Equilibrio Chimico PDF

Equilibrio Chimico Il concetto di equilibrio è fondamentale in chimica. L'equilibrio chimico si raggiunge quando due reazioni opposte avvengono simultaneamente alla stessa velocità. si indicano con Gli aspetti fondamentali sono:...

Equilibrio Chimico Il concetto di equilibrio è fondamentale in chimica. L'equilibrio chimico si raggiunge quando due reazioni opposte avvengono simultaneamente alla stessa velocità. si indicano con Gli aspetti fondamentali sono: la doppia freccia molte reazioni chimiche possono verificarsi in entrambe le direzioni (reazioni reversibili) una reazione reversibile in un sistema chiuso raggiunge uno stato di equilibrio tra reagenti e prodotti forze esterne possono influenzare l'equilibrio Gli equilibri chimici sono equilibri dinamici, le molecole continuano a reagire, anche se la composizione complessiva della miscela di reazione non cambia. Equilibrio Chimico Si consideri un sistema chiuso contenente N2 e H2 a 500° C. Cosa succede? N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Col procedure della reazione, la concentrazione dei prodotti aumenta e quella dei reagenti diminuisce: N2 Conc. NH3 H2 Tempo Equilibrio Chimico N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) reazione diretta Con l’aumentare della concentrazione di NH3, aumenta la probabilità che due molecole di NH3 si urtino reciprocamente così da far avvenire la reazione inversa: 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) reazione inversa Mentre la velocità della reazione inversa aumenta, la velocità della reazione diretta diminuisce per effetto del consumo dei reagenti Quando le velocità delle due reazioni si egualiano si raggiunge un EQUILIBRIO DINAMICO (NH3 si decompone con la stessa velocità con cui viene prodotta): N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) EQUILIBRIO DINAMICO Equilibrio Chimico Sperimentalmente si osserva che c'è una relazione tra la concentrazione delle varie specie all'equilibrio: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) EQUILIBRIO DINAMICO Qualunque sia la concentrazione iniziale delle specie che partecipano alla reazione, all'equilibrio: [NH3]2 N2 Kc = all'equilibrio Conc. [N2] [H2 ]3 NH3 H2 LEGGE DI AZIONE DI MASSA Tempo Legge di Azione di Massa La legge di azione di massa è una legge totalmente empirica secondo la quale per ogni reazione: aA + bB cC + dD qualunque sia la concentrazione iniziale delle specie che partecipano alla reazione, all'equilibrio si avrà che: [C]c [D]d all'equilibrio Kc= questo rapporto è [A]a [B]b costante Il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni dei prodotti, elevate ai loro coefficienti stechiometrici, e il prodotto delle concentrazioni dei reagenti, elevate ai loro coefficienti stechiometrici, è COSTANTE Kc COSTANTE DI EQUILIBRIO: è specifica per ogni reazione e dipende solo dalla Temperatura Costante di Equilibrio Kc La costante di equilibrio è il valore numerico che caratterizza la relazione tra le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti in un sistema all’equilibrio chimico. L'espressione della legge dell'azione di massa può sempre essere prevista in base alla conoscenza dell'equazione chimica bilanciata: aA + bB cC + dD I coefficienti stechiometrici presenti nell'equazione bilanciata corrispondono agli esponenti nell'espressione della legge dell'azione di massa: [C]c [D]d Kc= all'equilibrio [A]a [B]b In tale espressione