Calcoli di Keq e verso della reazione | Chimica HSC

Un matraccio sigillato contiene idrogeno, iodio e ioduro di idrogeno. A questa temperatura, la costante di equilibrio è \(K_c=49\). In un determinato istante, le concentrazioni sono:

• \([\ce{H2}]=0.20\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\)
• \([\ce{I2}]=0.20\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\)
• \([\ce{HI}]=1.0\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\)

La concentrazione dello ioduro di idrogeno è maggiore di quella di ciascuno dei due reagenti. Prevederesti che lo ioduro di idrogeno si decomponga formando altro idrogeno e iodio?

In realtà, la reazione procede nel verso diretto, producendo altro ioduro di idrogeno.

Il motivo è che l’equilibrio dipende da uno specifico rapporto tra le concentrazioni, non da quale sostanza presenta la concentrazione più elevata. In questa reazione, la concentrazione dello ioduro di idrogeno è elevata al quadrato:

\[ \frac{[\ce{HI}]^2}{[\ce{H2}][\ce{I2}]} = \frac{(1.0)^2}{(0.20)(0.20)} =25 \]

Il rapporto attuale è 25, ma deve raggiungere 49 affinché la miscela si trovi all’equilibrio. La reazione diretta aumenta questo rapporto, portando il sistema verso l’equilibrio.

Questa è l’idea fondamentale alla base del calcolo di \(K_{eq}\) e della previsione del verso di una reazione. Devi sapere quale rapporto richiede la reazione, calcolare il rapporto presente in quel momento e confrontare i due valori.

01Che cosa misura realmente la costante di equilibrio?

Immagina di preparare una bevanda con uno sciroppo concentrato. Una ricetta potrebbe richiedere una parte di sciroppo e quattro parti d’acqua. Sapere semplicemente che c’è più acqua che sciroppo non permette di stabilire se la bevanda abbia la concentrazione corretta. Devi confrontare il rapporto con quello indicato dalla ricetta.

Una costante di equilibrio funziona in modo simile. Descrive lo specifico rapporto tra le concentrazioni dei prodotti e dei reagenti che si stabilisce quando una reazione raggiunge l’equilibrio.

Per una reazione reversibile generica:

\[ aA+bB\rightleftharpoons cC+dD \]

l’espressione della costante di equilibrio è:

\[ K_c=\frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b} \]

Ogni simbolo ha un significato specifico:

• \(K_c\) è la costante di equilibrio calcolata utilizzando le concentrazioni.
• Le parentesi quadre indicano le concentrazioni all’equilibrio, misurate in \(\mathrm{mol\,L^{-1}}\).
• \(a,b,c,d\) sono i coefficienti dell’equazione chimica bilanciata.
• I prodotti compaiono al numeratore.
• I reagenti compaiono al denominatore.

Il dettaglio fondamentale è che sono i coefficienti dell’equazione bilanciata a determinare gli esponenti nell’espressione.

Un coefficiente pari a 2 significa che la concentrazione viene elevata al quadrato. Un coefficiente pari a 3 significa che viene elevata al cubo.

Per esempio, consideriamo:

\[ \ce{2SO2(g) + O2(g) <=> 2SO3(g)} \]

La sua espressione della costante di equilibrio è:

\[ K_c=\frac{[\ce{SO3}]^2} {[\ce{SO2}]^2[\ce{O2}]} \]

Nota che il coefficiente 2 di \(\ce{SO2}\) e \(\ce{SO3}\) diventa un esponente. Non devi moltiplicare le rispettive concentrazioni per 2.

Ci sono altre due regole importanti da ricordare:

• I solidi puri e i liquidi puri sono esclusi dalle espressioni di equilibrio. Le loro concentrazioni sono, di fatto, costanti.
• Nell’espressione di \(K_c\) si possono sostituire soltanto le concentrazioni all’equilibrio. Se ti vengono fornite le concentrazioni iniziali, devi prima calcolare quelle all’equilibrio.

Nei calcoli HSC, utilizza concentrazioni espresse in \(\mathrm{mol\,L^{-1}}\). La costante di equilibrio viene normalmente riportata come valore numerico, senza un’unità di misura universale e fissa.

Se non hai ancora molta familiarità con la scrittura delle espressioni a partire dalle equazioni bilanciate, ripassa Le espressioni di equilibrio per le reazioni omogenee.

