La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

Equilibrio chimico Equilibri dinamici Legge azione di massa, Kc, Kp,… Equilibri eterogenei Principio di Le Chatelier.

Presentazioni simili


Presentazione sul tema: "Equilibrio chimico Equilibri dinamici Legge azione di massa, Kc, Kp,… Equilibri eterogenei Principio di Le Chatelier."— Transcript della presentazione:

1 Equilibrio chimico Equilibri dinamici Legge azione di massa, Kc, Kp,… Equilibri eterogenei Principio di Le Chatelier

2 A + B C Data la reazione generica: Seguendo nel tempo le variazioni di concentrazione dei reagenti e prodotti, osseviamo: Regione cinetica Regione di equilibrio tempo concentrazione

3 Tempo concentrazione Tempo concentrazione 2 NO 2 N 2 O 4 biossido dazototetrossido dazoto N2O4N2O4N2O4N2O4 NO 2 NO 2 N2O4N2O4N2O4N2O4 N.B. indipendentemente dal fatto che si parta dal 100% di reagente (NO 2 ) o dal 100% del prodotto N 2 O 4 allequilibrio avremo sempre lo stesso rapporto di concentrazioni.

4 Lequilibrio chimico è una condizione dinamica Situazione iniziale NO 2 NO 2 Situazione allequilibrio NO 2 NO 2 N2O4N2O4N2O4N2O4 Statisticamente avremo 2 molecole di NO 2 e 4 di N 2 O 4

5 Reazioni allequilibrio In alcune reazioni i prodotti aumentano fino ad un certo livello e poi raggiungono concentrazioni stabili. Analogamente un liquido in un recipiente chiuso evapora fino a raggiungere un equilibrio Lequilibrio è dinamico: le reazioni continuano in entrambe le direzioni Sintesi dellammoniaca

6 Soluzione satura Lequilibrio è dinamico Come nelle reazioni allequilibrio, si verifica sia la reazione Diretta che quella Inversa, e quindi solo poco Prodotto finale sarà presente, ma in modo costante. Soluz. Satura ha del Soluto indisciolto, che non ha reagito

7 Le concentrazioni allequilibrio Per una reazione allequilibrio (Es. esterificazione) le concentrazioni di reagenti e prodotti possono variare ma sono collegate da una relazione: la costante di equilibrio (Kc) (1864: Guldberg e Waage)

8 Legge di azione di massa aA + bB = cC +dD K c e la costante di equilibrio (K eq ) e relaziona le concentrazioni delle singole specie chimiche allequilibrio Le dimensioni di Kc variano con la stechiometria della reazione Ogni reazione possiede una costante di equilibrio caratteristica, il cui valore dipende solo dalla temperatura.

9 L Equilibrio chimico 2NO 2 N2O4N2O4 N2N2 2NH 3 +3H eq N O K

10 Costanti di equilibrio Hanno valori molto diversi: da a Indicano la direzione della reazione

11 E bene notare che le concentrazioni molari nellespressione della K eq sono quelle allequilibrio, e non quelle iniziali.

12 CALCOLO della Kc Esempio: H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI (g) H 2 (g)I 2 (g)HI (g) Concentrazioni iniziali Variazioni delle concentrazioni nel raggiungimento dellequilibrio Concentrazioni allequilibrio [ HI] 2 (0.0276) 2 = = 56 [H 2 ][I 2 ] (0.0037)(0.0037)

13 Equilibri chimici e formazione dei reagenti o dei prodotti Se le moli dei reagenti sono uguali a quelle dei prodotti allora Kc è un numero puro Se Kc >1 sono favoriti i prodotti Se Kc >10 3 reazione procede a termine Se Kc <1 sono favoriti i reagenti

14 Relazioni tra le costanti di equilibrio Quoziente della reazione, Qc, pone in relazione le Concentrazioni delle specie chimiche, non allequilibrio, con la Kc Se Qc >Kc si formano i Reagenti Se Qc = Kc si ha lEquilibrio Se Qc< Kc si formano i Prodotti

15 Kc e velocità In un equilibrio dinamico le velocità di andata e di ritorno sono uguali Il rapporto tra le due costanti cinetiche dà la costante di equilibrio, per la relazione diretta tra velocità e concentrazioni di reagenti e prodotti AllEquilibrio: (K c )

16 Costante di equilibrio e pressioni parziali Nelle reazioni in fase gassosa le concentrazioni possono essere espresse in termini di pressione parziale Concentrazione molare e Pressione parziale sono prorzionali secondo la legge dei Gas ideali Da cui la costante di equilibrio può essere espressa in termini di pressioni parziali: Kp