le concentrazioni da considerare sono quelle all’equilibrio Costante di Equilibrio Kc Il valore della costante di equilibrio di una reazione fornisce informazioni sul grado di completezza raggiunto dalla reazione ovvero sulla posizione dell’equilibrio: [C]c [D]d aA + bB cC + dD Kc= [A]a [B]b valori grandi: Kc > 103 l’equilibrio favorisce fortemente i prodotti l’equilibrio favorisce fortemente i Kc valori piccoli: Kc < 10–3 reagenti l’equilibrio non favorisce né i prodotti valori intermedi: 10–3 < Kc < 103 né i reagenti Esercizi sugli Equilibri Esempio - Calcolare la costante di equilibrio ( Kc) per la seguente reazione: H2 + I2 ⇌ 2 HI sapendo che la concentrazione all’equilibrio delle varie specie a 25° C è: [H2] = 0.0505 M [I2]= 0.0498 M [HI] = 0.389 M 1. Scrivere l’espressione della costante di equilibrio [HI] K = [H ] [I ] 2. Le concentrazioni di equilibrio necessarie per il calcolo sono tutte note. Inserire tali valori nell'espressione di Kc (0.389) K = 0.0505 0.0498 3. Svolgere il calcolo per ottene il valore numerico di Kc Kc = 60.2 Esercizi sugli Equilibri Esempio - Data la reazione: H2 + I2 2 HI la cui costante di equilibrio vale Kc = 60.2, calcolare le concentrazioni all’equilibrio delle varie specie sapendo che le concentrazioni iniziali sono: [H2] = 0.200 M, [I2] = 0.150 M, [HI] = 0.000 M. 1. In base alla reazione bilanciata, impostare la tabella delle concentrazioni in modo da tenere traccia del loro valore INIZIALE, delle VARIAZIONI subite per raggiungere le condizioni di equilibrio, e del valore di EQUILIBRIO H2 + I2 ⇌ 2 HI iniziale 0.200 0.150 / variazione –x –x + 2x equilibrio 0.200 – x 0.150 – x 2x 2. In base alla stechiometria della reazione, la concentrazione dei reagenti diminuirà di un certo valore (x) e quella del prodotto aumenterà del doppio (2x) 3. Scrivere l’espressione della Kc per la reazione [HI] K = [H ] [I ] Esercizi sugli Equilibri 4. Inserire i valori delle concentrazioni all'equilibrio nell'espressione di Kc (2𝑥) 𝐾 = = 60.2 (0.200 − 𝑥) (0.150 − 𝑥) 5. Ricondurre l'equazione di secondo grado nella sua forma normale o canonica 4x2 = 60.2 · (0.200 – x)·(0.150 – x) 𝑎𝑥 + 𝑏𝑥 + 𝑐 = 0 4x2 = 60.2 · (0.0300 – 0.350x + x2) −𝑏 ± 𝑏 − 4𝑎𝑐 4x2 = 1.81 – 21.1x + 60.2x2 𝑥= 2𝑎 56.2x2 – 21.1x + 1.81 = 0 6. Risolvere l'equazione quadratica per ottenere le sue due radici x1 = 0.243 M x2 = 0.133 M 7. Scartare la prima delle due radici in quanto la x non può in essere superiore alla concentrazione iniziale di I2 [0.150] che non può diventare negativa Esercizi sugli Equilibri 8. Basandosi sul valore dell'unica radice accettabile (x1 = 0.133 M), calcolare le concentrazioni all'equilibrio H2 + I2 ⇌ 2 HI iniziale 0.200 0.150 / variazione – 0.133 – 0.133 + 2(0.133) equilibrio 0.200 – 0.133 0.150 – 0.133 0.266 [H2] = 0.067 M [I2] = 0.017 M [HI] = 0.266 M Esercizi sugli Equilibri Esempio - 0.894 moli di NH3 vengono riscaldate a 620 K in un contenitore da 5.00 litri. Considerando che il valore della costante di equilibrio per la reazione 2 NH3 N2 + 3 H2 è 0.0395, calcolare la concentrazione di NH3 all'equilibrio. 