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I sistemi a più componenti Sistemi omogenei liquidi costituiti da più di una sostanza con composizione variabile con continuità entro certi limiti più.

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Presentazione sul tema: "I sistemi a più componenti Sistemi omogenei liquidi costituiti da più di una sostanza con composizione variabile con continuità entro certi limiti più."— Transcript della presentazione:

1 I sistemi a più componenti Sistemi omogenei liquidi costituiti da più di una sostanza con composizione variabile con continuità entro certi limiti più o meno ampi sono detti soluzioni Sistemi omogenei solidi, analoghi a quelli liquidi, si chiamano soluzioni solide

2 Le soluzioni solide Ottone: soluzione solida di zinco e rame, ottenuta per fusione seguita da raffreddamento della miscela Bronzo: soluzione solida di rame e stagno Metalli con dimensioni simili sono miscibili in tutte le proporzioni perché si mantiene il reticolo cristallino del componente maggioritario e il componente minoritario si limita a sostituire atomi del primo in maniera casuale, ma uniforme dal punto di vista macroscopico Se di dimensioni atomiche diverse danno soluzioni solide in intervalli piu’ o meno ampi come Cu-Ag, oppure sono completamente immiscibili, come lega Cu e Pb, e danno strutture di Cristalli separati mescolati

3 Le soluzioni solide Altre soluzioni solide sono i vetrioli: MSO 4 7H 2 O con M = Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn Hanno strutture cristalline del tutto simili e 6 molecole d’acqua sono coordinate al metallo. Es. se prendo solfato di Zn e Cu gli sciolgo in acqua in certi rapporti e poi evaporo l’acqua, ottengo composto (Zn (1-x), Cu x )SO 4 7H 2 O dove x è la frazione in moli di Cu rispetto alla quantità totale di metallo. Si dice che i due ioni metallici sono vicarianti Allumi M I M III (SO 4 ) 2 12H 2 O con M I = K, Na, Rb, Cs, Tl ecc. e M III = Al, Cr, Fe, Tl ecc. I rapporti tra i componenti di una soluzione solida sono espressi in % o in frazione molare, con definizioni analoghe a quelle usate per le soluzioni liquide.

4 Avevamo visto: 1.Un liquido evapora in un contenitore chiuso e dopo un certo tempo, il numero di molecole che condensano allo stato liquido è uguale a quelle che evaporano alo stato gassoso. La tensione di vapore resta quindi costante nel tempo ed è quindi una proprietà legata ad una condizione di equilibrio. 2.Un soluto si scioglie in un solvente e a un certa quantità di soluto aggiunto ottengo una soluzione satura, alla quale la quantità del soluto che si solubilizza è uguale alla quantità di soluto che cristallizza, e la concentrazione del soluto resta costante nel tempo. La solubilità è quindi una proprietà legata ad una condizione di equilibrio. Sono equilibri fisici ma posso estendere questo concetto ad una reazione chimica e parlare di….

5 Equilibrio chimico: un equilibrio dinamico

6 Equilibrio chimico Data la reazione: 2Cu 2+ + Sn 2+  2Cu + + Sn 4+ all’inizio avviene la reazione diretta soltanto, ma appena si formano i prodotti inizia la reazione inversa. Col tempo la reazione diretta rallenta e la reazione inversa accellera. Alla fine, le reazioni diretta e inversa procedanno a velocità uguali e la miscela è all’equilibrio dinamico. Si scrive quindi : 2Cu 2+ + Sn 2+ 2Cu + + Sn 4+ All’equilibrio la quantità dei prodotti e reagenti rimane costante nel tempo. Ma le quantità all’equilibrio dipendono dalle quantità di reagenti e prodotti presenti inizialmente…

7 Equilibrio chimico

8

9 Si definisce quindi una costante di equilibrio, costante a T costante: K = [Cu + ] eq 2 [Sn 4+ ] eq /[Cu 2+ ] eq 2 [Sn 2+ ] eq

10 L’ Equilibrio chimico N2O4N2O4 incolore

11 L’ Equilibrio chimico N2O4N2O4 2 NO 2 incolore Pressione iniziale di N 2 O 4 = 1 atm La pressione totale aumenta rapidamente all’inizio poi sempre più lentamente, per poi stabilizzarsi a un valore costante inferiore a 2 atm

