Equilibri chimici Classi quarte/quinte Liceo Scientifico Tecnologico.

Presentazione sul tema: "Equilibri chimici Classi quarte/quinte Liceo Scientifico Tecnologico."— Transcript della presentazione:

1 Equilibri chimici Classi quarte/quinte Liceo Scientifico Tecnologico

2 Reazioni irreversibili Le reazioni chimiche sono classificate in reversibili Irreversibili Le reazioni irreversibili sono reazioni che procedono fino al consumo totale di almeno uno dei reagenti e da cui non è più possibile riottenerli A + B C + D (una sola freccia) Quali sono? Reazioni irreversibili vere e proprie Reazioni dove almeno uno dei prodotti si sottrae allequilibrio

3 Reazioni reversibili Le reazioni reversibili sono reazioni che procedono fino al raggiungimento di una situazione di equilibrio (equilibri chimici) A + B C + D (doppia freccia) Cosa succede in un equilibrio chimico? Reagenti e prodotti non scompaiono del tutto, tutti sono presenti allequilibrio Le loro concentrazioni non sono mai uguali Lequilibrio si raggiunge dopo un certo tempo

4 Alcuni diagrammi (R P) C t [P] [R] tete R P C t [R] [P] tete R P C t [R] [P] tete Reazione spostata verso destra Reazione spostata verso sinistra

5 Equilibrio dinamico Lequilibrio chimico è un equilibrio dinamico Reagenti e prodotti si combinano costantemente per trasformarsi ma lo fanno con velocità uguali La velocità diretta è identica alla velocità inversa v d = v i Questa relazione è valida solo allequilibrio

6 Variazione delle velocità Le due velocità si eguagliano solo dopo un certo tempo Il sistema chimico, in genere, non raggiunge istantaneamente lequilibrio (sistema reale) v vdvd vivi t tete

7 Dipendenza dalla temperatura La costante di equilibrio dipende dalla temperatura in un modo più complesso rispetto alla velocità La costante di equilibrio può aumentare o diminuire con laumento della temperatura a seconda del tipo termodinamico di reazione Le reazioni esotermiche sono favorite dalla diminuzione della temperatura Le reazioni endotermiche sono favorite dallincremento della temperatura

8 Concentrazione dei reagenti

9 Esperienza sugli equilibri Obiettivi Osservare lesistenza delle reazioni reversibili (equilibri chimici) Osservare la dipendenza degli equilibri dalla concentrazione dei reagenti/prodotti Osservare la dipendenza degli equilibri dalla temperatura

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11 Interpretazione dellesperienza Ricordarsi che si osserva solo lo spostamento dellequilibrio e non una variazione della K e Utilizzando il principio di Le Chatelier si può ipotizzare il tipo di bilancio termico della reazione (eso/endotermica) Con le stesse premesse si può spiegare/prevedere il comportamento del sistema chimico nel caso di variazioni di concentrazione Da un punto rigorosamente matematico si può anche utilizzare la legge dazione di massa

12 Legge dazione di massa CH 3 COOH + NaOH CH 3 COONa + H 2 O

13 Equilibri di Sali poco solubili Solubilità e analisi precipitometriche

14 Equilibri in fase eterogenea Almeno uno dei partecipanti alla reazione si trova in una fase diversa dagli altri CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2(g) K c = [CO 2 ]. [CaO]/[CaCO 3 ] Nel caso di Sali poco solubili abbiamo AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) E la K c sarà: K c = [Ag + ]. [Cl - ]/[AgCl] La concentrazione del cloruro dargento è costante in quanto solido e può essere inglobata nella K c che diventa: K ps = [Ag + ]. [Cl - ]PRODOTTO DI SOLUBILITÀ

15 Legame tra K ps e solubilità K PS è chiamato prodotto di solubilità; essendo derivato da una K di equilibrio, è anch'esso una costante (termodinamica), a T costante, purché sia presente il sale come corpo di fondo (altrimenti non potremmo conglobare la sua concentrazione nella costante). K PS è strettamente legato alla solubilità s del sale (ricordiamo che solubilità rappresenta la quantità massima del sale che può essere sciolta in una data quantità di solvente a una certa T).