1. Scrivere l’espressione della costante di equilibrio [N2][H2] K = = 0.0395 [NH3] 2. Calcolare la concentrazione molare iniziale per NH3 0.894 mol NH3 = = 0.1788 M 5.00 L 3. In base alla reazione bilanciata, impostare la tabella delle concentrazioni in modo da tenere traccia del loro valore INIZIALE, delle VARIAZIONI subite per raggiungere le condizioni di equilibrio, e del valore di EQUILIBRIO NH3 ⇌ N2 + H2 iniziale 0.1788 / / variazione – 2x +x + 3x equilibrio 0.1788 – 2x x 3x Esercizi sugli Equilibri 4. Inserire i valori delle concentrazioni all'equilibrio nell'espressione di Kc [N2][H2] x(3x) 27x4 K = = 2 = 2 = 0.0395 [NH3] 0.1788 − 2x 0.1788 − 2x 5. Nel caso specifico l'equazione di 4° grado può essere ricondotta a un equazione di 2° grado 27x4 27x2 2 = 0.0395 = 0.0395 0.1788 − 2x 0.1788 − 2x 6. Ricondurre l'equazione di 2° grado nella sua forma normale o canonica 27x2 = 0.0395 (0.1788 − 2x) 27x2 + 2 0.0395x − 0.1788 0.0395 = 0 27x2 + 2 0.0395x − 0.0355358 = 0 Esercizi sugli Equilibri 6. Risolvere l'equazione quadratica (formula ridotta) per ottenere le sue due radici − 0.0395 ± 0.0395 + ( 27 0.0355358) 𝑥= 27 7. Scartare la seconda radice in quanto una concentrazione negativa per N2 e H2 non ha senso fisico x1 = 0.05287 M 𝑎𝑥 + 𝑏𝑥 + 𝑐 = 0 x2 = -0.1294 M 𝑏 𝑏 − ± − 𝑎𝑐 2 2 𝑥= 𝑎 8. Calcolare la concentrazione di NH3 all'equilibrio [NH3] = 0.1788 – 2x = 0.1788 – 2·0.05287 = 0.0731 M Esercizi in Fase Gas: Kc e Kp Per le reazioni che avvengono in fase gassosa, la costante di equilibrio può essere espressa con le pressioni parziali: aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g) all'equilibrio ( ) ( ) Equilibri eterogenei Gli equilibri in cui esiste un’unica fase che contiene reagenti e prodotti sono detti omogenei. Nel caso in cui le varie sostanze coinvolte nella reazione all’equilibrio appartengano a fasi diverse, l’equilibrio si dice eterogeneo: C (s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g) I termini di concentrazione dei [CO] [H2] solidi non compaiono nelle Perché se raddoppiassimo il Kc = espressioni della costante di [C] [H2O] numero di moli di C, equilibrio raddoppierebbe anche il suo volume e quindi il rapporto moli/volume (cioè la La concentrazione molare di un solido non varia nel tempo concentrazione) rimane lo stesso (è una costante che viene inglobata in Kc): La concentrazione di C (s) è C (s) C (s) sempre la stessa Principio di LeChatelier Nel 1888 LeChatelier fornisce questa definizione, nota come principio di LeChatelier: Se viene modificata una delle condizioni che influenzano l’equilibrio, l’equilibrio si sposta per minimizzare la modificazione. Esaminiamo alcuni punti di questo principio: a) innanzitutto il sistema deve essere inizialmente all’equilibrio, e quindi la concentrazione delle sostanze rimane costante nel tempo; b) introduciamo un cambiamento di un fattore che influenza l’equilibrio, ad esempio variamo la concentrazione di un reagente o di un prodotto; c) in risposta a questo cambiamento il sistema evolve verso nuovi valori di concentrazione in modo da tenere costante la Keq se la temperatura non è stata modificata. Principio di LeChatelier I fattori che possono influenzare l’equilibrio sono i seguenti: 1) Cambiamento della concentrazione 2) Cambiamento della temperatura 3) Cambiamento della pressione a) abbassando la pressione per aumento di volume b) alzando la pressione per diminuzione del volume c) aumentando la pressione totale per aggiunta di un gas inerte 4) aggiunta di un catalizzatore Principio di LeChatelier 1° esempio In quale direzione si sposterà l’equilibrio se una volta raggiunto l’equilibrio viene aggiunto altro H2 nella reazione: N2 + 3 H2 2 NH3 La quantità di H2 aumenta, quindi per il principio di LeChatelier la reazione utilizzerà l’eccesso di H2 procedendo verso destra fino al raggiungimento di una nuova situazione di equilibrio. 