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L’ Equilibrio chimico. L’ Equilibrio chimico. - PowerPoint PPT Presentation
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L’ Equilibrio chimico
L’ Equilibrio chimico
aA +bB cC + dD
Per un sistema chimico all’equilibrio, il rapporto fra il prodotto delle concentrazioni molari dei prodotti di reazione e il prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti, ciascuna concentrazione essendo elevata a una potenza pari al coefficiente stechiometrico con la specie compare nella reazione, è COSTANTE A TEMPERATURA COSTANTE
c d
eq a b
C DK
A B
L’ Equilibrio chimico
aA +bB cC + dD
ATTENZIONELe concentrazioni SONO QUELLE DELLE SPECIE ALL’EQUILIBRIO!
c d
eq a b
C DK
A B
L’ Equilibrio chimico
2NO2 N2O4
2 42
2
c
eq
N OK
NO
N2 2NH3
2
33
2 2
eq
NHK
N H
+3H2
Costante di EquilibrioLa costante di equilibrio è costante a Temperatura costante
Ha un senso solo se associata ad un equilibrio chimico, scritto con una precisa stechiometria
Costante di EquilibrioEsempio:
N2O4
2 42
2
eq
N OK
NO2NO2
N2O4
2
2'
2 4eq
NOK
N O2NO2
' 1eq
eq
KK
Costante di EquilibrioEsempio:
N2 2NH3
2
33
2 2
eq
NHK
N H+3H2
½ N2 NH3
3'
312 2
2 2
eq
NHK
N H+ 3/2 H2
1
' 2eq eq eqK K K
Equilibrio in fase gassosaGli esempi fino a qui discussi riguardano sistemi in fase gassosa.
Tutte le specie chimiche che definiscono un equilibrio chimico devono trovarsi nella stessa fase
Equilibrio in fase gassosa
CaCO3 CaO+ CO2
solido solido gas
?eqK
2eqK CO
2
3eq
CO CaOK
CaCO
Equilibrio eterogeneoCaCO3
CaO +CO2
solido solido gas
2eqK CO
2
3eq
CO CaOK
CaCO
2p CO
K P
Equilibrio eterogeneo
C+H2O H2+ CO
2'
2eq
H COK
C H O
2'
2eq eq
H COK K C
H O
Solo le specie in fase gassosa determinano l’equilibrio
1) Una miscela di iodio e idrogeno è scaldata a 490°C. Le concentrazioni all’equilibrio sono [I2] = 3.1 mM e [HI] = 2.7 mM. Calcolare la concentrazione all’equilibrio di H2, sapendo che a questa T, Kc per la reazione
H2 + I2 2HI è = 46.
Equilibrio in fase gassosa
Esercizi
Kc = [HI]2/[H2][I2]=46
[H2] = [HI]2/ [I2] Kc = (2.7 x10-3)2/[(3.1 x 10-3) • 46]
[H2] =0.051 x 10 -3
Equilibrio in fase gassosa
Esercizi
Poiché le costanti di equilibrio di tutte le reazioni piu’ importanti sono note e tabulate a varie temperature, l’equazione dell’equilibrio chimico puo’ SEMPRE essere utilizzata per ricavare il valore di una concentrazione incognita, SE LE ALTRE SONO NOTE
Equilibrio in fase gassosa
Esercizi
Grado di dissociazione
Rapporto tra le moli della sostanza che si è dissociata all’equilibrio e le moli della sostanza presenti all’inizio della reazione
2HI H2+ I2
chehannoreagito
iniz
n
n
Esempio
2HI H2+ I2
All’inizio ho 10 moli di HI
Quando si instaura l’equilibrio, = 40%
Quante moli di HI, H2, I2 ?
Esempio
2HI H2+ I2
Se = 40% , significa che il 40% delle moli di HI si sono dissociate. Quindi quelle rimaste sono il 60%. Avro’ dunque 6 moli di HI rimaste e 4 moli di HI che si sono dissociate
La stechiometria della reazione è la seguente
Ovvero 2 moli di HI si dissociano in 1 mole di H2 ed 1 mole di I2
Quindi, d alla dissociazione di 4 moli di HI, si otterranno 2 moli di H2 e 2 moli di I2
RISULTATO: 6 moli di HI, 2 moli di H2 e 2 moli di I2
Grado di dissociazione
2HI H2+ I2
2(1 )
Grado di dissociazione
Rapporto tra le moli della sostanza che si è dissociata all’equilibrio e le moli della sostanza presenti all’inizio della reazione
2HI H2+ I2
0 2(1 )C 0C 0C
Costante di equilibrio e grado di dissociazione
2HI H2+ I22(1 )
2 22eq
H IK
HI
0
2 0
2 0
(1 )
12
12
HI C
H C
I C
0 0
2
0
220
2 220
1 12 2
(1 )
1 1 12 2 2
1 1
eq
eq
C CK
C
CK
C
• Azoto e idrogeno sono posti in un recipiente alle concentrazioni di 0.500 M and 0.800 M, rispettivamente. All’equilibrio, la concentrazione di NH3 è 0.150 M. Quale è il valore della costante di equilibrio per questa reazione?
