ESERCITAZIONE di CHIMICA GAS e PRESSIONI PARZIALI 9 novembre 2012 GAS e PRESSIONI PARZIALI EQUILIBRIO CHIMICO VELOCITÀ DI REAZIONE 1

GAS e PRESSIONI PARZIALI 2

Ptotale x V = ntotale x R x T Ptotale = p1 + p2 + p3 .... + pi = i pi In una miscela gassosa ciascun gas esercita una pressione propria detta “pressione parziale” pi x V = ni x R x T Ptotale x V = ntotale x R x T Ptotale = p1 + p2 + p3 .... + pi = i pi ntotale = n1 + n2 + n3 .... + ni = i ni 3

PRESSIONI PARZIALI E MOLARITÀ In una miscela gassosa la pressione parziale di ciascun gas è proporzionale alla sua concentrazione: pi x V = ni x R x T ni x R x T ni pi = -------------- = --- x R x T = Mi x R x T V V 4

Un recipiente del volume di 15 L contiene: 0,1 mol di ossigeno 0,25 mol di azoto 0,3 mol di elio 0,2 mol di metano Calcolare le pressioni parziali e la pressione totale a 27 °C 5

pO2 = (nO2 / V) x R x T = (0,1 / 15) x 0,082 x 300 = 0,16 atm pN2 = (nN2 / V) x R x T = (0,25 / 15) x 0,082 x 300 = 0,41 atm pHe = (nHe / V) x R x T = (0,3 / 15) x 0,082 x 300 = 0,49 atm pCH4 = (nCH4 / V) x R x T = (0,2 / 15) x 0,082 x 300 = 0,33 atm Ptotale = pO2 + pN2 + pHe + pCH4 = 1,39 atm moli totali = 0,1 + 0,25 + 0,3 + 0,2 = 0,85 Ptotale = (0,85 / V) x R x T = 1,39 atm 6

MISCELE GASSOSE: FRAZIONE MOLARE moli gas (mol) 1 MISCELE GASSOSE: FRAZIONE MOLARE moli gas (mol) frazione molare X = ------------------------ moli totali (mol) 7

PRESSIONI PARZIALI E FRAZIONE MOLARE 2 PRESSIONI PARZIALI E FRAZIONE MOLARE In una miscela gassosa ciascun gas esercita una pressione propria detta “pressione parziale” pi x V = ni x R x T Ptotale x V = ntotale x R x T pi / Ptotale = ni / ntotale pi = Ptotale x Xi 8

Una miscela gassosa contiene: 5 moli di ossigeno, 3 Una miscela gassosa contiene: 5 moli di ossigeno, 7 moli di azoto e 3 moli di elio Sapendo che la pressione totale è di 10 atm, calcolare le pressioni parziali dei tre gas moli totali = 5 + 7 + 3 = 15 mol pO2 = 10 x (5 / 15) = 3,3 atm pN2 = 10 x (7 / 15) = 4,6 atm pHe = 10 x (3 / 15) = 2,0 atm

EQUILIBRIO CHIMICO 10

Reazione generica alla temperatura T: 1 Reazione generica alla temperatura T: a A + b B  c C + d D [ C ]c x [ D ]d quoziente di reazione Q = ----------------- (valore variabile!) [ A ]a x [ B ]b 11

Reazione generica alla temperatura T: a A + b B  c C + d D 2 Reazione generica alla temperatura T: a A + b B  c C + d D All’equilibrio: [ C ]ceq x [ D ]deq Q = kc = ---------------------- [ A ]aeq x [ B ]beq kc = costante equilibrio alla temperatura T (valore noto!) Il valore di kc dipende solo dalla temperatura! 12

Equilibrio in fase gassosa (reagenti e prodotti sono gas!) 3 O2 (g)  2 O3 (g) [ O3 ]2eq kc = ----------- = 6,2 x 10-57 a T = 25 °C [ O2 ]3eq Equilibrio fortemente spostato verso il reagente! 13

Equilibrio in fase gassosa (reagenti e prodotti sono gas!) CO (g) + 2 H2 (g)  CH3OH (g) [ CH3OH ]eq kc = ---------------------- = 290 a T = 700 K [ CO ] x [ H2 ]2eq Equilibrio spostato verso il prodotto! 14