17 Equilibrio in fase gassosa. K p 2NO 2 N2O4N2O4 K p esprime lequilibrio chimico in funzione delle pressione parziali dei vari componenti del sistema

18 Confronto tra K p e K eq aA +bB cC + dD Se n = 0 K p = K c

19 Equilibri eterogenei Se almeno una delle specie chimiche che partecipano alla reazione si trova in una fase diversa si hanno equilibri eterogenei Es.: Pressione di vapore tra gas e liquido Solubilità Liquido-Solido o Liquido-Gas Decomposizione del carbonato di calcio: CaCO 3 (s) e CaO(s) sono costanti Quindi, si sviluppa CO 2 A 800°C P CO 2 = 0,22atm Kp = 0,22 = Kc

20 Equilibrio eterogeneo CaCO 3 CaO +CO 2 solido gas

21 Calcoli sull'equilibrio chimico La costante di equilibrio ci permette di prevedere: la composizione di una miscela all'equilibrio per qualsiasi composizione di partenza. il modo in cui cambia la composizione al cambiare delle condizioni (pressione, temperatura e proporzioni in cui sono presenti i reagenti).

22 Condizioni Iniziali definite Nella decomposizione di una sostanza (HI) [H 2 ] = [I 2 ] = x Se C è la conc. Iniziale di HI, allequilibrio [HI] = C – 2x Nota la Kc Kc = x 2 / (C-2x) 2 Kc = (a 783 K)

23 Equilibrio in fase gassosa Esercizi Calcolare la composizione della miscela che si forma allequilibrio quando HI puro, 2.1mM, è aggiunto ad un contenitore e riscaldato alla temperatura di 490°C, alla quale Kc= HI H 2 + I 2 K c = [H 2 ][I 2 ] / [HI] 2 =0.022 Kc =XxX/(C-2X) 2 = (X/C-2X) 2 Kc = X / C-2X Moltiplico x C-2X Kc(C-2X) = X (1+2 Kc)X = C Kc X= C Kc / 1+2 Kc Kc = = = 0.15 X = 2.1 mM x 0.15/ = 0.24 mM ALL EQUILIBRIO: H 2 = 0.24mM I 2 = 0.24mM HI = 2.1 mM – 0.48 mM = 1.6 mM

24 1)Una miscela di iodio e idrogeno è scaldata a 490°C. Le concentrazioni allequilibrio sono [I 2 ] = 3.1 mM e [HI] = 2.7 mM. Calcolare la concentrazione allequilibrio di H 2, sapendo che, a questa T, K c = 46 per la reazione: H 2 + I 2 2HI K c = [HI] 2 /[H 2 ][I 2 ]=46 [H 2 ] = [HI] 2 / [I 2 ] x Kc = ( (2.7 x10 -3 ) 2 /[(3.1 x ) 46 ) [H 2 ] =0.051 x Equilibrio in fase gassosa Esercizi

25 Reagenti presenti in proporzioni stechiometriche Se nelle condizioni iniziali [N 2 ] = [O 2 ] = C e x è la diminuzione allequilibro Allora la costante è: Kc=1.0 x a 1000°C

26 Condizioni iniziali arbitrarie Se le conc. iniziali di ossigeno e azoto sono diverse la relazione è più complessa

27 Semplificazione per approssimazione Se prevediamo che si formi poco prodotto (x < 5% C) Allora, se x << C o C: (C-x) ~ C (C-3x) ~ C

28 Equazioni di secondo grado nei calcoli di equilibrio chimico Come si risolve unequazione di secondo grado. 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.

29 Il principio di Le Chatelier Sia data una miscela di reazione allequilibrio. 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.

30 Variazione delle condizioni Principio di Le Chatelier: Un equilibrio dinamico tende ad opporsi ad ogni cambiamento minimizzando leffetto della perturbazione. Variazioni di –Temperatura –Concentrazione –Pressione

31 Principio di Le Chatelier e posizione dellequilibrio Una variazione in P o nelle Concentrazioni provocherà una variazione nelle concentrazioni allequilibrio. Leffetto della variazione di T sulla posizione dellequilibrio si comprende sapendo se una reazione è esotermica o endotermica.

32 Effetto dellaggiunta di un reagente K c = [C] c [D] d /[A] a [B] b reagenteSe si aumenta la concentrazione di un reagente la reazione procederà verso destra fino a ristabilire concentrazioni tali da soddisfare la K c. prodottoEffetto opposto se si introduce un prodotto nella miscela di reazione.

