Equilibrio chimico in fase gassosa

Presentazione sul tema: "Equilibrio chimico in fase gassosa"— Transcript della presentazione:

1 Equilibrio chimico in fase gassosa

2 Equilibrio chimico L’equilibrio chimico è uno stato di equilibrio dinamico in cui la velocità di formazione dei prodotti è uguale alla loro velocità di decomposizione nei reagenti N2 + 3 H2  2NH3

3 La legge di azione di massa
La composizione della miscela di reazione all’equilibrio è descritta dalla sua costante di equilibrio Keq. Secondo la legge di azione di massa, per una generica reazione: aA + bB  cC + dD le concentrazioni all’equilibrio delle varie specie soddisfano: Keq = [C]c[D]d/[A]a[B]b

4 La costante di equilibrio della reazione
Keq = [C]c[D]d/[A]a[B]b Il rapporto fra le concentrazioni molari dei prodotti di reazione ed il prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti all’equilibrio, ciascuna concentrazione essendo elevata ad una potenza pari al coefficiente stechiometrico con cui la specie compare nella reazione, è costante a T costante.

5 Significato di Keq CO2  CO + ½ O2 A 100°C Keq = 10-36
Keq = [CO][O2]1/2/[CO2] =10-36 All’equilibrio le concentrazioni di CO e O2 sono trascurabili.

6 Il quoziente di reazione Qc
E’ bene notare che le concentrazioni molari nell’espressione della Keq sono quelle all’equilibrio, e non quelle iniziali. Definiamo il quoziente di reazione Qc come: Qc = [C]c[D]d/[A]a[B]b dove ora le concentrazioni sono quelle di una qualsiasi miscela di reazione data.

7 Prevedere la direzione di una reazione
La conoscenza di Keq ci consente di dire se una miscela di reazione di composizione arbitraria evolverà verso i prodotti o verso i reagenti attraverso il confronto di Keq con Qc (quoziente di reazione).

8 Valutazione qualitativa della direzione di reazione
Se Qc > Keq, ci sarà tendenza a formare reagenti. Se Qc < Keq, ci sarà tendenza a formare prodotti. Se Qc = Keq, la reazione è all’equilibrio. equilibrio

9 Quoziente di reazione e costante di equilibrio
100% reagenti 100% prodotti equilibrio Composizione della miscela di reazione !Energia libera! Q < Keq Q > Keq Q = Keq Composizione della miscela di equilibrio

10 Energia libera e costante di equilibrio
DGreaz = DG°reaz + RT lnQ All’equilibrio: DGreaz = 0 DG°reaz = -RT lnKeq

11 Energia libera e costante di equilibrio
DG°reaz è la differenza fra le energie libere molari dei prodotti e dei reagenti considerati tutti nel proprio stato standard DGreaz si riferisce a una qualunque composizione della miscela di reazione e rappresenta la differenza di energia libera molare tra prodotti e reagenti alle concentrazioni che sussistono in un momento particolare della reazione. Energia libera e costante di equilibrio

12 DGreaz = DG°reaz + RT lnQ
Il valore di DGreaz varia al variare della composizione della miscela di reazione Energia libera e equilibrio 100% reagenti 100% prodotti equilibrio Composizione della miscela di reazione |Energia libera| DGreaz°<0 DGreaz<0 DGreaz>0 DGreaz=0 Composizione della miscela di equilibrio

13 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, Keq per la reazione H2 + I2  2HI è = 46. Prevedere se sarà formato altro HI. Qc = [HI]2/[H2][I2]=1 Qc<Keq  ci sarà formazione di prodotti

14 Calcolo di Keq a partire dalle concentrazioni all’equilibrio
A B K = 10 K = 0.10

15 Calcolo di Keq a partire dalle concentrazioni all’equilibrio
Azoto e idrogeno sono posti in un recipiente alle concentrazioni di M and M, rispettivamente. All’equilibrio, la concentrazione di NH3 è M. Quale è il valore della costante di equilibrio per questa reazione? N2 + 3 H2  2NH3 Keq = [NH3]2/[N2][H2]3 Iniziale Equilibrio [N2] = 0.425 [H2] = 0.575 [NH3] Keq = (0.150)2/(0.425)(0.575)3 = 0.278

16 Il valore di Keq dipende dal formalismo con cui è scritta la reazione
N2 + 3 H2  2NH3 Keq = [NH3]2/[N2][H2]3 1/2N2 + 3/2 H2  NH3 Keq = [NH3]/[N2]1/2[H2]3/2 Quindi la costante ha un significato univoco solo quando è associata ad una reazione.