Equilibrio in fase mista NH4Cl (s)  NH3 (g) + HCl (g) [ NH3 ]eq x [ HCl ]eq kc = -------------------------- = [ NH3 ]eq x [ HCl ]eq [ NH4Cl ]eq La concentrazione delle sostanze “pure” solide o liquide è costante e ricompresa nel valore di kc! 15

Equilibrio in fase mista CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) [ CaO ]eq x [ CO2 ]eq kc = --------------------------- = [ CO2 ]eq [ CaCO3 ]eq La concentrazione delle sostanze “pure” solide o liquide è costante e ricompresa nel valore di kc! 16

Calcolare la molarità dell’acqua pura a 4 °C massa specifica acqua = 1.000 g / L massa molare acqua = 18 g / mol molarità acqua = 1.000 / 18 = 55,55 mol / L La molarità dell’acqua a 4 °C è un numero costante! 17

Equilibrio in soluzione (reagenti e prodotti sono in soluzione) CH3COOH (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) [ H3O+ ]eq x [ CH3COO- ]eq [ H3O+ ]eq x [ CH3COO- ]eq kc = ----------------------------------- = ----------------------------------- [ CH3COOH ]eq x [ H2O ]eq [ CH3COOH ]eq La concentrazione delle sostanze “pure” solide o liquide è costante e ricompresa nel valore di kc! 18

Alla temperatura T il quoziente di reazione Q = 200 A + B ↔ C kc = 20 Alla temperatura T il quoziente di reazione Q = 200 All’equilibrio, la concentrazione di C è: minore, maggiore, non varia, aumenta di 10 volte [ C ] [ C ]eq Q = --------------- = 200 kc = -------------------- = 20 [ A ] x [ B ] [ A ]eq x [ B ]eq

Nelle condizioni iniziali si hanno le seguenti concentrazioni: 1 2009-2010   A + B ↔ C + D kc = 4 Nelle condizioni iniziali si hanno le seguenti concentrazioni: [ A ] = 1 M [ B ] = 1 M [ C ] = 0 [ D ] = 0 Quale sarà la concentrazione all’equilibrio di C? 0,25 M 0,58 M 0,75 M 0,66 M 20

kc = -------------------- = --------- = 4 ------ = 2 2009-2010   iniziali 1 1 0 0 A + B ↔ C + D equilibrio 1 - x 1 - x x x [ C ]eq x [ D ]eq x2 x kc = -------------------- = --------- = 4 ------ = 2 [ A ]eq x [ B ]eq (1 - x)2 1 - x x = 0,66 mol /L [ C ]eq = 0,66 mol / L 21

ad una data temperatura Il composto si dissocia secondo la reazione: 1 2009-2010   Un campione di 18,4 grammi di N2O4 gassoso è racchiuso in un recipiente del volume di 5 L ad una data temperatura Il composto si dissocia secondo la reazione: N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) Sapendo che all’equilibrio il 40% dell’N2O4 si è dissociato, calcolare il valore della kc

moli iniziali N2O4 = 18,4 / 92 = 0,2 mol massa molare N2O4 = 92 g / mol moli iniziali N2O4 = 18,4 / 92 = 0,2 mol moli iniziali 0,2 0 N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) moli equilibrio 0,2 - x 2 x moli dissociate N2O4 = 0,2 x 0,40 = 0,08 mol x = 0,08 moli equilibrio N2O4 = 0,2 - 0,08 = 0,12 mol moli equilibrio NO2 = 0,08 x 2 = 0,16 mol 23

kc = ------------- = ----------- = 0,043 moli iniziali 0,2 0 N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) moli equilibrio 0,12 0,16 Volume = 5 L composto moli mol / L N2O4 0,12 0,12 / 5 = 0,24 NO2 0,16 0,16 / 5 = 0,032 [ NO2 ]2eq (0,032)2 kc = ------------- = ----------- = 0,043 N2O4 ]eq 0,024 24

