© Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas CAPITOLO 17 1 Indice 1.Reazioni complete e reazioni reversibiliReazioni complete e reazioni reversibili

© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas

CAPITOLO

17

1

Indice

1. Reazioni complete e reazioni reversibili

2. L’equilibrio tra N2O4 e NO2

3. Costante di equilibrio

4. Fattori che influenzano l’equilibrio: il principio di Le Châtelier

Mappa concettuale: L’equilibrio chimico

5. Equilibrio eterogeneo

6. Equilibri di solubilità di composti ionici: costante del prodotto di solubilità

7. Effetto dello ione in comune sulla solubilità

8. Reazioni di precipitazione

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CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO1

Le reazioni che procedono con la scomparsa di uno o di entrambi i reagenti sono dette complete e sono rappresentate con una freccia rivolta verso i prodotti.

Reazioni complete ereazioni reversibili

Mg(s) + 2 HNO3(aq) Mg(NO3)2(aq) + H2(g)

Molte reazioni, invece, non arrivano a completamento:

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)

Reazioni di questo tipo sono dette reversibili e sono rappresentate con due frecce di verso opposto nella stessa reazione chimica.


CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO1 Reazioni complete ereazioni reversibili

Quando la velocità della reazione diretta uguaglia la velocità della reazione inversa si raggiunge uno stato di equilibrio dinamico.


L’equilibrio chimico, che si instaura tra il tetrossido di diazoto (N2O4) e il diossido di azoto (NO2), è rappresentato dalla seguente equazione

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2 L’equilibrio traN2O4 e NO2

A 0 °C l’equilibrio si sposta verso sinistra, cioè verso la forma incolore, mentre a 100 °C (acqua bollente) l’equilibrio si sposta verso destra, cioè verso la forma rosso-bruna.

CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO

N2O4(g) 2 NO2(g) incolore rosso-bruno

H2O4 NO2 NO2

A temperatura ambiente, a 25 °C, la miscela dei gas presenta la stessa colorazione perché si raggiunge un nuovo equilibrio.

Poiché a temperatura ambiente si è arrivati da due situazioni opposte, dai reagenti e dai prodotti, risulta confermata la reversibilità degli equilibri chimici.


Nella seguente reazione

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3 Costante di equilibrio CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

H2 I2

Hl

Hl

una volta raggiunto l’equilibrio, se le concentrazioni delle tre sostanze vengono inserite nella relazione:

HI2

H2 I2

si ottiene un valore costante, ad una specifica temperatura.

A 465 °C si ottiene un valore 48,9 che prende il nome di costante di equilibrio, indicata con Kc.


In una generica reazione:

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aA + bB cC + dD

la costante di equilibrio, Kc, è data dalla relazione:

Questa equazione prende il nome di legge dell’equilibrio chimico o legge di azione di massa.

Cc Dd

costante di equilibrio = Kc =

Aa Bb

prodotti

reagenti



Il valore numerico della costante di equilibrio, Kc, rileva se in una reazione l’equilibrio è più spostato verso i prodotti o verso i reagenti.

Kc 1 l’equilibrio è più spostato verso i prodotti

Significato del valore di Kc

Kc 1 l’equilibrio è più spostato verso i reagenti

Kc ≈ 1 non vengono favoriti né i reagenti né i prodotti


4 Fattori che influenzanol’equilibrio: il principiodi Le Châtelier

Il principio di Le Châtelier afferma che:

Un aumento di pressione favorisce la reazione che porta ad un minor numero di molecole.

“un sistema all’equilibrio reagisce ad ogni variazione delle condizioni sperimentali spostandosi nel verso che contrasta l’effetto di tale variazione instaurando un nuovo equilibrio”.


a. Variazione della pressione

Un aumento della pressione sposta l’equilibrio verso destra, cioè verso l’ammoniaca.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

4 molecole totali 2 molecole




b. Variazione della concentrazione

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

Un aumento di concentrazione di O2 sposta l’equilibrio della reazione verso destra, cioè verso il prodotto SO3.