33 Effetto dellaggiunta di reagenti Allaggiunta di estere o acqua Allaggiunta di acido o alcol Kc è indipendente da variazioni delle singole concentrazioni Prima e dopo aggiunta di reagente le condizioni devono soddisfare lequilibrio

34 Principio di Le Chatelier Modificazione della concentrazione di un reagente o di un prodotto Consideriamo la generica reazione : A + B C partendo con 20A e 20B si perviene allequilibrio: 10 A + 10 B 10 C [C] [10] K = _______ = __________ = 0.1 [A] [B] [10] [10] Immaginiamo di aggiungere 5 C alla miscela in equilibrio 10 A + 10 B 10 C Quello che accade è che delle 5 moli di C, 2 vengono convertite in 2 A e 2B generando il nuovo equilibrio: 12 A + 12 B 13 C [13] K = __________ 0.1 [12] [12]

35 I 2 + H 2 2 HI + I 2 - H 2 Partendo dal sistema allequilibrio: Se aggiungiamo un extra quantità di I 2 il sistema reagirà aggiustando le concentrazioni delle specie chimiche ristabilendo un nuovo equilibrio con la stessa Keq Se rimuoviamo un po di H 2,di nuovo, il sistema reagirà aggiustando le concentrazioni delle specie chimiche ristabilendo un nuovo equilibrio con la stessa Keq

36 Esempio : trasporto dellO 2 nel sangue equilibrio Ossiemoglobina

37 Poi, il sangue raggiunge le cellule, dove vi è carenza di ossigeno: Lequilibrio si sposta a sinistra, e lossigeno viene rilasciato dallossiemoglobina Il trasporto dellossigeno da parte dellemoglobina è un esempio di adattamento continuo dellequilibrio alle differenti condizioni tissutali Nei polmoni vi è abbondanza di ossigeno quindi: Lequilibrio è spostato a destra e lossigeno è legato allemoglobina

38 Effetto della pressione PCl 5(g) PCl 3(g) + Cl 2(g) Se si aumenta la P, la miscela allequilibrio cambia composizione e diminuisce il numero totale di molecole allo stato gassoso presenti nel recipiente. Per questa reazione quindi lequilibrio si sposta a sinistra. Non cè effetto della P se non cè variazione nel numero di molecole durante la reazione.

39 Effetto pressione Un aumento della pressione fa diminuire il n. di molecole di gas La velocità di sintesi è di 2° ordine, proporzionale a p 2, e più sensibile alla concentrazione In un gas laumento della pressione e accompagnato dalla diminuzione del volume e aumento della concentrazione.

40 Effetto della temperatura Un equilibrio risponde a un aumento di temperatura assorbendo calore A + B C + D + Q Reazione esotermica

41 Dipendenza dellequilibrio dalla temperatura Se la reazione è endotermica un aumento della temperatura sposta a destra (verso i prodotti) lequilibrio e la Keq aumenta. Se una reazione è esotermica un aumento della temperatura sposta a sinistra (verso i reagenti) lequilibrio e la Keq diminuisce. Tale comportamento comune alla maggior parte delle reazioni può essere spiegato immaginando il calore come una reagente. A + cal B A B + cal A + cal B + cal A B + cal + cal Reazione endotermica Reazione esotermica

42 Aspetti quantitativi N H 2 2NH 3 Reaz. Esotermica Kc=6.8x10 5 a 25 °C Kc=40 a 400 °C N 2 + O 2 2NO Reaz. Endotermica Kc= a 25 °C Kc=10 -1 a 2000 °C La costante di equilibrio puo variare in modo sostanziale il funzione della temperatura per variazione della velocità della reazione diretta ed inversa Processore chimico catalico industriale x alte P e T favorisce le reazioni di sintesi - Haber-Bosh

43 Conclusioni Lequilibrio chimico è dinamico La costante di equilibrio definisce i rapporti tra le concentrazioni (o pressioni) dei reagenti e prodotti allequilibrio. Il suo valore indica la direzione della reazione. Dipende dalla reazione, pressione e temperatura. I calcoli permettono di stabilire la variazione dalle condizioni iniziali.


Scaricare ppt "Equilibrio chimico Equilibri dinamici Legge azione di massa, Kc, Kp,… Equilibri eterogenei Principio di Le Chatelier."

Presentazioni simili


Annunci Google