Equilibrio chimico e Le Châtelier in quarta: Kc senza confusione

Fine settembre 2026: in quarta scientifico, dopo il blocco su soluzioni e concentrazione e quello sulla termochimica, scienze naturali arriva a cinetica ed equilibrio — 3 ore a settimana (5 nelle scienze applicate). La verifica su equilibrio e $K_c$ cade tipicamente fra sei e nove settimane da adesso, quindi tra inizio novembre e inizio dicembre. Non è un blocco isolato: subito dopo arrivano acidi, basi, pH e idrolisi, che si costruiscono per intero su quello che si capisce adesso — se l’idea di equilibrio resta vaga, il pH diventa un elenco di formule senza senso invece di un caso particolare della stessa logica.

Che cosa significa davvero “equilibrio dinamico”

Il primo equivoco da chiarire subito: equilibrio non vuol dire che la reazione si è fermata. In un sistema chiuso, quando una reazione raggiunge l’equilibrio, la reazione diretta e quella inversa continuano entrambe a procedere, ma alla stessa velocità. Il risultato netto è che le concentrazioni di reagenti e prodotti restano costanti nel tempo, non perché nulla accada più, ma perché ciò che si consuma da una parte si riforma esattamente alla stessa velocità dall’altra. È per questo che si parla di equilibrio dinamico, non statico: se potessi “etichettare” le singole molecole, le vedresti continuare a trasformarsi avanti e indietro anche quando le concentrazioni misurate in laboratorio non cambiano più.

La costante di equilibrio Kc

Per una reazione generica all’equilibrio

la costante di equilibrio si scrive come rapporto fra le concentrazioni dei prodotti e quelle dei reagenti, ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico:

A una data temperatura, $K_c$ è un numero fisso per quella reazione: cambia solo se cambia la temperatura, non se cambiano le concentrazioni di partenza. Un punto che genera errori sistematici: i solidi puri e i solventi puri non compaiono nell’espressione di $K_c$. La loro concentrazione, espressa come moli su volume del solido stesso, è una costante intrinseca del materiale e non varia durante la reazione, quindi viene inglobata nella costante invece di comparire come variabile. Per la reazione di decomposizione del carbonato di calcio,

l’espressione corretta è $K_c=[\mathrm{C}{\mathrm{O}}_2]$: i due solidi non compaiono, resta solo il gas.

Il quoziente di reazione Q: prevedere il verso prima di arrivare all’equilibrio

$Q$ si calcola con la stessa identica espressione di $K_c$, ma usando le concentrazioni in un istante qualunque, non necessariamente quelle di equilibrio. Confrontare $Q$ con $K_c$ dice in che direzione si muoverà il sistema per raggiungere l’equilibrio:

• se $Q<K_c$, ci sono relativamente troppi reagenti rispetto ai prodotti: la reazione procede in avanti, verso i prodotti, finché $Q$ non sale fino a eguagliare $K_c$;
• se $Q>K_c$, è il contrario: la reazione procede all’indietro, verso i reagenti, finché $Q$ non scende fino a $K_c$;
• se $Q=K_c$, il sistema è già all’equilibrio e non si sposta.

Il principio di Le Châtelier

Quando un sistema all’equilibrio subisce una perturbazione esterna, il sistema reagisce spostandosi nella direzione che tende a minimizzare l’effetto della perturbazione, fino a raggiungere un nuovo equilibrio.

Concentrazione. Aggiungere un reagente (o togliere un prodotto) sposta l’equilibrio verso i prodotti, perché il sistema “consuma” l’eccesso aggiunto producendo più delle specie dall’altra parte. Il meccanismo esatto è quello di $Q$ e $K_c$: aggiungere un reagente abbassa istantaneamente $Q$ sotto $K_c$, e la reazione procede in avanti finché $Q$ non torna a eguagliare $K_c$.

Pressione e volume. Riducendo il volume di un sistema gassoso (quindi aumentando la pressione), l’equilibrio si sposta verso il lato con meno moli totali di gas, perché è la direzione che riduce la pressione complessiva del sistema. Se i due lati della reazione hanno lo stesso numero di moli gassose, una variazione di volume non sposta affatto l’equilibrio. Questa perturbazione non ha alcun effetto se nella reazione non compaiono specie gassose, o se compaiono in numero uguale su entrambi i lati.

Temperatura. È l’unica perturbazione che cambia il valore stesso di $K_c$, non solo la posizione dell’equilibrio. Conviene trattare il calore come se fosse un reagente (in una reazione endotermica) o un prodotto (in una reazione esotermica): aumentare la temperatura di una reazione esotermica sposta l’equilibrio verso i reagenti (come se si aggiungesse un “prodotto” in eccesso), mentre in una reazione endotermica lo sposta verso i prodotti.

Il catalizzatore non sposta l’equilibrio. Un catalizzatore abbassa l’energia di attivazione sia della reazione diretta sia di quella inversa, nella stessa misura: fa raggiungere l’equilibrio più in fretta, ma non cambia in nulla la posizione di quell’equilibrio né il valore di $K_c$. È un errore molto comune pensare che un catalizzatore aumenti la resa della reazione: aumenta solo la velocità con cui ci si arriva.

L’errore tipico da evitare

Il più frequente, in assoluto, è includere solidi o solventi puri nell’espressione di $K_c$: ogni volta che compare un $(s)$ o il solvente della reazione, va escluso. Il secondo è dire genericamente “l’equilibrio si sposta a destra” senza saper collegare quell’affermazione al meccanismo — un confronto fra $Q$ e $K_c$, oppure il verso che minimizza la perturbazione — perché in verifica un’affermazione corretta senza la spiegazione del perché vale, di solito, solo mezzo punto. Il terzo è confondere $Q$ con $K_c$: sono la stessa formula, ma $K_c$ è un valore fisso a una data temperatura, mentre $Q$ cambia a ogni istante finché il sistema non è all’equilibrio.

