Una reazione di equlibrio da discutere

Giovanni ha scritto:
Salve, sono uno studente di 4^ Scientifico e mi sono bloccato su questo esercizio.

Data la reazione esotermica:

CaO + SO₂ = CaSO₃

1. Scrivi la K_p della reazione.
2. Stabilisci che cosa favorisce lo spostamento a destra dell’equilibrio e spiega perché.

Ecco la risposta:

A temperature ordinarie e in recipiente chiuso la reazione che mi proponi è un equilibrio eterogeneo in cui sono coinvolte specie solide, CaO e CaSO₃, e specie gassose, SO₂, e la sua equazione di reazione dovrebbe essere completata come segue:

CaO_(s) + SO_2(g) = CaSO_3(s)

Per gli equilibri eterogenei in cui sono coinvolte specie gassose, la costante di equilibrio dipende soltanto dalla concentrazione delle specie gassose presenti nel recipiente; in questo caso, pertanto, dipende soltanto dalla concentrazione di SO₂.

La costante di equilibrio, tuttavia, può essere espressa non soltanto in funzione della concentrazione delle specie coinvolte, ma anche in funzione della pressione parziali dei gas presenti nel sistema di reazione, e la si indica con K_p. Ciò che resta costante è il rapporto tra il prodotto delle pressioni parziali all’equilibrio dei prodotti e il prodotto delle pressioni parziali all’equilibrio dei reagenti, elevate ciascuna al proprio coefficiente stechiometrico. Nel caso della tua reazione, pertanto, la costante espressa in funzione della pressione è

K_p = 1 / p SO₂

dove p indica la pressione parziale.

Per rispondere al quesito b., è necessario tenere presente il principio di Le Chatelier. Secondo tale principio, ogni sistema all’equilibrio tende a reagire ad una modifica impostagli dall’esterno minimizzandone gli effetti; le modifiche in grado di influire sui sistemi di equilibrio sono

• variazione della concentrazione delle specie coinvolte
• variazione della pressione, se la reazione avviene con variazione del numero di moli gassose
• variazione della temperatura.

Nel tuo caso, allora, devi individuare quali cambiamenti spingono l’equilibrio verso destra, cioè verso la formazione di ulteriori quantità di prodotto. Essi sono:

1. l’aumento della quantità del reagente SO₂; il sistema, infatti, per minimizzare l’effetto del cambiamento, tende a consumare SO₂ trasformandolo in prodotto;
2. l’aumento della pressione sul sistema; la reazione, infatti, avviene con diminuzione del numero di moli gassose (con la formazione del prodotto sparisce l’unico gas presente nel recipiente) ed è sensibile alla variazione di pressione. Se si aumenta la pressione sul sistema, esso tende a minimizzare gli effetti del cambiamento imposto e sposta l’equilibrio verso la condizione che vede un minor numero di moli allo stato gassoso (meno moli gassose = minore pressione);
3. diminuzione della temperatura del sistema; la reazione diretta, infatti, è esotermica, cioè libera calore. Raffreddando il sistema di reazione, cioè sottraendo calore, il sistema, per minimizzare gli effetti del cambiamento imposto, tende a produrre altro calore, cioè a far prevalere la reazione diretta esotermica.

Va tutto bene, ora?