Un campione di 3,4 grammi di NH3 gassosa è 1 2009-2010   Un campione di 3,4 grammi di NH3 gassosa è racchiuso in un recipiente del volume di 1 L ad una data temperatura Il composto si dissocia secondo la reazione: 2 NH3 (g) ↔ N2(g) + 3 H2 (g) Sapendo che all’equilibrio il 30% di NH3 si è dissociato, calcolare il valore della kc 25

moli iniziali NH3 = 3,4 / 17 = 0,2 mol massa molare NH3 = 17 g / mol moli iniziali NH3 = 3,4 / 17 = 0,2 mol moli iniziali 0,2 0 0 2 NH3 (g) ↔ N2 (g) + 3 H2 (g) moli equilibrio 0,2 - x x/2 3/2 x moli dissociate NH3 = 0,2 x 0,30 = 0,06 mol x = 0,06 moli equilibrio NH3 = 0,2 - 0,06 = 0,14 mol moli equilibrio N2 = 0,06 x (1/2) = 0,03 mol moli equilibrio H2 = 0,06 x (3/2) = 0,09 mol 26

kc = ------------------------- = ------------------- = 1,11 x 10-3 moli iniziali 0,2 0 0 2 NH3 (g) ↔ N2 (g) + 3 H2 (g) moli equilibrio 0,14 0,03 0,09 Volume = 1 L composto moli mol / L NH3 0,14 0,14 / 1 = 0,14 N2 0,03 0,03 / 1 = 0,03 H2 0,09 0,09 / 1 = 0,09 [ N2 ]eq x [ H2 ]3eq 0,03 x (0,09)3 kc = ------------------------- = ------------------- = 1,11 x 10-3 [ NH3 ]2eq (0,14)2 27

EQUILIBRIO CHIMICO e CALORE 28

Reazioni esotermiche: producono calore Q, cioè cedono Q all’ambiente Reazioni endotermiche: richiedono calore Q, cioè sottraggono Q all’ambiente Q va considerato come un reagente o un prodotto! Q + A + B ↔ C + D (endotermica) A + B ↔ C + D + Q (esotermica) 29

Si consideri la reazione all’equilibrio: A + B ↔ C + D 2009-2010   Si consideri la reazione all’equilibrio: A + B ↔ C + D Sapendo che un aumento della temperatura porta ad un aumento dei prodotti, si deduce che la reazione è: endotermica esotermica endotermica solo se prodotti e reagenti sono gassosi esotermica solo se è un equilibrio eterogeneo

Data la reazione (endotermica) all’equilibrio: 2008-2009   Data la reazione (endotermica) all’equilibrio: Q + H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) L’equilibrio si sposterà a sinistra se c’è un aumento di: temperatura concentrazione di I2 (g) concentrazione di HI (g) volume del contenitore della reazione

1 2008-2009   In un recipiente del volume di 10 litri posto a 500 K sono state immesse 4 moli di I2 gassoso e 4 moli di H2 gassoso (kc = 62,5) Calcolare le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti all’equilibrio, le loro pressioni parziali e quella totale H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) 32

kc = --------------------- = --------- = --------- = 62,5 moli iniziali 4 4 0 H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) moli equilibrio 4 - x 4 - x 2 x Volume = 10 L (2 x)2 --------- [ HI ]2eq 102 (2 x)2 kc = --------------------- = --------- = --------- = 62,5 [ H2 ]eq x [ I2 ]eq (4 - x)2 (4 - x)2 102 33

kc = 62,5 = --------- 7,9 = ------- x = 3,2 moli iniziali 4 4 0 H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) moli equilibrio 4 - x 4 - x 2 x (2 x)2 2 x kc = 62,5 = --------- 7,9 = ------- x = 3,2 (4 - x)2 4 - x 34

H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) x = 3,2 mol Volume = 10 L moli mol / L 4 moli iniziali 4 4 0 H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) moli equilibrio 4 - x 4 - x 2 x x = 3,2 mol Volume = 10 L moli mol / L p, atm H2 0,8 0,08 3,28 I2 HI 6,4 0,64 26,24 32,8 35