2° esempio Nella stessa reazione cosa succede se parte dell’NH3 è rimossa dopo che si è raggiunto l’equilibrio? Per il principio di LeChatelier, il sistema tenderà a riformare dell’NH3 per soddisfare il valore della costante di equilibrio ed anche in questo caso la reazione si sposterà verso destra. Principio di LeChatelier 3° esempio In quale direzione evolve la seguente reazione se viene aumentata la temperatura? 2 SO2 + O2 2 SO3 + calore La variazione di temperatura influenza la posizione di un equilibrio perché varia il valore della costante di equilibrio. Anche se non sono noti i valori delle costanti di equilibrio alle varie temperature il Principio di LeChatelier ci consente di prevedere come evolverà il sistema a condizione che si sappia se la reazione è esotermica, cioè produce calore avvenendo, o endotermica cioè richieda calore per avvenire. Nel nostro caso sapendo che la reazione è esotermica, cioè produce calore, possiamo trattare il calore come un elemento della reazione di equilibrio e quindi si comprende immediatamente che un aumento di calore provocherà uno spostamento verso sinistra della stessa reazione. Questo in realtà è dovuto alla variazione della costante di equilibrio al variare della temperatura. 4° esempio Usando la stessa reazione quale effetto avrebbe una diminuzione di temperatura una volta raggiunto l’equilibrio? La reazione sappiamo che è esotermica e quindi il calore viene scritto nei prodotti. Diminuire la temperatura significa sottrarre calore, perciò la reazione evolve verso destra per compensare la sottrazione di questo calore. Principio di LeChatelier Cambiamento della pressione e suo effetto sull’equilibrio Il cambiamento della pressione come anticipato precedentemente può avvenire in tre diversi modi ed evidentemente influenza solo le sostanze allo stato gassoso. 5° esempio Il contenitore in cui ha raggiunto l’equilibrio la seguente reazione viene ridotto a metà volume. Come varierà la posizione di equilibrio? PCl3 + Cl2 PCl5 Poiché il volume diminuisce la pressione aumenta e la reazione tenderà ad evolvere verso la direzione in cui è minore il numero di molecole gassose. Questo significa uno spostamento verso destra della reazione. infatti minore è il numero di molecole, minore sarà la pressione del sistema. Per ogni molecola di PCl5 formata, vengono consumate due molecole di reagente. Principio di LeChatelier 6° esempio Il contenitore in cui la seguente reazione ha raggiunto l’equilibrio viene espanso di volume. Come varierà la concentrazione delle specie all’equilibrio? H2 + Cl2 2 HCl Nessuna direzione è favorita poiché reagenti e prodotti hanno lo stesso numero di molecole. In questo caso l’equilibrio rimane invariato al variare della pressione 7° esempio Al seguente sistema all’equilibrio viene addizionato del neon (gas inerte). Come varierà la posizione di equilibrio? H2 + Cl2 2 HCl Il neon non partecipa alla reazione e non cambia le pressioni parziali dei gas che vi partecipano, quindi non ha nessun effetto sull’equilibrio che perciò rimane invariato. Principio di LeChatelier 8° esempio Al sistema seguente che ha raggiunto l’equilibrio è aggiunto un catalizzatore. Come si sposta l’equilibrio? PCl3 + Cl2 PCl5 Il catalizzatore aumenta la velocità della reazione, ma non modifica le concentrazioni e quindi non vi è nessuna variazione dell’equilibrio.