La Costante di equilibrio dice fino a che punto i reagenti si sono trasformati in prodotti.
Ogni reazione ha una sua costante di equilibrio in funzione di temperatura e pressione.
La costante di equilibrio Keq è un concetto generale, che si traduce in Kc cioè costante delle concentrazioni molari in ambiente liquido e in Kp o costante delle pressioni nelle miscele di gas.
Equilibrio omogeneo ed eterogeneo
Se l’equilibrio è solo in fase liquida o solo in fase gassosa, si parla di equilibrio omogeneo:
esempio H2 (gassoso) + I2 (gassoso) >< 2HI (gassoso)
Invece se ci sono sia gas che liquidi si parla di equilibrio eterogeneo:
esempio CaCO3 (solido ) >< CaO (solido ) + CO2 (gassoso).
Costante Kc [concentrazioni]
La Keq è una costante all’equilibrio, nei solidi e liquidi si parla di costante di equilibrio Kc che varia in funzione della temperatura.
Esempio: la reazione H2 + I2 > 2HI, vediamo la variazione della Kc all’aumento della temperatura:
| Temperatura °K | Equilibrio Kc |
| 298 | 794 |
| 500 | 160 |
| 700 | 54 |
| 713 | 50 |
| 763 | 46 |
Una costante maggiore di 1 vuol dire che ci sono più prodotti che reagenti e viceversa.
Se la Kc è molto grande significa che si produrrà molto, se invece la Kc è molto piccola, ad. es. 10 alla meno…, significa che si sono formati pochissimi prodotti.
| reazione | Temperatura °K | Equilibrio Kc |
| H2+Cl2 > HCl | 300 | 4 X 10 alla 31° |
| H2+Cl2 > HCl | 1000 | 5,1 X 10 alla 8° |
| Cl2 >< 2Cl | 1000 | 1,2 X 10 alla meno 7° |
| Cl2 >< 2Cl | 1200 | 1,7 X 10 alla meno 5° |
Variazione della Kc in funzione della direzione della reazione
Osserviamo la reazione H2 + I2 >< 2HI e il suo inverso 2HI >< H2 + I2 a temperature simili
| Reazione | Temperatura °K | Equilibrio Kc |
| H2 + I2 >< 2HI | 763 | 46 |
| 2HI >< H2 + I2 | 783 | 0,022 |
Nota di merito: si utilizza l’esempio della reazione H2 + I2 >< 2HI, perché H2 e HI sono incolori, mentre I2 è violetto. Macroscopicamente sono evidenti le varie sfumature di violetto che testimoniano anche una minima presenza di iodio molecolare restante. Anche quando la reazione va molto a destra, resta sempre una leggera sfumatura violetta a testimoniare un minimo di iodio libero (I2).
Esercizio.: Ossidiamo l’anidride solforosa per ottenere l’anidride solforica e calcoliamo la Kc o costante di equilibrio
reazione: 2SO2 + O2 = 2SO3
Non conosciamo temperatura e pressione in cui avviene, sappiamo solo che il 40% del volume del gas è formato da anidride solforica SO3. Determiniamo prima i volumi degli altri 2 gas e poi la costante all’equilibrio
Semplicemente i gas restanti fanno il 60%, in rapporto 2 a 1, quindi 40 di SO2 e 20 di O2.
costante all’equilibrio = [prodotto] / [reagenti] = 0,40^2 / 0,40^2 X 0,20 = 1/0,20 = 5