16 Prodotto di solubilità Equilibri di dissociazione di Sali Dissociazione di sali poco o per niente solubili (insolubili) AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) Il cloruro dargento è un sale poco solubile e il suo equilibrio dissociativo in acqua è spostato verso sinistra La sua K ps = 1,2 x 10 -10 (mol/L) 2

17 Costante di equilibrio per Sali poco solubili AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) K eq = [Ag + ]. [Cl - ]/[AgCl] Poiché il cloruro dargento è in fase solida non può essere presente nella legge dazione di massa in termini di concentrazione. Allora K eq = [Ag + ]. [Cl - ] = K ps Anche il prodotto di solubilità dipende dalla temperatura ed è una costante a temperatura costante

18 Utilità e calcoli La K ps permette di descrivere lequilibrio di dissociazione di un sale poco solubile Permette di calcolare la concentrazione delle specie ioniche disciolte Permette di calcolare la solubilità di un sale Come impostare i calcoli Si parte sempre dalla equazione dissociativa bilanciata Si utilizza lespressione della K ps sostituendo le concentrazioni ioniche con una incognita Si risolve lespressione algebrica ottenuta

19 Fluoruro di Calcio (CaF 2 ) CaF 2(s) Ca 2+ (aq) + 2F - (aq) Poniamo [Ca 2+ ] = x Quindi [F - ] = 2x Ora si scrive la K ps = [Ca 2+ ]. [F - ] 2 Possiamo sostituire con le incognite e il valore del prodotto di solubilità del fluoruro di calcio x. (2x) 2 = 3,2. 10 -11 = 4x 3 x = 3 [( 3,2. 10 -11 )/4] = 0,0002 = 2,0. 10 -4 mol/L = [Ca 2+ ] [F - ] = 2. 2,0. 10 -4 mol/L = 4,0. 10 -4 mol/L

20 Solubilità di un sale Per conoscere la solubilità del floruro di calcio espressa generalmente in g/L si dovrà moltiplicare per la massa molecolare m.m. CaF2 = 40 + 2x19 = 78 g/mol [CaF 2 ] = 2,0. 10 -4 mol/L. 78 g/mol = 1,56. 10 -2 g/L

21 Esercizi (pg 128 n. 23, 24, 25, 26, 27, 28) Es n° 26: calcolare il prodotto di solubilità del PbSO 4 sapendo che la sua solubilità è 4,18. 10 -2 g/L m.m. = 303 g/mol 4,18. 10 -2 g/L / 303 g/mol= 1,4. 10 -4 mol/L PbSO 4(s) Pb 2+ (aq) + SO 4 2- (aq) x = K ps K ps = x 2 = (1,4. 10 -4 ) 2 = 1,96. 10 -8

22 Effetto dello ione in comune K ps = [Ag + ]. [Cl - ] Il principio dellequilibrio mobile vale anche per i prodotti di solubilità Se in una soluzione di Ag + ottenuta con un sale molto solubile aggiungo una soluzione di un sale solubile che contiene Cl - AgNO 3 + NaCl AgCl + Na + + NO 3 -

23 Scala del pH Il simbolo p significa –log 10 Quindi pH significa –log[H + ] (logaritmo cambiato di segno della concentrazione dello ione H + espresso in mol/L [H + ] = 2,5 M il pH = -0,40 [H + ] = 0,001 M (10 -3 ) il pH = 3 [H + ] = 0,0005 M (5,0. 10 -4 ) il pH = -0,7+4 = 3,3 Il pH è una scala logaritmica

24 Relazione con [OH - ] K w = 10 -14 = [H + ]. [OH - ] pK w = 14 = pH + pOH pH = 14 14 + 0 pH = 3 pOH = 11 [OH - ] = 10 -11 mol/L H 2 O H + + OH - 2H 2 O H 3 O + + OH - Equilibrio di autoprotolisi dellacqua

25 Titolazioni di precipitazione Titolazione dei Cloruri con il metodo di Mohr Il punto di fine titolazione è rivelato dalla comparsa della colorazione rosso-mattone del Cromato dArgento (Ag 2 CrO 4 ) La soluzione titolante è di nitrato dargento (AgNO 3 ) 0,1 M Al punto di equivalenza possiamo sempre dire che moli AgNO3 = moli Cl-

26 Impostare i calcoli Calcolare le moli di titolante Molarità del titolante Volume di titolante Sono uguali alle moli di titolato Fare riferimento ad 1L di campione Moltiplicare per la Massa atomica del cloro