.

Questa relazione può essere sintetizzata così:

K e Q hanno quindi funzioni differenti: K descrive dove si trova l’equilibrio; Q permette di capire dove si trova il sistema rispetto all’equilibrio.

Posizione dell’equilibrio: che cosa significa

Dire che un equilibrio è “spostato verso destra” significa generalmente che, all’equilibrio, sono relativamente favoriti i prodotti. Dire che è “spostato verso sinistra” significa invece che sono relativamente favoriti i reagenti.
Queste espressioni non indicano uno spostamento fisico delle molecole.

Sono semplicemente un modo convenzionale per riferirsi ai due membri dell’equazione chimica: reagenti ⇌ prodotti.
sinistra → reagenti
destra → prodotti

Il valore di K consente di descrivere proprio questa posizione.

Da cosa può cambiare la posizione dell’equilibrio

Una volta raggiunto l’equilibrio, una modifica delle condizioni del sistema può determinare una nuova composizione di equilibrio. Possono assumere rilievo, a seconda del tipo di reazione:

• variazioni delle concentrazioni;
• variazioni di pressione o volume nei sistemi gassosi;
• variazioni della temperatura.

Il modo in cui un sistema reagisce a queste perturbazioni viene studiato attraverso il principio di Le Chatelier. Questi effetti sono approfonditi nella pagina UniD Formazione dedicata al principio di Le Chatelier e all’equilibrio chimico.

Qui è sufficiente ricordare una distinzione fondamentale:

concentrazione e pressione possono modificare la composizione del sistema e quindi la posizione dell’equilibrio, mentre la temperatura può modificare anche il valore della costante K.

Non è invece corretto affermare, come faceva la precedente versione di questo articolo, che aumentando la temperatura K aumenti necessariamente: il risultato dipende dalla natura della reazione.

Il catalizzatore modifica l’equilibrio chimico?

No. Un catalizzatore può permettere al sistema di raggiungere più rapidamente la condizione di equilibrio, perché interviene sulla velocità dei processi chimici.
Non modifica però:

• il valore della costante di equilibrio;
• la composizione finale di equilibrio;
• la posizione dell’equilibrio.

Accelera sia il processo diretto sia quello inverso e consente semplicemente di raggiungere più velocemente la stessa condizione finale. Anche questo aiuta a distinguere due aspetti diversi della chimica:

cinetica → quanto rapidamente avviene il processo;
equilibrio → quale composizione assume il sistema quando le velocità diretta e inversa si eguagliano.

Un esempio pratico: la sintesi dell’ammoniaca

Uno degli esempi più conosciuti di equilibrio chimico è la sintesi dell’ammoniaca: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g).
Azoto e idrogeno possono reagire formando ammoniaca, ma l’ammoniaca può a sua volta decomporsi ricostituendo i reagenti. Quando il sistema raggiunge l’equilibrio, le due trasformazioni continuano ad avvenire alla stessa velocità.

La relativa costante può essere espressa come: Kc = [NH₃]² / ([N₂] × [H₂]³). L’esempio è particolarmente utile perché permette di osservare contemporaneamente:

• una reazione reversibile;
• l’utilizzo dei coefficienti stechiometrici;
• la costruzione dell’espressione di K;
• la presenza di un equilibrio tra reagenti e prodotti.

Il modo in cui pressione, temperatura e variazioni di concentrazione incidono su questo sistema appartiene invece all’applicazione del principio di Le Chatelier.

Perché l’equilibrio chimico è importante nella pratica

L’equilibrio chimico non è soltanto un concetto teorico utilizzato negli esercizi. Comprendere la posizione di un equilibrio permette di valutare quanta parte dei reagenti possa trasformarsi nei prodotti desiderati e quali condizioni siano compatibili con una determinata composizione.

Il principio trova applicazione, per esempio:

• nei processi industriali;
• nella produzione di sostanze chimiche;
• nella chimica farmaceutica;
• nei processi biologici;
• nella chimica ambientale;
• nello studio delle soluzioni e dei sistemi complessi.