“Quando un reagente o un prodotto viene aggiunto ad un sistema all’equilibrio, questo si sposta nella direzione opposta a quella dove è stato aggiunto il componente”.




c. Variazione della temperatura

N2(g) + O2(g) + 181 kJ 2 NO(g)

Con il crescere della temperatura l’equilibrio di una reazione endotermica si sposta verso destra, cioè verso il prodotto di reazione.

Una reazione endotermica è favorita da un aumento della temperatura.

Con il crescere della temperatura l’equilibrio di una reazione esotermica si sposta verso sinistra, cioè verso i reagenti.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,4 kJ

Una reazione esotermica è favorita da una diminuzione della temperatura.

In una reazione all’equilibrio, una variazione di temperatura determina una modifica della costante di equilibrio, Kc.




d. Azione del catalizzatore

In una miscela di reazione un catalizzatore non influenza l’equilibrio perché accelera sia la reazione diretta che quella inversa. La presenza del catalizzatore permette di arrivare all’equilibrio in un tempo più breve.


Mappa concettuale: L’equilibrio chimico

EQUILIBRIO CHIMICOUna reazione chimica in cui sono

presenti sia i reagenti che i prodotti

Fattori che influenzano l’equilibrio chimico

CATALIZZATORENon influenza l’equilibrio,

ma solo il tempo per raggiungerlo

ESPRESSIONE DELLA COSTANTE DI EQUILIBRIO

[Prodotti]KC = [Reagenti]

Kc determina la posizione di equilibrio

Teoria dell’equilibrio mobile: principio di Le Châtelier


VARIAZIONE DI CONCENTRAZIONE

VARIAZIONE DI PRESSIONE

VARIAZIONE DELLA TEMPERATURA

Influenza Kc


5 Equilibrio eterogeneo

Quando tutte le sostanze, che partecipano ad un equilibrio, si presentano nella stessa fase si parla di equilibrio omogeneo.

Nel caso in cui sono presenti due fasi diverse si parla di equilibrio eterogeneo.


CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)


5 Equilibrio eterogeneo CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO

Nella decomposizione del carbonato di calcio, CaCO3, l’espressione della costante di equilibrio viene così scritta:

Kc = CO2

Il valore di Kc non è influenzato dalla quantità di CaCO3 e di CaO, fin quando entrambi i solidi sono presenti.

Sebbene i due contenitori contengano quantità differenti di CaCO3 e CaO, ad una definita temperatura (T), all’equilibrio della reazione i due contenitori hanno la stessa [CO2], se sono presenti ambedue i solidi.


6 Equilibri di solubilità dicomposti ionici: costante del prodotto di solubilità

Per un composto ionico poco solubile in acqua, la costante di equilibrio prende il nome di costante del prodotto di solubilità e si indica con Kps.

Kps = Pb2+Cl2

La costante del prodotto di solubilità è uguale al prodotto delle concentrazioni degli ioni presenti all’equilibrio, elevate ciascuna ad un potenza pari al suo coefficiente nell’equazione di equilibrio.


PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl(aq)

solido non disciolto in soluzione


Nella reazione di equilibrio

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7 Effetto dello ione in comune sulla solubilità

se si aggiungono ioni Cl−, che derivano da un sale solubile come NaCl, l’equilibrio, in base al principio di Le Châtelier, si sposta verso sinistra e si forma più AgCl solido.


AgCl(s) Ag+(aq) + Cl(aq)

Questo comportamento è denominato effetto dello ione in comune.

L’effetto dello ione in comune viene applicato per rimuovere ioni metallici nocivi in acque inquinate.


In una soluzione si indica con Q il prodotto delle concentrazioni iniziali degli ioni.

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8 Reazioni di precipitazione

Per determinare se questi ioni danno luogo ad un precipitato si deve eseguire un confronto di Q con Kps, il prodotto di solubilità.


Si possono presentare queste situazioni:

Q Kps il sale precipita

Q Kps il sale non precipita.

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