02Calcolare Keq a partire dalle concentrazioni all’equilibrio

Quando una domanda fornisce le concentrazioni di tutte le sostanze all’equilibrio, calcolare \(K_{eq}\) è relativamente semplice.

Devi:

1. Scrivere l’equazione chimica bilanciata.
2. Costruire l’espressione della costante di equilibrio.
3. Sostituire le concentrazioni all’equilibrio.
4. Calcolare il valore numerico.

03Determinare una concentrazione di equilibrio incognita utilizzando una tabella ICE

A volte una domanda fornisce le concentrazioni iniziali e il valore di \(K_{eq}\), ma chiede di calcolare la concentrazione di una sostanza all’equilibrio.

Non puoi sostituire direttamente le concentrazioni iniziali nell’espressione della costante di equilibrio.

Devi invece determinare come cambiano le concentrazioni durante lo svolgimento della reazione.

È qui che una tabella ICE diventa utile.

ICE indica:

• I – Iniziale: le concentrazioni iniziali.
• C – Cambiamento: come varia ciascuna concentrazione durante lo svolgimento della reazione.
• E – Equilibrio: le concentrazioni finali una volta raggiunto l’equilibrio.

Il punto fondamentale è utilizzare i coefficienti dell’equazione bilanciata quando si scrive la riga delle variazioni.

Per esempio:

\[ \ce{H2(g) + I2(g) <=> 2HI(g)} \]

Per ogni mole di idrogeno consumata, viene consumata una mole di iodio e vengono prodotte 2 moli di ioduro di idrogeno.

Pertanto, se la concentrazione dell’idrogeno diminuisce di \(x\), anche quella dello iodio diminuisce di \(x\), mentre quella dello ioduro di idrogeno aumenta di \(2x\).

04Prevedere il verso della reazione utilizzando Q e Keq

Consideriamo ora un tipo diverso di domanda.

Ti vengono forniti la costante di equilibrio e le concentrazioni attuali di una miscela di reazione. Devi stabilire se la reazione procederà nel verso diretto oppure in quello inverso.

È qui che entra in gioco il quoziente di reazione, \(Q_c\).

Il quoziente di reazione utilizza esattamente la stessa espressione di \(K_c\), ma esiste una differenza importante:

• \(K_c\) utilizza le concentrazioni all’equilibrio.
• \(Q_c\) utilizza le concentrazioni presenti nell’istante considerato, indipendentemente dal fatto che il sistema sia o meno all’equilibrio.

Per una reazione generica:

\[ aA+bB\rightleftharpoons cC+dD \]

il quoziente di reazione è:

\[ Q_c=\frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b} \]

Una volta calcolato \(Q_c\), confrontalo con \(K_c\).

Esistono tre possibili risultati.

Il ragionamento è semplice.

Se \(Q_c\) è minore di \(K_c\), la miscela attuale presenta un rapporto prodotti/reagenti inferiore a quello richiesto dalla miscela all’equilibrio. La reazione diretta aumenta questo rapporto.

Se \(Q_c\) è maggiore di \(K_c\), la miscela presenta un rapporto superiore a quello richiesto. La reazione inversa lo diminuisce.

Se i due valori sono uguali, il sistema si trova già all’equilibrio.

05Che cosa accade a Keq quando cambiano le concentrazioni o il volume?

Questa è un’altra fonte comune di confusione nelle domande HSC.

Supponiamo che un sistema si trovi inizialmente all’equilibrio. Aggiungi altro reagente, rimuovi parte di un prodotto oppure modifichi il volume di una miscela gassosa.

Le concentrazioni cambiano e, di conseguenza, cambia il quoziente di reazione.

Tuttavia, se la temperatura rimane costante, la costante di equilibrio non cambia.

Questo ti fornisce un metodo affidabile:

1. Determina le nuove concentrazioni immediatamente dopo la perturbazione.
2. Sostituisci queste concentrazioni nell’espressione del quoziente di reazione.
3. Confronta il nuovo valore di \(Q_c\) con il valore invariato di \(K_c\).
4. Prevedi il verso netto della reazione.

Per esempio, comprimere una miscela gassosa all’equilibrio fino a dimezzarne il volume raddoppia la concentrazione di ogni gas, supponendo che durante la compressione non avvenga alcuna reazione.