N2 + 3 H2 2NH3 Keq = [NH3]2/[N2][H2]3
Iniziale Equilibrio[N2] 0.500 0.500-0.075 = 0.425
[H2] 0.800 0.800-0.225 = 0.575
[NH3] 0 0.150
Keq = (0.150)2/(0.425)(0.575)3 = 0.278
Esercizio
• Azoto e idrogeno sono posti in un recipiente alle concentrazioni di 0.500 M and 0.800 M, rispettivamente. All’equilibrio, la concentrazione di NH3 è 0.150 M. Quale è il valore della costante di equilibrio per questa reazione?
N2 + 3 H2 2NH3 Keq = [NH3]2/[N2][H2]3
Iniziale Equilibrio[N2] 0.500 0.500-0.075 = 0.425
[H2] 0.800 0.800-0.225 = 0.575
[NH3] 0 0.150
Keq = (0.150)2/(0.425)(0.575)3 = 0.278
Esercizio
Equazioni di secondo grado nei calcoli di equilibrio
chimicoax2 + bx + c = 0 x = [-b (b2-
4ac)1/2]/2a
Solo una delle due soluzioni possibili avrà significato fisico.
Per esempio, una concentrazione non può mai essere negativa. Quindi una x che dà luogo ad una concentrazione negativa deve essere scartata.
Notare però che x di per sé rappresenta una variazione di concentrazione e quindi può avere entrambi i segni.
2) Calcolare la composizione all’equilibrio della miscela che si ottiene quando HI è posto in un recipiente in concentrazione 2.1 mM e scaldato a 490°C.
A questa T, la Kc della reazione 2HI H2 + I2 è 0.022.
Kc = [H2][I2]/ [HI]2
Iniziale Finale
[HI] 2.1 x 10-3 2.1 x 10-3 – 2x
[H2] 0 x
[I2] 0 x
Kc = x2/ (2.1 x 10-3 –2x)2 x = 0.24 x 10-3
3) Data la seguente reazione a:
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) con Kc = 0.800 a 340 °C
Calcolare le concentrazioni all’equilibrio sapendo che le concentrazioni iniziali delle tre sostanze sono 0.120 M.
Kc = [PCl3][Cl2]/[PCl5]= 0.800
PCl3 0.120 0.120+x
Cl2 0.120 0.120+x
PCl5 0.120 0.120-x
Kc = (0.120 + x)2/(0.120-x) =0.800
x2 + 1.040x – 0.0816 = 0
x1 = 0.0733 x2 = -1.113
x2 darebbe conc. < 0 per i prodotti, quindi va scartata.
Valutazione qualitativa della direzione di
reazioneUna miscela di iodio, idrogeno e ioduro di idrogeno, ciascuno alla conc. 0.0020 M, fu introdotta in un recipiente a 490° C (T a cui tutte le sostanze sono in fase gassosa).
A questa T, Keq per la reazione
H2 + I2 2HI
è = 46. Prevedere se sarà formato altro HI.
Aspetti quantitativi di Keq
CO2 CO + ½ O2
A 100°C Keq = 10-36
Keq = [CO][O2]1/2/[CO2] =10-36
All’equilibrio le concentrazioni di CO e O2 sono trascurabili.
Il principio di Le Chatelier-Braun
• Sia data una miscela di reazione all’equilibrio.
• I parametri che determinano la condizione di equilibrio sono T, P e le concentrazioni delle varie specie.
• Quando si cambia uno di questi parametri, il sistema evolverà per raggiungere un nuovo stato di equilibrio che si oppone alla modifica apportata.
Effetto della pressionePCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
Se si aumenta P, la miscela di equilibrio
cambia composizione nel senso di diminuire il numero totale di molecole allo stato gassoso presenti nel recipiente.
Per questa reazione quindi l’equilibrio si sposterebbe a sinistra.
Non c’è effetto della P se non c’è variazione nel numero di molecole durante la reazione.
Aggiunta di un reagente
Kc = [C]c[D]d/[A]a[B]b
Se si aumenta la concentrazione di un reagente, La reazione procederà verso destra.
Effetto opposto se si introduce un prodotto nella miscela di reazione.
aA +bB cC + dD
Aggiunta di un reagente
Kc = [NO]2/[N2][O2]
Eq: 0,65-0,65-0,21Aggiungo 2,00 di N2
2,56-0.56-0.39
N2 +O2 2NO
Variazione di volume
Kc = [NH3]2/[N2][H2]3
[ ]= n/V
Kc = [(nNH3) 2/ nN2
(nH2) 3]V2
N2 +3N2 2NH3
Aumentando il volume, la reazione si sposta verso il minore numero di molecole
Effetto della temperatura
Aumento di T sposta l’equilibrio nella direzione che corrisponde alla reazione endotermica.
Es. N2 + 3 H2 2NH3 H° = -92 kJ mol-1
La reazione è esotermica. Un aumento di T favorisce la
decomposizione di NH3 nei suoi prodotti.
Aspetti quantitativi
N2 + 3 H2 2NH3 Kc=108 a 25 °CKc=40 a 400 °C,
N2 + O2 2NOKc=10-30 a 25 °C, Kc=10-1 a 2000 °C
La costante di equilibrio puo’ variare in modo sostanziale il funzione della temperatura