Reazioni chimiche

Fe + 2 HCl Fe2+ + 2H 2 +2 Cl -

Fe + 2 H + Fe2+ + 2H 2

HCl gas

Soluzione acquosa di HCl

Stati di aggregazione della materia

4 variabili:Pressione VolumeTemperature moli

Gas perfetto Un gas ideale è costituito da particelle tutte uguali fra loro ed aventi la stessa massa

Le particelle si muovono continuamente con un moto rettilineo uniforme in tutte le direzioni possibili e con tutte le velocità possibili

Il volume delle particelle è trascurabile rispetto al volume a disposizione

Non esistono interazioni di tipo repulsivo ne attrattivo tra le particelleGli urti fra le particelle sono di tipo elasticoGli urti delle particelle con le pareti del recipiente sono di tipo elastico: da essi dipende la Pressione

Gas ideale

Leggi dei gasEquazione di stato dei gas perfetti

PV=nRT

Note 3 variabili, io sono sempre in grado di trovare la 4°

R è una costante di proporzionalità che dipende dalle unità di misura scelte per definire pressione e

volume

Esercizi. Pressione osmotica

Scala della Temperatura

Volume molare

V=1*0,082*273,16/1= 224,1 dm3

PV=nRT V=nRT/P

Volume molare= volume occupato da una mole di una sostanza alla temperatura di 0°C e di 1 Atm

A parità di temperatura, pressione e quantità di sostanza, ogni composto allo stato gassoso

occupa lo stesso volume

Miscele di gas.Pressione parziale

N2, O2, CO2, H2O

tot ii

P P

P= PN2+ PO2 + PCO2 + PH2O

Equazione di stato in miscele di gas

totP V nRT

totPV n RT

tot ii

P P

tot ii

n n

i iPV n RT

i i totP x P

I gas reali I composti in fase gassosa NON sono gas ideali. Esistono sempre tra le molecole delle forze intermolecolari

Aumentando la TDiminuendo la PressioneAumentando il volume

Il modello cinetico ci fa capire quando un gas puo’ avvicinarsi alle condizioni di idealità

Diminuendo la T,oppure aumentando la Pressione, il sistema si allontana dalla idealità, fino a che il composto non cambia di stato ed il gas diventa un liquido

L’ Equilibrio chimico

L’ Equilibrio chimicoReazioni unidirezionali e

bidirezionali

Equazione di massa

Costante di equilibrio

Reagenti e prodottiVariabile di reazione

Grado di dissociazione

Equazioni di secondo grado

Direzione di reazione

Equilibrio eterogeneo

Aspetti quantitativi

Principio di Le Chatelier

Variazione di Pressione/volume

Effetto della temperatura

L’ Equilibrio chimico

N2O4

incolore

L’ Equilibrio chimico

N2O4 2 NO2

incolore

L’ Equilibrio chimico

NO2

L’ Equilibrio chimico

NO2 N2O4

Gas incolore

L’ Equilibrio chimico

N2O42 NO2

2 NO2 N2O4

Gas incolore + gas rosso scuro

L’ Equilibrio chimico

2NO2 N2O4

Equilibrio dinamico

L’ Equilibrio chimico

aA +bB cC + dD

Per un sistema chimico all’equilibrio, 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

c d

eq a b

C DK

A B

L’ Equilibrio chimico

aA +bB cC + dD

ATTENZIONELe concentrazioni SONO QUELLE DELLE SPECIE ALL’EQUILIBRIO!

c d

eq a b

C DK

A B

Costanti di equilibrio

Costante di EquilibrioLa costante di equilibrio è costante a Temperatura costante

Ha un senso solo se associata ad un equilibrio chimico, scritto con una precisa stechiometria

L’ Equilibrio chimico

2NO2 N2O4

2 42

2

c

eq

N OK

NO

N2 2NH3

2

33

2 2

eq

NHK

N H

+3H2

Costante di EquilibrioEsempio:

N2O4

2 42

2

eq

N OK

NO2NO2

N2O4

2

2'

2 4eq

NOK

N O2NO2

' 1eq

eq

KK

Costante di EquilibrioEsempio:

N2 2NH3

2

33

2 2

eq

NHK

N H+3H2

½ N2 NH3

3'

312 2

2 2

eq

NHK

N H+ 3/2 H2

1

' 2eq eq eqK K K

Equilibrio chimico in azione

PCl3 + Cl2PCl5

Conciniziale

Conc equilibrio

PCl5 (A)/V (A-x)/V

PCl3 - x/V

Cl2 - x/V

Moli iniziali

moli equilibrio

PCl5 A A-x

PCl3 - x

Cl2 - x

a=x/A

Equilibrio chimico in azione

2 NO2N2O4

Conciniziale

Conc equilibrio

N2O4 (A)/V (A-x)/V

NO2 - 2x/V

Moli iniziali

moli equilibrio

N2O4 A A-x

NO2 - 2x

a=x/A

Equilibrio chimico in azione

N2O42 NO2

Conciniziale

Conc equilibrio

NO2 (A)/V (A-2x)/V

N2O4 - x/V

Moli iniziali

moli equilibrio

NO2 A A-2x

N2O4 - x

a=2x/A

Equilibrio chimico in azione

N2 + 3 H2 2 NH3

Conciniziale

Conc equilibrio

NH3 (A)/V (A-2x)/V

N2 - x/V

H2 3x

Moli iniziali

moli equilibrio

NH3 A A-2x

N2 - x

H2 3x

a=2x/A

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.