Tuttavia, questo non significa necessariamente che \(Q_c\) rimanga invariato.

Perché? Perché le concentrazioni compaiono con esponenti diversi al numeratore e al denominatore.

Per la reazione \(\ce{2NO2(g) <=> N2O4(g)}\):

\[ Q_c=\frac{[\ce{N2O4}]}{[\ce{NO2}]^2} \]

Raddoppiare entrambe le concentrazioni significa raddoppiare il numeratore, ma quadruplicare il denominatore. Pertanto, il quoziente di reazione diventa la metà del suo valore originale.

Per questo motivo, calcolare \(Q_c\) è spesso più affidabile che cercare di prevedere uno spostamento dell’equilibrio basandosi soltanto su una semplice regola verbale.

06Errori comuni nei calcoli di Keq

07Domande e soluzioni

Le seguenti domande passano dai calcoli di equilibrio più semplici a problemi più complessi che combinano tabelle ICE, quozienti di reazione e modifiche di un sistema all’equilibrio.

Domanda 1

Considera il seguente equilibrio:

\[ \ce{PCl5(g) <=> PCl3(g) + Cl2(g)} \]

A una determinata temperatura, le concentrazioni all’equilibrio sono:

• \([\ce{PCl5}]=0.40\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\)
• \([\ce{PCl3}]=0.20\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\)
• \([\ce{Cl2}]=0.20\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\)

Calcola \(K_{eq}\) e indica quale lato della reazione è favorito all’equilibrio.

Soluzione 1

\(K_{eq}=0.10\), quindi all’equilibrio è favorito il lato dei reagenti.

Inizia scrivendo l’espressione della costante di equilibrio:

\[ K_c=\frac{[\ce{PCl3}][\ce{Cl2}]} {[\ce{PCl5}]} \]

Sostituisci le concentrazioni all’equilibrio:

\[ K_c=\frac{(0.20)(0.20)}{0.40} \]

\[ K_c=\frac{0.040}{0.40} \]

\[ \boxed{K_c=0.10} \]

Poiché la costante di equilibrio è minore di 1, l’equilibrio favorisce i reagenti.

Questo non significa che non siano presenti tricloruro di fosforo o cloro. Significa che la posizione dell’equilibrio favorisce il lato dei reagenti.

Domanda 2

Considera il seguente equilibrio:

\[ \ce{CO(g) + Cl2(g) <=> COCl2(g)} \]

A una temperatura costante, \(K_c=5.0\).

Un recipiente di reazione contiene inizialmente:

• \([\ce{CO}]=0.60\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\)
• \([\ce{Cl2}]=0.40\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\)
• \([\ce{COCl2}]=0.20\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\)

Calcola la concentrazione all’equilibrio di ciascuna sostanza.

Soluzione 2

Le concentrazioni all’equilibrio sono \(0.40\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\) per il CO, \(0.20\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\) per il Cl2 e \(0.40\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\) per il COCl2.

Per prima cosa, determina il quoziente di reazione iniziale:

\[ Q_c=\frac{0.20}{(0.60)(0.40)} \]

\[ Q_c=0.833 \]

Poiché \(Q_c<K_c\), la reazione procede nel verso diretto.

Indichiamo con \(x\) la concentrazione di CO e Cl2 consumata.

Costruisci la tabella ICE:

Sostituisci le concentrazioni all’equilibrio nell’espressione:

\[ 5.0=\frac{0.20+x} {(0.60-x)(0.40-x)} \]

Sviluppa il denominatore:

\[ 5.0=\frac{0.20+x} {0.24-x+x^2} \]

Riordinando:

\[ 0.20+x=1.20-5x+5x^2 \]

\[ 5x^2-6x+1=0 \]

Scomponi in fattori:

\[ (5x-1)(x-1)=0 \]

Pertanto:

\[ x=0.20\quad\text{oppure}\quad x=1.00 \]

La seconda soluzione è fisicamente impossibile perché produrrebbe concentrazioni negative di CO e Cl2.

Pertanto:

\[ x=0.20 \]

Sostituisci questo valore nella riga dell’equilibrio:

\[ [\ce{CO}]=0.60-0.20=0.40\ \mathrm{M} \]

\[ [\ce{Cl2}]=0.40-0.20=0.20\ \mathrm{M} \]

\[ [\ce{COCl2}]=0.20+0.20=0.40\ \mathrm{M} \]

Verifica la costante di equilibrio:

\[ K_c=\frac{0.40}{(0.40)(0.20)} =5.0 \]

Le concentrazioni calcolate soddisfano la costante di equilibrio fornita.

