ESERCITAZIONE di CHIMICA GAS e PRESSIONI PARZIALI

Presentazione sul tema: "ESERCITAZIONE di CHIMICA GAS e PRESSIONI PARZIALI"— Transcript della presentazione:

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

2 GAS e PRESSIONI PARZIALI
2

3 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 + p pi = i pi ntotale = n1 + n2 + n ni = i ni 3

4 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

5 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

6 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

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

8 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

9 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 = = 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

10 EQUILIBRIO CHIMICO 10

11 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

12 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

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

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

15 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

16 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

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

18 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

19 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 = = kc = = 20 [ A ] x [ B ] [ A ]eq x [ B ]eq

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

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

22 ad una data temperatura Il composto si dissocia secondo la reazione:
1 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) ↔ NO2 (g) Sapendo che all’equilibrio il 40% dell’N2O4 si è dissociato, calcolare il valore della kc

23 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 , N2O4 (g) ↔ NO2 (g) moli equilibrio ,2 - x 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

24 kc = ------------- = ----------- = 0,043
moli iniziali , N2O4 (g) ↔ NO2 (g) moli equilibrio , ,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 ,024 24

25 Un campione di 3,4 grammi di NH3 gassosa è
1 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) H2 (g) Sapendo che all’equilibrio il 30% di NH3 si è dissociato, calcolare il valore della kc 25

26 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 , 2 NH3 (g) ↔ N2 (g) H2 (g) moli equilibrio 0,2 - x x/ /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

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

28 EQUILIBRIO CHIMICO e CALORE
28

29 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

30 Si consideri la reazione all’equilibrio: A + B ↔ C + D
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

31 Data la reazione (endotermica) all’equilibrio:
Data la reazione (endotermica) all’equilibrio: Q H2 (g) I2 (g) ↔ 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

32 1 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) ↔ HI (g) 32

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

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

35 H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) x = 3,2 mol Volume = 10 L moli mol / L
4 moli iniziali H2 (g) I2 (g) ↔ HI (g) moli equilibrio x x 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

36 1 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) ↔ HI (g)

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

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

39 H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) x = 1,11 mol Volume = 15 L moli mol / L
4 moli iniziali H2 (g) I2 (g) ↔ HI (g) moli equilibrio x x 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

40 Calcolare le concentrazioni dei reagenti e
1 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) ↔ C (g) 40

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

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

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

44 EQUILIBRIO GASSOSO e PRESSIONE
44

45 [ 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

46 [ 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

47 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

48 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

49 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

50 [ 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

51 [ 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

52 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

53 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

54 [ 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

55 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

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

57 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

58 Esprimere la kp relativa all’equilibrio:
1 Esprimere la kp relativa all’equilibrio: 2 Fe (s) 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

59 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

60 VELOCITÀ di REAZIONE 60

61 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

62 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

63 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

64 La reazione è di secondo ordine e di primo ordine
1 H 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

65 La velocità raddoppia al raddoppiare di [ H2 ]:
H 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

66 La velocità raddoppia al raddoppiare di [ I2 ]:
3 H 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

67 La reazione è di secondo ordine e di
3 H 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 ,3 x 10-9 kv = = = 4,3 x 10-7 [ H2 ]1 x [ I2 ] ,1 x 0,1 67

68 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

69 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

70 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

71 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 x 10-3 kv = = = 40 [ A ]1 x [ B ]1 x [ C ]2 0,1 x 0,1 x (0,1)2 71

72 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

73 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

74 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

75 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 x 10-3 kv = = = 6 [ A ]1 x [ B ]0 x [ C ]2 0,1 x 1 x (0,1)2 75

76 BrO-(aq) + 5 Br-(aq) + 6 H+(aq)  3 Br2 + 9 H2O(l)
1 BrO-(aq) Br-(aq) H+(aq)  3 Br 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

77 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

78 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

79 BrO-(aq) + 5 Br-(aq) + 6 H+(aq)  3 Br2 + 9 H2O(l)
4 BrO-(aq) Br-(aq) H+(aq)  3 Br 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

80 FINE ! 80