L’obiettivo dello studio non è quindi soltanto imparare la formula di K, ma capire che cosa essa descrive.

Gli errori più frequenti sull’equilibrio chimico

Alcune formulazioni possono sembrare intuitive ma portano facilmente a errori.

“All’equilibrio la reazione si ferma”
Falso. La reazione diretta e quella inversa continuano, ma alla stessa velocità.

“All’equilibrio reagenti e prodotti hanno la stessa concentrazione”
Falso. Le concentrazioni rimangono costanti, ma possono essere molto diverse tra loro.

“Se K è grande la reazione è veloce”
Falso. K riguarda la posizione dell’equilibrio, non la velocità con cui viene raggiunto.

“Aumentando la temperatura K aumenta sempre”
Falso. L’effetto della temperatura dipende dalle caratteristiche termodinamiche della reazione.

“Un catalizzatore sposta l’equilibrio verso i prodotti”
Falso. Permette di raggiungere più rapidamente l’equilibrio, ma non ne modifica la posizione.

“Q e K indicano la stessa cosa”
Non esattamente. K è caratteristico dell’equilibrio a una determinata temperatura; Q descrive invece la composizione del sistema in un momento qualsiasi.

Domande frequenti sull’equilibrio chimico

Che cos’è l’equilibrio chimico?
È la condizione dinamica nella quale la velocità della reazione diretta e quella della reazione inversa sono uguali e, di conseguenza, le concentrazioni macroscopiche delle specie rimangono costanti.

Perché si parla di equilibrio dinamico?
Perché le trasformazioni chimiche continuano in entrambe le direzioni anche dopo il raggiungimento dell’equilibrio.

Le concentrazioni sono uguali all’equilibrio?
No. Rimangono costanti nel tempo, ma non devono essere uguali tra loro.

Che cosa indica la costante K?
Descrive quantitativamente la posizione dell’equilibrio a una determinata temperatura.

Che cosa significa K maggiore di 1?
In termini generali indica un equilibrio relativamente favorevole ai prodotti. Quanto più K è grande rispetto a 1, tanto maggiore è la prevalenza dei prodotti nella composizione di equilibrio.

Che cosa significa K minore di 1?
Indica che l’equilibrio favorisce relativamente i reagenti.

Qual è la differenza tra Kc e Kp?
Kc viene espressa attraverso le concentrazioni; Kp attraverso le pressioni parziali delle specie gassose.

Che differenza c’è tra Q e K?
Q può essere calcolato in qualsiasi momento. Quando Q è uguale a K, il sistema ha raggiunto l’equilibrio.

Il catalizzatore modifica K?
No. Modifica la velocità con cui si raggiunge l’equilibrio, non il valore della costante.

Da cosa dipende il valore di K?
Per una determinata reazione, il valore della costante di equilibrio dipende dalla temperatura.

Pressione e concentrazione cambiano sempre K?
No. Possono modificare la composizione e la posizione dell’equilibrio, ma non il valore della costante a temperatura invariata.

Equilibrio chimico: cosa ricordare per studiarlo

Per comprendere l’equilibrio chimico non è sufficiente memorizzare una formula.
I concetti fondamentali sono collegati tra loro: reazione reversibile → equilibrio dinamico → velocità diretta uguale a velocità inversa → concentrazioni costanti → costante K.
La costante di equilibrio permette quindi di descrivere quantitativamente la posizione raggiunta dal sistema.

Il quoziente Q consente invece di stabilire se una miscela si trova già all’equilibrio oppure deve ancora evolvere verso i prodotti o verso i reagenti. Bisogna inoltre ricordare alcune distinzioni fondamentali:

• equilibrio non significa reazione ferma;
• concentrazioni costanti non significa concentrazioni uguali;
• K non misura la velocità della reazione;
• il catalizzatore non sposta l’equilibrio;
• la temperatura è il parametro che può modificare il valore di K.

Quando invece si vuole capire come un sistema già all’equilibrio reagisca a una variazione esterna, il passaggio successivo è lo studio del principio di Le Chatelier.