L Equilibrio chimico

N2O4N2O4 incolore

L Equilibrio chimico N2O4N2O4 2 NO 2 incolore

L Equilibrio chimico NO 2

L Equilibrio chimico NO 2 N2O4N2O4 Gas incolore

L Equilibrio chimico N2O4N2O4 2 NO 2 N2O4N2O4 Gas incolore + gas rosso scuro

L Equilibrio chimico 2NO 2 N2O4N2O4 Equilibrio dinamico

L Equilibrio chimico aA +bB cC + dD Per un sistema chimico allequilibrio, 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

L Equilibrio chimico aA +bB cC + dD ATTENZIONE Le concentrazioni SONO QUELLE DELLE SPECIE ALLEQUILIBRIO!

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

Costante di Equilibrio La costante di equilibrio è costante a Temperatura costante Ha un senso solo se associata ad un equilibrio chimico, scritto con una precisa stechiometria

Costante di Equilibrio Esempio: N2O4N2O4 2NO 2 N2O4N2O4

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

Equilibrio in fase gassosa Gli esempi fino a qui discussi riguardano sistemi in fase gassosa. Tutte le specie chimiche che definiscono un equilibrio chimico devono trovarsi nella stessa fase

Equilibrio in fase gassosa CaCO 3 CaO+CO 2 solido gas

Equilibrio eterogeneo CaCO 3 CaO +CO 2 solido gas

Equilibrio eterogeneo C+H2OH 2 + CO Solo le specie in fase gassosa determinano lequilibrio

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 per la reazione H 2 + I 2 2HI è = 46. Equilibrio in fase gassosa Esercizi

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

Poiché le costanti di equilibrio di tutte le reazioni piu importanti sono note e tabulate a varie temperature, lequazione dellequilibrio chimico puo SEMPRE essere utilizzata per ricavare il valore di una concentrazione incognita, SE LE ALTRE SONO NOTE Equilibrio in fase gassosa Esercizi

Grado di dissociazione Rapporto tra le moli della sostanza che si è dissociata allequilibrio e le moli della sostanza presenti allinizio della reazione 2HIH 2 + I 2

Esempio 2HIH 2 + I 2 Allinizio ho 10 moli di HI Quando si instaura lequilibrio, = 40% Quante moli di HI, H 2, I 2 ?

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, d alla 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

Grado di dissociazione 2HIH 2 + I 2

Grado di dissociazione Rapporto tra le moli della sostanza che si è dissociata allequilibrio e le moli della sostanza presenti allinizio della reazione 2HIH 2 + I 2

Costante di equilibrio e grado di dissociazione 2HIH 2 + I 2

Azoto e idrogeno sono posti in un recipiente alle concentrazioni di M and M, rispettivamente. Allequilibrio, la concentrazione di NH 3 è M. Quale è il valore della costante di equilibrio per questa reazione? N H 2 2NH 3 K eq = [NH 3 ] 2 /[N 2 ][H 2 ] 3 InizialeEquilibrio [N 2 ] = [H 2 ] = [NH 3 ] K eq = (0.150) 2 /(0.425)(0.575) 3 = Esercizio

Azoto e idrogeno sono posti in un recipiente alle concentrazioni di M and M, rispettivamente. Allequilibrio, la concentrazione di NH 3 è M. Quale è il valore della costante di equilibrio per questa reazione? N H 2 2NH 3 K eq = [NH 3 ] 2 /[N 2 ][H 2 ] 3 InizialeEquilibrio [N 2 ] = [H 2 ] = [NH 3 ] K eq = (0.150) 2 /(0.425)(0.575) 3 = Esercizio

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.

2) Calcolare la composizione allequilibrio 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 K c = [H 2 ][I 2 ]/ [HI] 2 InizialeFinale [HI]2.1 x x – 2x [H 2 ]0x [I 2 ]0x K c = x 2 / (2.1 x –2x) 2 x = 0.24 x 10 -3

3) Data la seguente reazione a: PCl 5(g) PCl 3(g) + Cl 2(g) con K c = a 340 °C Calcolare le concentrazioni allequilibrio sapendo che le concentrazioni iniziali delle tre sostanze sono M. Kc = [PCl 3 ][Cl 2 ]/[PCl 5 ]= PCl x Cl x PCl x 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.

Valutazione qualitativa della direzione di reazione Una miscela di iodio, idrogeno e ioduro di idrogeno, ciascuno alla conc M, fu introdotta in un recipiente a 490° C (T a cui tutte le sostanze sono in fase gassosa). A questa T, K eq per la reazione H 2 + I 2 2HI è = 46. Prevedere se sarà formato altro HI.

Aspetti quantitativi di K eq CO 2 CO + ½ O 2 A 100°C K eq = K eq = [CO][O 2 ] 1/2 /[CO 2 ] = Allequilibrio le concentrazioni di CO e O 2 sono trascurabili.

Il principio di Le Chatelier-Braun 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.

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 lequilibrio si sposterebbe a sinistra. Non cè effetto della P se non cè variazione nel numero di molecole durante la reazione.

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 verso destra. Effetto opposto se si introduce un prodotto nella miscela di reazione. aA +bB cC + dD

Aggiunta di un reagente K c = [NO] 2 /[N 2 ][O 2 ] Eq: 0,65-0,65-0,21 Aggiungo 2,00 di N2 2, N 2 +O 2 2NO

Variazione di volume K c = [NH 3 ] 2 /[N 2 ][H 2 ] 3 [ ]= n/V K c = [(n NH 3 ) 2 / n N 2 (n H 2 ) 3 ]V 2 N 2 +3N 2 2NH 3 Aumentando il volume, la reazione si sposta verso il minore numero di molecole

Effetto della temperatura Aumento di T sposta lequilibrio nella direzione che corrisponde alla reazione endotermica. Es. N H 2 2NH 3 H° = -92 kJ mol -1 La reazione è esotermica. Un aumento di T favorisce la decomposizione di NH 3 nei suoi prodotti.

Aspetti quantitativi N H 2 2NH 3 Kc=10 8 a 25 °C Kc=40 a 400 °C, N 2 + O 2 2NO Kc= a 25 °C, Kc=10 -1 a 2000 °C La costante di equilibrio puo variare in modo sostanziale il funzione della temperatura