1 2008-2009   In un recipiente del volume di 15 litri posto a 400 K sono state immesse 2 moli di I2 gassoso, 2 moli di H2 gassoso e 4 moli di HI gassoso (kc = 49) Calcolare le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti all’equilibrio, le loro pressioni parziali e la pressione totale H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g)

kc = -------------------- = ------------ = ------------- = 49,0 2 moli iniziali 2 2 4 H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) moli equilibrio 2 - x 2 - x 4 + 2 x Volume = 15 L (4 + 2 x)2 ------------ [ HI ]2eq 152 (4 + 2 x)2 kc = -------------------- = ------------ = ------------- = 49,0 [ H2 ]eq x [ I2 ]eq (2 - x)2 (2 - x)2 152 37

kc = 49,0 = ------------ 7,0 = ---------- x = 1,11 3 moli iniziali 2 2 4 H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) moli equilibrio 2 - x 2 - x 4 + 2 x (4 + 2 x)2 4 + 2 x kc = 49,0 = ------------ 7,0 = ---------- x = 1,11 (2 - x)2 2 - x 38

H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) x = 1,11 mol Volume = 15 L moli mol / L 4 moli iniziali 2 2 4 H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) moli equilibrio 2 - x 2 - x 4 + 2 x x = 1,11 mol Volume = 15 L moli mol / L p, atm H2 0,89 0,059 1,93 I2 HI 6,22 0,415 13,61 17,47 39

Calcolare le concentrazioni dei reagenti e 1 2008-2009   In un recipiente del volume di 1 litro posto a 1000 K sono state immesse 1 mole di A gassoso, 1 mole di B gassoso e 100 moli di C gassoso (kc = 0,01) Calcolare le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti all’equilibrio A (g) + B (g) ↔ 2 C (g) 40

kc = -------------------- = --------------- = ---------------- = 0,01 2 moli iniziali 1 1 100 A (g) + B (g) ↔ 2 C (g) moli equilibrio 1 - x 1 - x 100 + 2 x Volume = 1 L (100 + 2 x)2 --------------- [ C ]2eq 12 (100 + 2 x)2 kc = -------------------- = --------------- = ---------------- = 0,01 [ A ]eq x [ B ]eq (1 - x)2 (1 - x)2 12 41

kc = 0,01 = -------------- 0,1 = ------------- x = - 47,6 3 moli iniziali 1 1 100 A (g) + B (g) ↔ 2 C (g) moli equilibrio 1 - x 1 - x 100 + 2 x (100 + 2 x)2 100 + 2 x kc = 0,01 = -------------- 0,1 = ------------- x = - 47,6 (1 - x)2 1 - x L’equilibrio si sposta a sinistra! 42

x = - 47,6 mol Volume = 1 L moli mol / L A 48,6 B C 4,8 moli iniziali 1 1 100 A (g) + B (g) ↔ 2 C (g) moli equilibrio 1 - x 1 - x 100 + 2 x x = - 47,6 mol Volume = 1 L moli mol / L A 48,6 B C 4,8 43

EQUILIBRIO GASSOSO e PRESSIONE 44

[ C ]eq x [ D ]eq pCeq x pDeq 1 kc e kp Negli equilibri in fase gassosa la costante di equilibrio può essere espressa sia come kc, sia come kp: A (g) + B (g)  C (g) + D (g) [ C ]eq x [ D ]eq pCeq x pDeq kc = -------------------- kp = ----------------- [ A ]eq x [ B ]eq pAeq x pBeq kc e kp possono essere uguali o differenti! 45

[ C ]eq x [ D ]eq pCeq x pDeq 2 A (g) + B (g)  C (g) + D (g) [ C ]eq x [ D ]eq pCeq x pDeq kc = --------------------- kp = ----------------- [ A ]eq x [ B ]eq pAeq x pBeq ([ C ] x R x T) x ([ D ] x R x T) kp = ----------------------------------------- = kc ([ A ] x R x T) x ([ B ] x R x T) 46

kc = --------------------- kp = ----------------- 3 A (g) + B (g)  C (g) [ C ]eq pCeq kc = --------------------- kp = ----------------- [ A ]eq x [ B ]eq pAeq x pBeq ([ C ] x R x T) kc kp = ----------------------------------------- = ------- ([ A ] x R x T) x ([ B ] x R x T) R x T 47