Domanda 3

Considera il processo Haber:

\[ \ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)} \]

A \(450^\circ\mathrm{C}\), la costante di equilibrio è \(K_c=8.0\).

Una miscela di reazione contiene attualmente:

• \([\ce{N2}]=0.25\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\)
• \([\ce{H2}]=0.50\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\)
• \([\ce{NH3}]=0.40\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\)

Calcola \(Q_c\) e determina il verso netto della reazione.

Spiega perché confrontare direttamente la concentrazione dell’ammoniaca con quella dell’azoto porterebbe a una previsione inaffidabile.

Soluzione 3

La reazione procede nel verso diretto, producendo altra ammoniaca.

Per prima cosa, scrivi l’espressione del quoziente di reazione:

\[ Q_c=\frac{[\ce{NH3}]^2} {[\ce{N2}][\ce{H2}]^3} \]

Sostituisci le concentrazioni attuali:

\[ Q_c=\frac{(0.40)^2} {(0.25)(0.50)^3} \]

Calcola:

\[ Q_c=\frac{0.160}{(0.25)(0.125)} \]

\[ Q_c=\frac{0.160}{0.03125} \]

\[ Q_c=5.12 \]

Confronta questo valore con la costante di equilibrio:

\[ 5.12<8.0 \]

Pertanto:

\[ \boxed{Q_c<K_c} \]

La reazione netta procede nel verso diretto, formando altra ammoniaca.

L’errore più facile da commettere consiste nel notare che la concentrazione dell’ammoniaca è maggiore di quella dell’azoto e supporre che il sistema contenga una quantità eccessiva di prodotto.

Tuttavia, l’espressione della costante di equilibrio comprende anche la concentrazione dell’idrogeno elevata alla terza potenza. Tutte e tre le concentrazioni contribuiscono al rapporto.

Il sistema deve essere valutato utilizzando l’espressione completa, non confrontando soltanto due concentrazioni individuali.

Domanda 4

Considera il seguente equilibrio:

\[ \ce{2NO2(g) <=> N2O4(g)} \]

A una temperatura costante, un recipiente di reazione si trova inizialmente all’equilibrio con:

• \([\ce{NO2}]=0.40\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\)
• \([\ce{N2O4}]=0.16\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\)

Il volume del recipiente viene improvvisamente ridotto alla metà del valore iniziale, prima che la reazione abbia il tempo di rispondere.

Determina il nuovo quoziente di reazione e prevedi il verso in cui procederà la reazione.

Spiega perché la compressione modifica il quoziente di reazione anche se la concentrazione di ogni gas raddoppia.

Soluzione 4

La reazione si sposta nel verso diretto, producendo altro \(\ce{N2O4}\).

Per prima cosa, calcola la costante di equilibrio originale:

\[ K_c=\frac{[\ce{N2O4}]}{[\ce{NO2}]^2} \]

\[ K_c=\frac{0.16}{(0.40)^2} \]

\[ K_c=\frac{0.16}{0.16}=1.0 \]

La temperatura rimane costante, quindi \(K_c\) resta pari a 1.0.

Quando il volume viene dimezzato, la concentrazione di ciascun gas raddoppia immediatamente.

Pertanto:

\[ [\ce{NO2}]=0.80\ \mathrm{M} \]

\[ [\ce{N2O4}]=0.32\ \mathrm{M} \]

Calcola il nuovo quoziente di reazione:

\[ Q_c=\frac{0.32}{(0.80)^2} \]

\[ Q_c=\frac{0.32}{0.64} \]

\[ Q_c=0.50 \]

Confronta i valori:

\[ Q_c=0.50<K_c=1.0 \]

Pertanto, la reazione procede nel verso diretto.

Il dettaglio importante è che raddoppiare tutte le concentrazioni non significa necessariamente lasciare invariato il quoziente di reazione.

Il numeratore raddoppia perché \([\ce{N2O4}]\) ha coefficiente 1.

Il denominatore, invece, aumenta di un fattore 4 perché \([\ce{NO2}]\) è elevato al quadrato.