12 L’ Equilibrio chimico NO 2

13 L’ Equilibrio chimico 2NO 2 N2O4N2O4 Gas incolore Pressione iniziale di NO 2 = 1 atm La pressione diminuisce rapidamente all’inizio poi sempre più lentamente, per poi stabilizzarsi a un valore costante superiore a 0.5 atm

14 L’ Equilibrio chimico N2O4N2O4 2 NO 2 N2O4N2O4 Gas incolore + gas rosso scuro Quando le quantità di NO 2 e N 2 O 4 che si trasformano nell’unità di tempo sono uguali a quelle che si riformano siamo all’equilibrio chimico che è un equilibrio dinamico

15 L’ Equilibrio chimico 2NO 2 N2O4N2O4 Equilibrio dinamico Una reazione può avere infiniti stati di equilibrio a seconda di quantità dei reagenti, pressione e temperatura, però tutti hanno una proprietà fondamentale in comune...

16 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

17 L’ Equilibrio chimico aA +bB cC + dD ATTENZIONE Le concentrazioni SONO QUELLE DELLE SPECIE ALL’EQUILIBRIO!

18 L’ Equilibrio chimico 2NO 2 N2O4N2O4 N2N2 2NH 3 +3H 2

19 Costante di Equilibrio Ha un senso solo se associata ad un equilibrio chimico, scritto con una precisa stechiometria

20 Costante di Equilibrio Esempio: N2O4N2O4 2NO 2 N2O4N2O4 Le costanti di equilibrio Kc sono numeri PURI, in quanto le concentrazioni di tutte le specie che compaiono nella Kc sono divise per la loro concentrazione standard che è uguale a 1 M.

21 Costante di Equilibrio Esempio: N2N2 2NH 3 +3H 2 ½ N 2 NH 3 + 3 / 2 H 2

22 Costante di Equilibrio Esempio: N2ON2O 2NO +1/2O 2 N2N2 N2ON2O N2N2 2NO + O 2 K1 = 5.4 x 10 -19 K2 = 4.6 x 10 -31 K = (K1) -1 X K2 = 8.5 x 10 -13 K = ?

23 Costante di Equilibrio Può essere espressa anche in funzione delle pressioni parziali (in particolare nel caso di equilibri gassosi) N2N2 2NH 3 +3H 2 p 2 NH3 p 2 N2 p 3 H2 K p = (RT)  n K c p Considerando PV = nRT si ottiene  n è la differenza tra le moli dei prodotti e quelle dei reagenti Espresso come 0.08314472 bar dm 3 K -1 mol -1 Anche le Kp sono numeri PURI, in quanto le pressioni parziali di tutte le specie che compaiono nella Kp sono divise per la loro pressione standard che è uguale a 1 bar.

24 Equilibrio in fase eterogenea Gli esempi fino a qui discussi riguardavano sistemi in fase gassosa, dove tutte le specie chimiche che definivano l’equilibrio chimico si trovano nella stessa fase.

25 Equilibrio in fase eterogenea CaCO 3 CaO+CO 2 solido gas Le concentrazioni delle specie condensate pure nelle proprie fasi sono costanti (fintanto che la fase è presente), mentre le concentrazioni delle specie in fase gassosa sono variabili. K eq = K eq ’ [CaCO 3 ]/[CaO],

26 Equilibrio in fase eterogenea

27 Equilibrio eterogeneo CaCO 3 CaO + CO 2 solido gas T = 800°C

28 Equilibrio eterogeneo C+H 2 OH 2 + CO Solo le specie in fase gassosa determinano l’equilibrio H 2 O(l) H 2 O(g) Kc = [H 2 O(g)] e Kp = P H2O(g) La tensione di vapore per liquidi puri corrisponde alla Kp

29 Valore della costante di equilibrio Una reazione si considera a completamento se K > 10 10, mentre una reazione si considera non avvenire in senso diretto se K < 10 10

30 Il Quoziente di reazione Nell’esempio dell’sperimento 3: Q c = (0.1) 2 (0.1)/(0.1) 2 (0.1) = 1 Dato che Q c { "@context": "http://schema.org", "@type": "ImageObject", "contentUrl": "http://images.slideplayer.it/3781429/12/slides/slide_29.jpg", "name": "Il Quoziente di reazione Nell’esempio dell’sperimento 3: Q c = (0.1) 2 (0.1)/(0.1) 2 (0.1) = 1 Dato che Q c