17 Reazione diretta e reazione inversa
N2 + 3 H2  2NH3 Keq = [NH3]2/[N2][H2]3 2NH3  N2 + 3 H2 K’eq = [N2][H2]3/ [NH3]2 Keq = 1/ K’eq

18 Costante di equilibrio e pressioni parziali
Negli equilibri in fase gassosa può essere comodo esprimere Keq in funzione delle pressioni parziali. Kc = [NH3]2/[N2][H2]3 PV =nRT CM = n/V = P/RT Kc = P2NH3/(RT)2 · RT/PN2 · (RT)3/P3H2 = = P2NH3/PN2P3H2 · RT2 Si può definire una nuova costante Kp = P2NH3/PN2P3H2 In generale: Kp = Kc (RT) Dn dove Dn = differenza fra le moli di prodotti e quelle di reagenti

19 Relazione fra Kp e Kc Calcolare il valore di Kp per la reazione
N2O4  2NO2 a 25°C, sapendo che Kc (25°C) = Kc = [NO2]2/[N2O4] = 0.040 Kp = Kc (RT)(2-1) = Kc RT Kp = = 0.98 (atm)

20 Equilibri eterogenei CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(gas)
La concentrazione di un solido o di un liquido puro è indipendente dalla quantità di tale solido o liquido e quindi è costante durante la reazione. Kc = [CO2] La costante di equilibrio per gli equilibri eterogenei si scrive quindi ignorando i solidi e liquidi puri che partecipano alla reazione.

21 Altri esempi di calcolo
1) Una miscela di iodio e idrogeno è scaldata a 490°C. Le concentrazioni all’equilibrio sono [I2] = 3.1 mM e [HI] = 2.7 mM. Calcolare la concentrazione all’equilibrio di H2, sapendo che a questa T, Kc per la reazione H2 + I2  2HI è = 46. Kc = [HI]2/[H2][I2]=46 [H2] = [HI]2/ [I2] Kc = (2.7 x10-3)2/[(3.1 x 10-3) • 46] [H2] =0.051 x 10 -3

22 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 Kc della reazione 2HI  H2 + I2 è Kc = [H2][I2]/ [HI]2 Iniziale Finale [HI] 2.1 x x 10-3 – 2x [H2] 0 x [I2] 0 x Kc = x2/ (2.1 x 10-3 –2x)2 x = 0.24 x 10-3

23 Equazioni di secondo grado nei calcoli di equilibrio chimico
Vi ricordate come si risolve un’equazione di secondo grado? ax2 + bx + c = 0 x = [-b  (b2-4ac)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.

24 3) Data la seguente reazione a:
PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g) con Kc = a 340 °C Calcolare le concentrazioni all’equilibrio sapendo che le concentrazioni iniziali delle tre sostanze sono M. Kc = [PCl3][Cl2]/[PCl5]= 0.800 PCl x Cl x PCl x Kc = ( x)2/(0.120-x) =0.800 x x – = 0 x1 = x2 = x2 darebbe conc. < 0 per i prodotti, quindi va scartata.

25 Il principio di Le Chatelier-Braun
Sia data una miscela di reazione all’equilibrio. 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.

26 Principio di Le Chatelier-Braun e posizione dell’equilibrio
Una variazione in P o nelle concentrazioni provocherà una variazione nelle concentrazioni all’equilibrio. L’effetto della variazione di T sulla posizione dell’equilibrio si comprende sapendo se una reazione è esotermica o endotermica.

27 Effetto dell’aggiunta di un reagente
Kc = [C]c[D]d/[A]a[B]b Se si aumenta la concentrazione di un reagente, Qc diminuisce. La reazione procederà quindi verso destra finché Qc=Kc. Effetto opposto se si introduce un prodotto nella miscela di reazione.

28 Effetto della pressione
PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(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 l’equilibrio si sposterebbe a sinistra. Non c’è effetto della P se non c’è variazione nel numero di molecole durante la reazione.

29 Effetto della temperatura
Aumento di T sposta l’equilibrio nella direzione che corrisponde alla reazione endotermica. Es. N2 + 3 H2  2NH3 DH° = -92 kJ La reazione è esotermica. Un aumento di T favorisce la decomposizione di NH3 nei suoi prodotti.