Di conseguenza, \(Q_c\) diminuisce fino a raggiungere la metà del suo valore originale.

La reazione diretta consuma due molecole di diossido di azoto per produrre una molecola di tetrossido di diazoto. Questo è anche coerente con la previsione secondo cui la compressione favorisce il lato che contiene un numero minore di particelle gassose.

Domanda 5

Considera il seguente equilibrio:

\[ \ce{2NO2(g) <=> N2O4(g)} \]

Un recipiente sigillato con un volume iniziale di \(1.00\ \mathrm{L}\) si trova all’equilibrio a una temperatura costante.

Le sue concentrazioni all’equilibrio sono:

\[ [\ce{NO2}]=1.00\ \mathrm{mol\,L^{-1}} \]

\[ [\ce{N2O4}]=1.00\ \mathrm{mol\,L^{-1}} \]

Il recipiente subisce le seguenti modifiche:

1. Un pistone aumenta rapidamente il volume del recipiente fino a \(2.00\ \mathrm{L}\). Il pistone viene quindi bloccato e durante questa espansione non avviene alcuna reazione.
2. Una trappola selettiva ideale rimuove \(\ce{N2O4}\) fino a quando la sua concentrazione raggiunge \(0.11\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\). La trappola non rimuove alcuna quantità di \(\ce{NO2}\).

A questo punto, si lascia che la reazione ristabilisca l’equilibrio al volume costante di \(2.00\ \mathrm{L}\).

Rispondi alle seguenti domande:

(a) Calcola la costante di equilibrio, \(K_c\), utilizzando le concentrazioni originali.

(b) Calcola \(Q_c\) immediatamente dopo l’espansione, ma prima che entri in funzione la trappola selettiva. Prevedi il verso della reazione in questa fase.

(c) Calcola il nuovo valore di \(Q_c\) dopo l’intervento della trappola selettiva. Prevedi ora il verso netto della reazione.

(d) Calcola le concentrazioni finali all’equilibrio di \(\ce{NO2}\) e \(\ce{N2O4}\). Spiega perché soltanto una delle due soluzioni matematiche è fisicamente possibile.

Soluzione 5

Dopo l’intervento della trappola selettiva, la reazione procede nel verso diretto. Le concentrazioni finali all’equilibrio sono \([\ce{NO2}]=0.40\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\) e \([\ce{N2O4}]=0.16\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

Questa domanda è più difficile perché due modifiche consecutive influenzano il quoziente di reazione in direzioni opposte.

Devi calcolare \(Q_c\) dopo ciascuna modifica, anziché supporre che la prima perturbazione determini il verso finale della reazione.

Parte (a): calcolare la costante di equilibrio originale.

L’espressione della costante di equilibrio è:

\[ K_c=\frac{[\ce{N2O4}]}{[\ce{NO2}]^2} \]

Sostituisci le concentrazioni originali all’equilibrio:

\[ K_c=\frac{1.00}{(1.00)^2} \]

\[ \boxed{K_c=1.00} \]

Questo valore rimane costante perché la temperatura non cambia.

Parte (b): calcolare Q immediatamente dopo l’espansione.

Il volume aumenta da \(1.00\ \mathrm{L}\) a \(2.00\ \mathrm{L}\).

Poiché il numero di moli di ciascun gas coinvolto nella reazione non è ancora cambiato, entrambe le concentrazioni si dimezzano.

Pertanto:

\[ [\ce{NO2}]=0.50\ \mathrm{M} \]

\[ [\ce{N2O4}]=0.50\ \mathrm{M} \]

Calcola il quoziente di reazione:

\[ Q_c=\frac{0.50}{(0.50)^2} \]

\[ Q_c=2.00 \]

Confronta:

\[ Q_c=2.00>K_c=1.00 \]

Immediatamente dopo l’espansione, la reazione procede nel verso inverso, producendo altro diossido di azoto.

Questo è coerente con il fatto che l’espansione favorisce il lato che contiene un numero maggiore di particelle gassose.

Tuttavia, questo non è ancora il verso finale della reazione.

Parte (c): calcolare Q dopo l’intervento della trappola selettiva.

