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Equilibrio chimico L’equilibrio chimico è uno stato di equilibrio dinamico in cui la velocità di formazione dei prodotti è uguale alla loro velocità di.

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Presentazione sul tema: "Equilibrio chimico L’equilibrio chimico è uno stato di equilibrio dinamico in cui la velocità di formazione dei prodotti è uguale alla loro velocità di."— Transcript della presentazione:

1 Equilibrio chimico L’equilibrio chimico è uno stato di equilibrio dinamico in cui la velocità di formazione dei prodotti è uguale alla loro velocità di decomposizione nei reagenti N H 2  2NH 3

2 La legge di azione di massa La composizione della miscela di reazione all’equilibrio è descritta dalla sua costante di equilibrio K eq. Secondo la legge di azione di massa, per una generica reazione: aA + bB  cC + dD le concentrazioni all’equilibrio delle varie specie soddisfano: K c = [C] c [D] d /[A] a [B] b Qui la K eq è espressa in funzione delle concentrazioni

3 La costante di equilibrio della reazione K c = [C] c [D] d /[A] a [B] b Il rapporto fra le concentrazioni molari dei prodotti di reazione ed il prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti all’equilibrio, ciascuna concentrazione essendo elevata ad una potenza pari al coefficiente stechiometrico con cui la specie compare nella reazione, è costante a T costante.

4 Significato di K eq CO 2  CO + ½ O 2 A 100°C K c = K c = [CO][O 2 ] 1/2 /[CO 2 ] = Dalla K eq risulta che all’equilibrio le concentrazioni di CO e O 2 sono trascurabili

5 E’ bene notare che le concentrazioni molari nell’espressione della K eq sono quelle all’equilibrio, e non quelle iniziali.

6 Prevedere la direzione di una reazione La conoscenza di K eq ci consente di dire se una miscela di reazione di composizione arbitraria evolverà verso i prodotti o verso i reagenti

7 Valutazione della direzione di reazione Se x sono le mol di reagenti che si trasformano in 2x mol di prodotti posso scrivere: K c = 46 = [ x] 2 /[0.002-x][0.002-x] Dove il volume, che è costante, si semplifica nell’equazione Una miscela di iodio, idrogeno e ioduro di idrogeno, ciascuno alla conc M, fu introdotta in un recipiente rigido a 490° C (T a cui tutte le sostanze sono in fase gassosa). A questa T, K c per la reazione H 2 + I 2  2HI è di 46. Prevedere se sarà formato altro HI e quanto.

8 Risolvendo l’equazione di secondo grado troviamo due soluzioni: 1) (non significativa perché > della quantità di reagenti iniziali) 2) (reale) La reazione si sposta quindi verso destra con formazione di HI

9 Calcolo di K c a partire dalle concentrazioni all’equilibrio Azoto e idrogeno sono posti in un recipiente alle concentrazioni di M e M, rispettivamente. All’equilibrio, la concentrazione di NH 3 è M. Quale è il valore della costante di equilibrio per questa reazione? La reazione è: N H 2  2NH 3 K c = [NH 3 ] 2 /[N 2 ][H 2 ] 3

10 dai coefficienti stechiometrici della reazione si ha che, in ogni dm 3 di soluzione, per la formazione di mol di NH 3 devono aver reagito 0.150/2 mol di N 2 e (0.150/2) x 3 mol di H 2 quindi: InizialeEquilibrio C N2 =0.500 [N 2 ] = = C H2 = [H 2 ] = = C NH3 = 0 [NH 3 ] = K c = (0.150) 2 /(0.425)(0.575) 3 = 0.278

11 Il valore di K eq dipende dal formalismo con cui è scritta la reazione N H 2  2NH 3 K c = [NH 3 ] 2 /[N 2 ][H 2 ] 3 1/2N 2 + 3/2 H 2  NH 3 K c = [NH 3 ]/[N 2 ] 1/2 [H 2 ] 3/2 Quindi la costante ha un significato univoco solo quando è associata ad una reazione Le costanti relative a formalismi diversi sono tra loro dipendenti

12 Reazione diretta e reazione inversa N H 2  2NH 3 K c = [NH 3 ] 2 /[N 2 ][H 2 ] 3 2NH 3  N H 2 K’ c = [N 2 ][H 2 ] 3 / [NH 3 ] 2 K c = 1/ K’ c

13 Un campione di mol di NH 3 fu scaldato in un recipiente di 1.00 dm3 in certe condizioni di temperatura e pressione e fu trovato che l’ammoniaca si era dissociata per il 20%. Calcolare la Kc della reazione utilizzando coefficienti interi. La reazione è: 2NH 3  N H 2 K c = [N 2 ][H 2 ] 3 /[NH 3 ] 2 Se l’ammoniaca s’è dissociata del 20% avrò che: x 0.2 = mol di NH 3 si sono dissociate dando i prodotti

14 dai coefficienti stechiometrici della reazione risulta che si sono formate all’equilibrio: 0.02/2 mol di N 2 (0.020/2) x 3 mol di H 2 e che sono rimaste – mol di NH 3 Quindi essendo in 1 dm 3 : K c = [0.01][0.03] 3 /[0.08] 2 =4.22 x 10 -5

