Approfondimento sulla Costante di Equilibrio Kp
La costante di equilibrio Kp è definita per gli equilibri omogenei in fase gassosa, rappresentando le pressioni parziali dei reagenti e dei prodotti al punto di equilibrio. Essa si distingue dalla Kc, che indica le concentrazioni anziché le pressioni parziali. Le basi per queste costanti derivano dalla legge di azione di massa, proposta da Cato M. Guldberg e Peter Waage.
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Calcolo della Costante Kp
La Kp si ottiene moltiplicando le pressioni parziali dei prodotti al proprio coefficiente stechiometrico e dividendole per il prodotto delle pressioni parziali dei reagenti elevati ai rispettivi coefficienti stechiometrici.
Nel caso di un equilibrio del tipo A(g) + B(g) ⇄ C(g) + D(g), con coefficienti stechiometrici a, b, c e d, la formula per Kp diventa (pC)^C(pD)^d / (pA)^a(pB)^b.
Applicazioni della Kp per equilibri eterogenei
La Kp non si applica solo agli equilibri omogenei, ma anche a quelli eterogenei con una fase solida. Ad esempio, nella decomposizione termica del carbonato di calcio CaCO3(s) ⇄ CaO(s) + CO2(g), la Kp considera solo la pressione parziale del CO2.
Analogamente, per la decomposizione dell’idrosolfuro di ammonio NH4SH(s) ⇄ NH3(g) + H2S(g), la Kp omette il termine relativo al solido e considera solo le pressioni parziali dei gas NH3 e H2S.
Relazione tra Kp e Kc
Esiste una relazione tra le costanti Kp e Kc, data da Kp = Kc(RT)^Δn, dove Δn è la differenza tra la somma dei coefficienti stechiometrici dei prodotti e dei reagenti.
L’equazione di stato dei gas pV = nRT può essere utilizzata per determinare le concentrazioni in Kc. Effettuando le dovute sostituzioni, si ottiene la relazione sopra menzionata.
Questi concetti sono fondamentali per comprendere e risolvere problemi legati agli equilibri chimici. La determinazione precisa delle costanti di equilibrio è essenziale per predire il comportamento delle reazioni chimiche in condizioni specifiche.
Equilibrio chimico: differenze tra Kp e Kc
Nell’ambito della chimica, quando si tratta di equilibrio chimico, è fondamentale comprendere le differenze tra le costanti di equilibrio Kp e Kc. Partendo dalla relazione fondamentale tra le due costanti, Δn= (c+d) – (a+b), possiamo stabilire le connessioni che le legano.
Relazione tra Kp e Kc
Considerando la reazione A(g) + bB(g) ⇄ cC(g) + dD(g), è possibile affermare che Δn= (c+d) – (a+b). Da questa relazione, emerge che Kp= Kc(RT)Δn. Questo rapporto viene ulteriormente chiarito considerando il caso in cui Δn=0, come ad esempio nella reazione H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g) in cui Δn = 2 – (1+1) = 0. Dato che (RT)Δn = (RT)^0 = 1, si ottiene Kp=Kc.
Unità di misura della Kp
Analogamente alla costante di equilibrio Kc, l’unità di misura della Kp dipende dalla specifica reazione. Per reazioni con Δn = 0, come nel caso di H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g), la Kp è adimensionale. Ad esempio, per la reazione 2NO2(g) ⇄ N2O4(g), l’unità di misura di Kp è (p)/(p)^2 = p^-1.
In altre situazioni, come nell’equilibrio N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g), in cui Kp= (pNH3)^2/[(pN2)(pH2)^3], l’unità di misura è p^-2. Infine, va notato che la pressione può essere espressa in diverse unità come atmosfere, Pascal, kPa, mm Hg o Torr, a seconda delle necessità sperimentali.