31 1) 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, K c per la reazione H 2 + I 2  2HI è = 46. Equilibrio in fase gassosa Esercizi

32 K c = [HI] 2 /[H 2 ][I 2 ]=46 [H 2 ] = [HI] 2 / [I 2 ] Kc = (2.7 x10 -3 ) 2 /[(3.1 x 10 -3 ) 46] [H 2 ] =0.051 x 10 -3 Equilibrio in fase gassosa Esercizi

33 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

34 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 2HIH 2 + I 2 = n Ainiz - n Aeq n Ainiz = C Ainiz - C Aeq C Ainiz = p Ainiz - p Aeq p Ainiz Quantità di sostanza che ha subito dissociazione

35 Esempio 2HIH 2 + I 2 All’inizio ho 10 moli di HI Quando si instaura l’equilibrio,  = 40% Quante moli di HI, H 2, I 2 ?

36 Esempio 2HIH 2 + I 2 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 H 2 ed 1 mole di I 2 Quindi, dalla dissociazione di 4 moli di HI si otterranno 2 moli di H 2 e 2 moli di I 2 RISULTATO: 6 moli di HI, 2 moli di H 2 e 2 moli di I 2

37 Costante di equilibrio e grado di dissociazione 2HIH 2 + I 2 ½ I 2 ½ H 2 + [H 2 ] ½ [I 2 ] ½ ½  ½ ½  2 Per ogni mole iniziale di HI, all’equilibrio ne rimangono (1-  )n 0, (n 0 sono le moli iniziaIi) dato che una frazione di esse pari ad  n 0 si dissociano. Per ogni  n 0 moli che si dissociano si formano  /2n 0 moli di I 2 e H 2.

38 Azoto e idrogeno sono posti in un recipiente alle concentrazioni di 0.500 M and 0.800 M, rispettivamente. All’equilibrio, la concentrazione di NH 3 è 0.150 M. Quale è il valore della costante di equilibrio per questa reazione? N 2 + 3 H 2  2NH 3 K eq = [NH 3 ] 2 /[N 2 ][H 2 ] 3 InizialeEquilibrio [N 2 ]0.5000.500-0.075 = 0.425 [H 2 ]0.8000.800-0.225 = 0.575 [NH 3 ]00.150 K eq = (0.150) 2 /(0.425)(0.575) 3 = 0.278 Esercizio

39 Azoto e idrogeno sono posti in un recipiente alle concentrazioni di 0.500 M and 0.800 M, rispettivamente. All’equilibrio, la concentrazione di NH 3 è 0.150 M. Quale è il valore della costante di equilibrio per questa reazione? N 2 + 3 H 2  2NH 3 K eq = [NH 3 ] 2 /[N 2 ][H 2 ] 3 InizialeEquilibrio [N 2 ]0.5000.500-0.075 = 0.425 [H 2 ]0.8000.800-0.225 = 0.575 [NH 3 ]00.150 K eq = (0.150) 2 /(0.425)(0.575) 3 = 0.278 Esercizio

40 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 K c della reazione 2HI  H 2 + I 2 è 0.022. K c = [H 2 ][I 2 ]/ [HI] 2 InizialeFinale [HI]2.1 x 10 -3 2.1 x 10 -3 – 2x [H 2 ]0x [I 2 ]0x K c = x 2 / (2.1 x 10 -3 –2x) 2 x = 0.24 x 10 -3

41 Equazioni di secondo grado nei calcoli di equilibrio chimico ax 2 + bx + c = 0x = [-b  (b 2 -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.

42 3) Data la seguente reazione a: PCl 5(g)  PCl 3(g) + Cl 2(g) con K c = 0.800 a 340 °C Calcolare le concentrazioni all’equilibrio sapendo che le concentrazioni iniziali delle tre sostanze sono 0.120 M. Kc = [PCl 3 ][Cl 2 ]/[PCl 5 ]= 0.800 PCl 3 0.1200.120+x Cl 2 0.1200.120+x PCl 5 0.1200.120-x K c = (0.120 + x) 2 /(0.120-x) =0.800 x 2 + 1.040x – 0.0816 = 0 x 1 = 0.0733x 2 = -1.113 x 2 darebbe conc. < 0 per i prodotti, quindi va scartata.


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