Equilibri eterogenei: concetto e esempi
Gli equilibri eterogenei differiscono dagli equilibri omogenei poiché coinvolgono reagenti e prodotti presenti in più fasi. Un esempio classico è la decomposizione del carbonato di calcio, dove il CaCO3(s) ⇄ CaO(s) + CO2(g). Se condotta in un sistema chiuso, questa reazione presenterà tre fasi all’equilibrio: carbonato di calcio solido, ossido di calcio solido e biossido di carbonio gassoso.
Espressione della costante di equilibrio
Nell’espressione della costante di equilibrio per la decomposizione del carbonato di calcio, vengono omesse le concentrazioni delle specie solide, e pertanto: Kc = [CO2]. Se si desidera esprimere la costante in termini di Kp, si avrà: Kp = pCO2. Le concentrazioni dei solidi e liquidi non vengono incluse nella costante di equilibrio, mentre vanno inserite le concentrazioni dei gas o le loro pressioni parziali, se la costante viene espressa in termini di Kp.
Variazione di equilibrio e esempi svolti
Nella decomposizione del carbonato di calcio, la concentrazione e la pressione di CO2 all’equilibrio sono costanti, indipendentemente dalla quantità iniziale di carbonato di calcio. Solo una variazione di temperatura può influenzare lo stato di equilibrio, in quanto le costanti di equilibrio sono valide solo a temperatura costante.
Alcuni esempi tipici di equilibri eterogenei includono la reazione tra Fe e H2O, la formazione di BaCO3(s) da BaO(s) e CO2(g), la formazione di CO da CO2 e C(s) e l’equilibrio di dissoluzione del fosfato di calcio. Ognuno di essi richiede un’adeguata espressione delle costanti di equilibrio, che differiscono in base alla natura delle specie coinvolte. Per esempio, per la reazione di formazione di Fe3O4(s) da Fe(s) e H2O(g), l’espressione della costante di equilibrio sarà Kc = [H2]4/[H2O]4.
La comprensione di questi concetti è fondamentale per lo studio della chimica fisica, in particolare nell’ambito della termodinamica chimica e delle reazioni in equilibrio.