Negli equilibri gassosi dove il numero di moli kc uguale a kp Negli equilibri gassosi dove il numero di moli dei reagenti e dei prodotti sono uguali! kc diverso da kp dei reagenti e dei prodotti sono differenti! 48

Negli equilibri con gas, la variazione di pressione totale P può perturbare lo stato di equilibrio, ma NON la kc e la kp che dipendono solo dalla temperatura! 49

[ A ]eq = [ B ]eq = [ C ]eq = [ D ]eq = 1 mol / L [ C ]eq x [ D ]eq A(g) + B(g) ↔ C(g) + D(g) [ A ]eq = [ B ]eq = [ C ]eq = [ D ]eq = 1 mol / L [ C ]eq x [ D ]eq kc = -------------------- = 1 [ A ]eq x [ B ]eq Raddoppiando la pressione, il volume si dimezza! [ A ] = [ B ] = [ C ] = [ D ] = 2 mol / L Q = 1 L’equilibrio non si è perturbato! 50

[ A ]eq = [ B ]eq = [ C ]eq = 1 mol / L [ C ]eq A(g) + B(g) ↔ C(g) [ A ]eq = [ B ]eq = [ C ]eq = 1 mol / L [ C ]eq kc = -------------------- = 1 [ A ]eq x [ B ]eq Raddoppiando la pressione, il volume si dimezza! [ A ] = [ B ] = [ C ] = 2 mol / L Q = 0,5 L’equilibrio si sposta a destra! 51

Negli equilibri con gas dove il numero di moli dei reagenti e dei prodotti sono differenti la variazione di pressione totale P perturba l’equilibrio (non kc e kp!) L’equilibrio si sposta verso destra o verso sinistra per “ripristinare” l’affollamento molecolare precedente 52

CO (g) + H2O (g) ↔ CO2 (g) + H2 (g) [ CO2 ]eq x [ H2 ]eq pCO2 eq x pH2 eq kc = -------------------------- kp = ----------------------- [ CO ]eq x [ H2O ]eq pCO eq x pH2O eq La pressione totale non influenza l’equilibrio! 53

[ PCl3 ]eq x [ Cl2 ]eq pPCl3 eq x pCl2 eq PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g) [ PCl3 ]eq x [ Cl2 ]eq pPCl3 eq x pCl2 eq kc = -------------------------- kp = ----------------------- [ PCl5 ]eq pCl5 eq La pressione totale influenza l’equilibrio! Aumento di P: spostamento a sinistra Diminuzione di P: spostamento a destra 54

kc = ------------------------ kp = --------------------- 2 H2 (g) + O2 (g) ↔ 2 H2O (g) [ H2O ]2eq pH2O2 eq kc = ------------------------ kp = --------------------- [ H2 ]2eq x [ O2 ]eq pH22 eq x pO2 eq La pressione totale influenza l’equilibrio! Aumento di P: spostamento a destra Diminuzione di P: spostamento a sinistra 55

Esprimere la kp relativa all’equilibrio: 1 2007-2008   Esprimere la kp relativa all’equilibrio: 2 Cr2O3 (s) + 3 C (s) ↔ 4 Cr (s) + 3 CO2 (g) - Q Come viene influenzato l’equilibrio da: aumento di temperatura diminuzione della pressione totale P

2 Cr2O3 (s) + 3 C (s) + Q ↔ 4 Cr (s) 3 CO2 (g) kp = (pCO2)3 Aumento di temperatura: l’equilibrio si sposta a destra Diminuzione della pressione totale P: 57

Esprimere la kp relativa all’equilibrio: 1 2009-2010   Esprimere la kp relativa all’equilibrio: 2 Fe (s) + 3 H2O (l) ↔ Fe2O3 (s) 3 H2 (g) - Q Come viene influenzato l’equilibrio da: diminuzione di temperatura aumento della pressione totale P diminuzione della pressione parziale di H2 58