15 H 2 + I 2  2HI K c = [HI] 2 /[H 2 ][I 2 ]=46 all’equilibrio: [H 2 ] = [HI] 2 / [I 2 ] Kc = (2.7 x10 -3 ) 2 /[(3.1 x ) 46] da cui: [H 2 ] =0.051 x Una miscela di iodio e idrogeno è scaldata a 490°C. Le concentrazioni all’equilibrio sono [I 2 ] = 3.1 mM e [HI] = 2.7 mM. Calcolare la concentrazione all’equilibrio di H 2, sapendo che a questa T, per la reazione H 2 + I 2  2HI la K c è 46

16 K c = [H 2 ][I 2 ]/ [HI] 2 Se 2x sono le mol di HI che si dissociano in ogni dm 3 avrò la formazione di x mol di H 2 ed di I 2, quindi posso scrivere: Calcolare la composizione all’equilibrio della miscela che si ottiene quando HI è posto in un recipiente rigido in concentrazione 2.1 mM e scaldato a 490°C. A questa T, la K c della reazione 2HI  H 2 + I 2 è

17 InizialeFinale C HI = 2.1 x [HI] = 2.1 x – 2x C H2 = 0 [H 2 ] = x C I2 = 0 [I 2 ] = x K c = x 2 / (2.1 x –2x) 2 x = 0.24 x 10 -3

18 Kc = [PCl 3 ][Cl 2 ]/[PCl 5 ]= Se x sono le mol di PCl 5 che si dissociano, x saranno le mol di PCl 3 e di Cl 2 che si formano, quindi: Conc. iniziali finali PCl x Cl x PCl x Data la seguente reazione a: PCl 5(g)  PCl 3(g) + Cl 2(g) con K c = a 340 °C Calcolare le concentrazioni all’equilibrio sapendo che le concentrazioni iniziali delle tre sostanze sono M.

19 K c = ( x) 2 /(0.120-x) =0.800 x x – = 0 x 1 = x 2 = x 2 darebbe conc. < 0 per i prodotti, quindi va scartata

20 Costante di equilibrio e le pressioni parziali Negli equilibri in fase gassosa può essere comodo esprimere K eq in funzione delle pressioni parziali. K c = [NH 3 ] 2 /[N 2 ][H 2 ] 3 PV =nRT C M = n/V = P/RT K c = P 2 NH3 /RT 2 · RT/P N2 · RT 3 /P 3 H2 = = P 2 NH3 /P N2 P 3 H2 · RT 2 Si può definire una nuova costante K p = P 2 NH3 /P N2 P 3 H2

21 In generale: K p = K c (RT)  n dove  n = differenza fra le moli di prodotti e quelle di reagenti

22 Relazione fra K p e K c K c = [NO 2 ] 2 /[N 2 O 4 ] = Sapendo che K p = K c (RT) (2-1) = K c RT K p = = 0.98 (atm) Calcolare il valore di K p per la reazione N 2 O 4  2NO 2 a 25°C, sapendo che K c (25°C) = 0.040

23 Quando ad una certa temperatura si raggiunge l’equilibrio della reazione: N 2 O 4  2NO 2 Si trova che N 2 O 4 è dissociato per il 15%. La pressione della miscela all’equilibrio è 1.52 atm. Calcolare la K p K p = P NO2 2 /P N2O4 Se avessi 1 mol iniziale di N 2 O 4, all’equilibrio (per la dissociazione del 15%) avrei mol di N 2 O 4 e 0.15 x 2 mol di NO 2

24 Ma è noto che il rapporto tra le pressioni parziali dei due gas è uguale al rapporto tra le moli dei due gas, e che la P tot è la somma delle pressioni parziali, quindi: P NO2 P N2O P tot = P NO2 + P N2O4 = 1.52 atm Risolvendo il sistema ho P N2O4 = 1.12 e P NO2 = Kp = (0.396) 2 /1.12 = 0.14

25 Perturbando l’Equilibrio Supponiamo di avere un sistema all’equilibrio Disturbiamo ora l’equilibrio –Aggiungendo o sottraendo reagenti e/o prodotti –Variando le dimensioni del contenitore –Variando la pressione –Variando la Temperatura Come reagisce il sistema?

26 Si puo’ razionalizzare considerando l’espressione della costante di equilibrio e di come varia cambiando P e T Henri Le Chatelier ( ) Principio di Le Chatelier Un sistema all’equilibrio, soggetto ad una perturbazione, risponde in modo da minimizzare l’effetto della perturbazione

27 Il principio di Le Chatelier- Braun Sia data una miscela di reazione all’equilibrio. I parametri che determinano la condizione di equilibrio sono T, V, 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.

28 Principio di Le Chatelier-Braun e posizione dell’equilibrio Una variazione in P o nelle concentrazioni provocherà una variazione nelle concentrazioni all’equilibrio. L’effetto della variazione di T sulla posizione dell’equilibrio si comprende sapendo se una reazione è esotermica o endotermica.

29 Effetto dell’aggiunta di un reagente K c = [C] c [D] d /[A] a [B] b Se si aumenta la concentrazione di un reagente la reazione procederà quindi verso destra fino a ristabilire concentrazioni tali da soddisfare la K c. Effetto opposto se si introduce un prodotto nella miscela di reazione.

30 Effetto della pressione PCl 5(g)  PCl 3(g) + Cl 2(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.

31 Effetto della temperatura L’aumento di T sposta l’equilibrio nella direzione che corrisponde alla reazione endotermica. Es. N H 2  2NH 3  H° = -92 kJ La reazione è esotermica. Un aumento di T favorisce la decomposizione di NH 3 nei suoi prodotti.


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