La trappola rimuove soltanto \(\ce{N2O4}\), riducendone la concentrazione a \(0.11\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

La concentrazione del diossido di azoto rimane invariata a \(0.50\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

Pertanto:

\[ Q_c=\frac{0.11}{(0.50)^2} \]

\[ Q_c=\frac{0.11}{0.25} \]

\[ Q_c=0.44 \]

Confronta:

\[ Q_c=0.44<K_c=1.00 \]

La reazione procede ora nel verso diretto, producendo altro tetrossido di diazoto.

Questo è il cambiamento fondamentale della domanda.

L’espansione inizialmente favoriva la reazione inversa, ma la rimozione di una quantità sufficiente di prodotto ha abbassato il quoziente di reazione al di sotto della costante di equilibrio.

Il verso della reazione netta è determinato dalle concentrazioni attuali, non dal verso previsto immediatamente dopo una perturbazione precedente.

Parte (d): calcolare le concentrazioni finali all’equilibrio.

Dopo l’intervento della trappola, le concentrazioni iniziali per il successivo calcolo dell’equilibrio sono:

\[ [\ce{NO2}]=0.50\ \mathrm{M} \]

\[ [\ce{N2O4}]=0.11\ \mathrm{M} \]

La reazione procede nel verso diretto:

\[ \ce{2NO2(g) <=> N2O4(g)} \]

Indichiamo con \(x\) la concentrazione di \(\ce{N2O4}\) prodotta.

Costruisci la tabella ICE:

Sostituisci le concentrazioni all’equilibrio nell’espressione:

\[ 1.00=\frac{0.11+x}{(0.50-2x)^2} \]

Riordina:

\[ (0.50-2x)^2=0.11+x \]

Sviluppa:

\[ 0.25-2x+4x^2=0.11+x \]

Raggruppa i termini:

\[ 4x^2-3x+0.14=0 \]

Applica la formula risolutiva delle equazioni di secondo grado:

\[ x=\frac{3\pm\sqrt{(-3)^2-4(4)(0.14)}}{2(4)} \]

\[ x=\frac{3\pm\sqrt{6.76}}{8} \]

\[ x=\frac{3\pm2.60}{8} \]

Si ottengono due soluzioni matematiche:

\[ x=0.050\quad\text{oppure}\quad x=0.70 \]

La seconda soluzione è impossibile.

Se \(x=0.70\), la concentrazione di diossido di azoto all’equilibrio sarebbe:

\[ [\ce{NO2}]=0.50-2(0.70) \]

\[ [\ce{NO2}]=-0.90\ \mathrm{M} \]

Una concentrazione negativa è fisicamente impossibile. Richiederebbe inoltre il consumo di una quantità di diossido di azoto superiore a quella disponibile nel recipiente.

Pertanto, l’unica soluzione valida è:

\[ x=0.050 \]

Calcola le concentrazioni finali all’equilibrio.

Per il diossido di azoto:

\[ [\ce{NO2}]=0.50-2(0.050) \]

\[ \boxed{[\ce{NO2}]=0.40\ \mathrm{mol\,L^{-1}}} \]

Per il tetrossido di diazoto:

\[ [\ce{N2O4}]=0.11+0.050 \]

\[ \boxed{[\ce{N2O4}]=0.16\ \mathrm{mol\,L^{-1}}} \]

Infine, verifica la costante di equilibrio:

\[ K_c=\frac{0.16}{(0.40)^2} \]

\[ K_c=\frac{0.16}{0.16}=1.00 \]

Le concentrazioni finali soddisfano la costante di equilibrio originale.

La lezione fondamentale è che un sistema all’equilibrio può cambiare verso quando perturbazioni successive ne modificano la composizione. Non puoi semplicemente ricordare che cosa è accaduto dopo la prima modifica. Devi ricalcolare \(Q_c\) utilizzando le concentrazioni presenti nel momento che stai analizzando.

08Cosa approfondire in seguito

Ora puoi utilizzare le espressioni di equilibrio per calcolare \(K_{eq}\), determinare concentrazioni di equilibrio incognite e prevedere il verso di una reazione utilizzando \(Q_c\).

La successiva distinzione importante riguarda ciò che accade quando cambia la temperatura.

Aggiungere un reagente o modificare il volume cambia il quoziente di reazione, ma una variazione di temperatura può modificare la costante di equilibrio stessa. Per comprendere il motivo, è necessario collegare i calcoli di equilibrio all’entalpia delle reazioni diretta e inversa.

Prosegui con Come la temperatura modifica Keq nelle reazioni endotermiche ed esotermiche.