2 Fe (s) + 3 H2O (l) + Q ↔ Fe2O3 (s) 3 H2 (g) kp = (pH2)3 Diminuzione di temperatura: l’equilibrio si sposta a sinistra Aumento della pressione totale P: Diminuzione pressione parziale H2: l’equilibrio si sposta a destra 59

VELOCITÀ di REAZIONE 60

Reazione generica alla temperatura T: a A + b B  c C + d D All’equilibrio: [ C ]ceq x [ D ]deq Q = kc = ----------------------- [ A ]aeq x [ B ]beq kc = costante equilibrio alla temperatura T (valore noto!) Il valore di kc dipende solo dalla temperatura 61

Reazione generica alla temperatura T: a A + b B  c C + d D velocità di reazione = kv x [ A ]x x [ B ]y kv = costante di velocità alla temperatura T (valore noto!) Il valore di kv dipende solo dalla temperatura e aumenta con l’aumentare della temperatura! 62

Reazione generica alla temperatura T: a A + b B  c C + d D velocità di reazione = kv x [ A ]x x [ B ]y x = ordine di reazione di A (sperimentale!) y = ordine di reazione di B (sperimentale!) x + y = ordine di reazione 63

La reazione è di secondo ordine e di primo ordine 1 H2 + I2  2 HI v = kv x [ H2 ]1 x [ I2 ]1 La reazione è di secondo ordine e di primo ordine rispetto a ciascun reagente T kv 500 K 4,3 x 10-7 600 K 4,4 x 10-4 700 K 6,3 x 10-2 800 K 2,6 64

La velocità raddoppia al raddoppiare di [ H2 ]: H2 + I2  2 HI v = kv x [ H2 ]x x [ I2 ]y [ H2 ] [ I2 ] v 0,05 0,1 2,15 x 10-5 4,3 x 10-5 0,2 8,6 x 10-5 La velocità raddoppia al raddoppiare di [ H2 ]: la reazione è di primo ordine rispetto a H2 65

La velocità raddoppia al raddoppiare di [ I2 ]: 3 H2 + I2  2 HI v = kv x [ H2 ]1 x [ I2 ]y [ H2 ] [ I2 ] v 0,1 0,05 2,15 x 10-5 4,3 x 10-5 0,2 8,6 x 10-5 La velocità raddoppia al raddoppiare di [ I2 ]: la reazione è di primo ordine rispetto a I2 66

La reazione è di secondo ordine e di 3 H2 + I2  2 HI v = kv x [ H2 ]1 x [ I2 ]1 La reazione è di secondo ordine e di primo ordine rispetto a ciascun reagente [ H2 ] [ I2 ] v sperimentale 0,1 4,3 x 10-9 v 4,3 x 10-9 kv = ------------------ = ------------- = 4,3 x 10-7 [ H2 ]1 x [ I2 ]1 0,1 x 0,1 67

La velocità raddoppia al raddoppiare di [ A ]: 1 A + B + C  2 D v = kv x [ A ]x x [ B ]y x [ C ]z [ A ] [ B ] [ C ] v sperimentale 0,05 0,1 2 x 10-3 4 x 10-3 0,2 8 x 10-3 La velocità raddoppia al raddoppiare di [ A ]: la reazione è di primo ordine rispetto a A 68

La velocità raddoppia al raddoppiare di [ B ]: 2 A + B + C  2 D v = kv x [ A ]1 x [ B ]y x [ C ]z [ A ] [ B ] [ C ] v sperimentale 0,1 0,05 2 x 10-3 4 x 10-3 0,2 8 x 10-3 La velocità raddoppia al raddoppiare di [ B ]: la reazione è di primo ordine rispetto a B 69

La velocità quadrupla al raddoppiare di [ C ]: 3 A + B + C  2 D v = kv x [ A ]1 x [ B ]1 x [ C ]z [ A ] [ B ] [ C ] v sperimentale 0,1 0,05 1 x 10-3 4 x 10-3 0,2 16 x 10-3 La velocità quadrupla al raddoppiare di [ C ]: la reazione è di secondo ordine rispetto a C 70

