l’ equilibrio chimico
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L’ Equilibrio chimico
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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
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L’ Equilibrio chimico
aA +bB cC + dD
ATTENZIONELe concentrazioni SONO QUELLE DELLE SPECIE ALL’EQUILIBRIO!
c d
eq a b
C DK
A B
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L’ Equilibrio chimico
2NO2 N2O4
2 42
2
c
eq
N OK
NO
N2 2NH3
2
33
2 2
eq
NHK
N H
+3H2
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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
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Costante di EquilibrioEsempio:
N2O4
2 42
2
eq
N OK
NO2NO2
N2O4
2
2'
2 4eq
NOK
N O2NO2
' 1eq
eq
KK
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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
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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
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Equilibrio in fase gassosa
CaCO3 CaO+ CO2
solido solido gas
?eqK
2eqK CO
2
3eq
CO CaOK
CaCO
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Equilibrio eterogeneoCaCO3
CaO +CO2
solido solido gas
2eqK CO
2
3eq
CO CaOK
CaCO
2p CO
K P
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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
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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
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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
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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
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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
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Esempio
2HI H2+ I2
All’inizio ho 10 moli di HI
Quando si instaura l’equilibrio, = 40%
Quante moli di HI, H2, I2 ?
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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
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Grado di dissociazione
2HI H2+ I2
2(1 )
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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
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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
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• 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
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• 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
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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.
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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
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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.
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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.
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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.
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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.
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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.
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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
![Page 31: L’ Equilibrio chimico](https://reader033.vdocuments.site/reader033/viewer/2022061602/5681498e550346895db6d44e/html5/thumbnails/31.jpg)
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
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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
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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.
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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