Tre esercizi svolti

1. Scrivere Kc e calcolarla da dati sperimentali

Scrivi l’espressione di $K_c$ per ciascuna di queste reazioni:

Nella prima, i due solidi non compaiono. Nella seconda, tutte le specie sono gassose e compaiono tutte, ciascuna con il proprio coefficiente stechiometrico come esponente.

Ora calcola $K_c$ per la sintesi dell’ammoniaca, sapendo che all’equilibrio $[{\mathrm{N}}_2]=0,50$ M, $[{\mathrm{H}}_2]=0,30$ M, $[\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3]=0,20$ M:

Le verifiche già pronte, per matematica e fisica, stanno nella categoria simulazioni per il liceo: su scienze un quiz dedicato in catalogo non c’è, quindi lì ti alleni sulle altre materie — la risposta corretta è gratuita, la soluzione guidata passo passo si sblocca con la prima lezione.

2. Tabella ICE con equazione di secondo grado

Nel reattore, ${\mathrm{H}}_2$ e ${\mathrm{I}}_2$ vengono messi a reagire secondo

Le concentrazioni iniziali sono $[{\mathrm{H}}_2{]}_0=0,30$ M e $[{\mathrm{I}}_2{]}_0=0,20$ M, senza HI iniziale. Trova le concentrazioni all’equilibrio.

Tabella ICE (iniziale — variazione — equilibrio), con $x$ le moli/L di ${\mathrm{H}}_2$ e ${\mathrm{I}}_2$ consumate:

Sostituendo nell’espressione di $K_c$:

Sviluppo il denominatore e porto tutto a un membro:

Discriminante:

Le due soluzioni sono $x=0,36$ e $x=0,18$. La prima va scartata: supererebbe la concentrazione iniziale di ${\mathrm{I}}_2$ ($0,20$ M), il che è fisicamente impossibile — non si può consumare più reagente di quanto ce ne sia. Resta $x=0,18$.

Concentrazioni all’equilibrio: $[{\mathrm{H}}_2]=0,30-0,18=0,12$ M, $[{\mathrm{I}}_2]=0,20-0,18=0,02$ M, $[\mathrm{HI}]=2\times 0,18=0,36$ M.

Verifica: $K_c=\frac{(0,36{)}^2}{(0,12)(0,02)}=\frac{0,1296}{0,0024}=54,0$ — torna esattamente.

3. Confrontare Q e Kc per prevedere il verso

Per la reazione $\mathrm{A}(\mathrm{g})+\mathrm{B}(\mathrm{g})\rightleftharpoons \mathrm{C}(\mathrm{g})$, $K_c=4,00$. In un dato istante le concentrazioni sono $[\mathrm{A}]=1,0$ M, $[\mathrm{B}]=2,0$ M, $[\mathrm{C}]=3,0$ M. In che direzione evolve il sistema?

$Q=1,5$ è minore di $K_c=4,00$: ci sono, in proporzione, troppi reagenti e troppo poco prodotto rispetto all’equilibrio. La reazione procede in avanti, consumando A e B e formando altro C, finché $Q$ non sale fino a raggiungere $4,00$.

4. Tre perturbazioni di Le Châtelier

La sintesi dell’anidride solforica è una reazione esotermica:

Perturbazione (a): aggiungo ${\mathrm{O}}_2$. Aumentare la concentrazione di un reagente abbassa $Q$ sotto $K_c$: l’equilibrio si sposta verso i prodotti, cioè si forma più $\mathrm{S}{\mathrm{O}}_3$.

Perturbazione (b): riduco il volume del reattore (aumento la pressione). Conto le moli gassose sui due lati: 3 moli totali a sinistra ($2+1$), 2 moli a destra. L’equilibrio si sposta verso il lato con meno moli di gas, quindi verso destra, formando più $\mathrm{S}{\mathrm{O}}_3$ — è la direzione che riduce la pressione complessiva del sistema.

Perturbazione (c): aumento la temperatura. La reazione diretta è esotermica: trattando il calore come un prodotto in eccesso, aumentare la temperatura sposta l’equilibrio verso i reagenti, quindi verso sinistra — si forma meno $\mathrm{S}{\mathrm{O}}_3$, non di più. È il caso in cui l’intuizione (“più caldo, più veloce, quindi più prodotto”) porta fuori strada: la velocità aumenta in entrambe le direzioni, ma la posizione dell’equilibrio si sposta dalla parte opposta a quella che ci si aspetterebbe di primo istinto.

Prima della verifica

Il metodo che uso in lezione è sempre lo stesso, indipendentemente da quanto la reazione sembri complessa: prima l’espressione di $K_c$ (controllando solidi e solventi da escludere), poi la tabella ICE se servono le concentrazioni di equilibrio, poi il confronto $Q$ contro $K_c$ se la domanda chiede solo la direzione. Per la parte di soluzioni e concentrazione che precede questo blocco nel programma di quarta, trovi il metodo passo passo in questo post su molarità e diluizioni; per le conversioni fra massa e moli che servono a ogni riga di questi calcoli, c’è questo post su mole e stechiometria.

Il quadro completo della materia sta sulla pagina di scienze, mentre le verifiche di matematica e fisica già pronte sono nella categoria simulazioni per il liceo. Se vuoi ripassare l’equilibrio prima della verifica di novembre, o hai già un compito da rivedere insieme, scrivimi ai contatti.