L’ordine della reazione è 4 [ A ] [ B ] [ C ] v sperimentale 0,1 A + B + C  2 D v = kv x [ A ]1 x [ B ]1 x [ C ]2 L’ordine della reazione è 4 [ A ] [ B ] [ C ] v sperimentale 0,1 4 x 10-3 v 4 x 10-3 kv = --------------------------- = ---------------------- = 40 [ A ]1 x [ B ]1 x [ C ]2 0,1 x 0,1 x (0,1)2 71

La velocità raddoppia al raddoppiare di [ A ]: 1 A + B + C  D + E v = kv x [ A ]x x [ B ]y x [ C ]z [ A ] [ B ] [ C ] v sperimentale 0,05 0,1 3 x 10-4 6 x 10-4 0,2 12 x 10-4 La velocità raddoppia al raddoppiare di [ A ]: la reazione è di primo ordine rispetto a A 72

La velocità non cambia al raddoppiare di [ B ]: 2 A + B + C  D + E v = kv x [ A ]1 x [ B ]y x [ C ]z [ A ] [ B ] [ C ] v sperimentale 0,1 0,05 6 x 10-4 0,2 La velocità non cambia al raddoppiare di [ B ]: la reazione è di ordine zero rispetto a B 73

La velocità quadrupla al raddoppiare di [ C ]: 3 A + B + C  D + E v = kv x [ A ]1 x [ B ]0 x [ C ]z [ A ] [ B ] [ C ] v sperimentale 0,1 0,05 1,5 x 10-4 6 x 10-4 0,2 24 x 10-4 La velocità quadrupla al raddoppiare di [ C ]: la reazione è di secondo ordine rispetto a C 74

L’ordine della reazione è 3 [ A ] [ B ] [ C ] v sperimentale 0,1 4 A + B + C  D + E v = kv x [ A ]1 x [ B ]0 x [ C ]2 L’ordine della reazione è 3 [ A ] [ B ] [ C ] v sperimentale 0,1 6 x 10-4 v 6 x 10-3 kv = --------------------------- = -------------------- = 6 [ A ]1 x [ B ]0 x [ C ]2 0,1 x 1 x (0,1)2 75

BrO-(aq) + 5 Br-(aq) + 6 H+(aq)  3 Br2 + 9 H2O(l) 1 2011-2012 BrO-(aq) + 5 Br-(aq) + 6 H+(aq)  3 Br2 + 9 H2O(l) v = kv x [ BrO- ]x x [ Br- ]y x [ H+ ]z [ BrO- ] [ Br- ] [ H+ ] v sperimentale 0,1 1,2 x 10-3 0,2 2,4 x 10-3 0,3 3,6 x 10-3 0,15 5,4 x 10-3 76

BrO-(aq) + 5 Br-(aq) + 6 H+(aq)  3 Br2 + 9 H2O(l) v = kv x [ BrO- ]1 x [ Br- ]y x [ H+ ]z [ BrO- ] [ Br- ] [ H+ ] v sperimentale 0,1 1,2 x 10-3 0,2 2,4 x 10-3 0,3 3,6 x 10-3 0,15 5,4 x 10-3 77

BrO-(aq) + 5 Br-(aq) + 6 H+(aq)  3 Br2 + 9 H2O(l) v = kv x [ BrO- ]1 x [ Br- ]1 x [ H+ ]z [ BrO- ] [ Br- ] [ H+ ] v sperimentale 0,1 1,2 x 10-3 0,2 2,4 x 10-3 0,3 3,6 x 10-3 0,15 5,4 x 10-3 78

BrO-(aq) + 5 Br-(aq) + 6 H+(aq)  3 Br2 + 9 H2O(l) 4 BrO-(aq) + 5 Br-(aq) + 6 H+(aq)  3 Br2 + 9 H2O(l) v = kv x [ BrO- ]1 x [ Br- ]1 x [ H+ ]2 [ BrO- ] [ Br- ] [ H+ ] v sperimentale 0,1 1,2 x 10-3 0,2 2,4 x 10-3 0,3 3,6 x 10-3 0,15 5,4 x 10-3 79

FINE ! 80