Equilibrio in fase gassosa

Esercizi

Data l’equazione, risolvere per trovare l’incognita

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

Equilibrio in fase gassosa

Esercizi

Poiché le costanti di equilibrio di tutte le reazioni piu’ importanti sono note e tabulate a varie temperature, l’equazione dell’equilibrio 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 all’equilibrio e le moli della sostanza presenti all’inizio della reazione

2HI H2+ I2

chehannoreagito

iniz

n

na

Esempio

2HI H2+ I2

All’inizio ho 10 moli di HI

Quando si instaura l’equilibrio, a= 40%

Quante moli di HI, H2, I2 ?

Esempio

2HI H2+ I2

Se a= 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 H2 ed 1 mole di I2

Quindi, d alla dissociazione di 4 moli di HI, si otterranno2 moli di H2 e 2 moli di I2

RISULTATO: 6 moli di HI, 2 moli di H2 e 2 moli di I2

Grado di dissociazione

2HI H2+ I2

2(1 )a a a

Grado di dissociazione

Rapporto tra le moli della sostanza che si è dissociata all’equilibrio e le moli della sostanza presenti all’inizio della reazione

2HI H2+ I2

0 2(1 )C a 0C a 0C a

C0-2xx x

Costante di equilibrio e grado di dissociazione

2HI H2+ I22(1 )a a

2 22eq

H IK

HI

0

2 0

2 0

(1 )

12

12

HI C

H C

I C

a

a

a

a

0 0

2

0

220

2 220

1 12 2

(1 )

1 1 12 2 2

1 1

eq

eq

C CK

C

CK

C

a a

a

a a a

a a

• Azoto e idrogeno sono posti in un recipiente alle concentrazioni di 0.500 M and 0.800 M, rispettivamente. All’equilibrio, la concentrazione di NH3 è 0.150 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] 0.500 0.500-0.075 = 0.425[H2] 0.800 0.800-0.225 = 0.575[NH3] 0 0.150

Keq = (0.150)2/(0.425)(0.575)3 = 0.278

Esercizio

• Azoto e idrogeno sono posti in un recipiente alle concentrazioni di 0.500 M and 0.800 M, rispettivamente. All’equilibrio, la concentrazione di NH3 è 0.150 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] 0.500 0.500-0.075 = 0.425[H2] 0.800 0.800-0.225 = 0.575[NH3] 0 0.150

Keq = (0.150)2/(0.425)(0.575)3 = 0.278

Esercizio

Equazioni di secondo grado nei calcoli di equilibrio chimico

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.

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 0.022.

Kc = [H2][I2]/ [HI]2

Iniziale Finale

[HI] 2.1 x 10-3 2.1 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

3) Data la seguente reazione a:

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) con Kc = 0.800 a 340 °C

Calcolare le concentrazioni all’equilibrio sapendo che le concentrazioni iniziali delle tre sostanze sono 0.120 M.

Kc = [PCl3][Cl2]/[PCl5]= 0.800

PCl3 0.120 0.120+x

Cl2 0.120 0.120+x

PCl5 0.120 0.120-x

Kc = (0.120 + x)2/(0.120-x) =0.800

x2 + 1.040x – 0.0816 = 0

x1 = -0.0733 x2 = 1.113

x2 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. 0.0020 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.

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.

Principio di Le Chatelier-Braun per una reazione in soluzione

NaCl Na+ + Cl- - Q

CaSO4 Ca2+ + SO42- + Q esotermica

endotermica

Come varia la solubilità per i due casi al variare della temperatura?

Equilibrio eterogeneo

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

CaCO3 CaO+ CO2

solido solido gas

?eqK

2eqK CO

2

3eq

CO CaOK

CaCO

Equilibrio eterogeneo

CaCO3CaO +CO2

solido solido gas

2eqK CO

2

3eq

CO CaOK

CaCO

2p CO

K P

Equilibrio eterogeneo

C+H2O H2+ CO

2'

2eq

H COK

C H O

2'

2eq eq

H COK K C

H O

Solo le specie in fase gassosa determinano l’equilibrio

Aspetti quantitativi 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.

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.

Aggiunta di un reagente

Kc = [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

Kc = [NO]2/[N2][O2]

Eq: 0,65-0,65-0,21

Aggiungo 2,00 di N2

2,56-0.56-0.39

N2 +O2 2NO

Fare bene, sviluppa il conto senza correre

Kc=0,104

Variazione di volume

Kc = [NH3]2/[N2][H2]3

[ ]= n/V

Kc = [(nNH3) 2/ nN2

(nH2) 3]V2

N2 +3H2 2NH3

Aumentando il volume, la reazione si sposta verso il maggiore numero di molecole

Effetto della temperatura

Aumento di T sposta l’equilibrio nella direzione che corrisponde alla reazione endotermica.

Es. N2 + 3 H2 2NH3 DH° = -92 kJ mol-1

La reazione è esotermica.

Un aumento di T favorisce la decomposizione di NH3 nei suoi prodotti.

Aspetti quantitativi

N2 + 3 H2 2NH3Kc=108 a 25 °C

Kc=40 a 400 °C,

N2 + O2 2NOKc=10-30 a 25 °C,

Kc=10-1 a 2000 °C

La costante di equilibrio puo’ variare in modo sostanziale il funzione della temperatura