Equilibri e Principio di Le Chatelier

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1 Equilibri e Principio di Le Chatelier Dr. Gabriella Giulia Pulcini Ph.D. Student, Development of new approaches to teaching and learning Natural and Environmental Sciences University of Camerino, ITALY 1

2 Espressione dell'azione di massa, significato della Kc, espressione dell'azione di massa per le reazioni gassose, relazione fra Kp e Kc, il principio di Le Chatelier, fattori che influenzano l'equilibrio chimico, quoziente di reazione 2

3 COSTANTE DI EQUILIBRIO La velocità di reazione è il cambiamento della concentrazione di una specie chimica nel tempo. Supponiamo che sperimentalmente si trovi che le reazioni diretta ed inversa siano entrambe reazioni elementari del secondo ordine: A + B C + D v = k[a][b] C + D A + B v = k [C][D] All equilibrio, la velocità della reazione diretta coincide con la velocità della reazione inversa: k[a][b] = k [C][D] k = [C][D] k [A][B] E quindi: aa + bb+... cc + dd +... [C] c [D] d... Kc = [A] a [B] b... Legge di azione di massa 3

4 Problema Azoto (0.500 M) e idrogeno (0.800 M) sono posti a reagire in un recipiente ad una certa temperatura. All equilibrio la concentrazione di ammoniaca che si forma è pari a M. Quale è il valore della costante di equilibrio della reazione in queste condizioni? N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3 (g) Kc = [NH 3 ] 2 Conc. di N 2 all eq.: ( ) M = M Analogamente per H 2 : ( ) M = M [N 2 ] [H 2 ] 3 Inserendo i dati nell espressione di K c si ottiene: K c = L 2 /mol 2 4

5 QUOZIENTE DI REAZIONE (Q c ) Il quoziente di reazione (Q c ) ha la stessa espressione della costante di equilibrio (K c ), ma le concentrazioni si riferiscono ad un qualunque momento della reazione, e non all equilibrio. aa + bb+... cc + dd +... Q c (C) c (D) d... (A) a (B) b... Q C permette di stabilire il verso della reazione. Q c <K c la reazione tende a formare i prodotti Q c =K c la reazione è all equilibrio Q c >K c la reazione tende a formare i reagenti 5

6 Problema Per la reazione H 2 (g) + I 2 (g) 2HI L analisi della miscela a 500 K ha indicato [H 2 ] = mol/l [I 2 ] = mol/l [HI] = mol/l a) Calcolare Q c b) Dire se il sistema è in equilibrio sapendo che a T=500 K la costante di equilibrio K c vale 160. Se non è in eq., dove tende la reazione? Q c = [HI] 2 = 0,5 [H 2 ] [I 2 ] Il sistema non è all equilibrio. Siccome Q c <K c la reazione tende ad andare verso dx e quindi a formare i prodotti. 6

7 COSTANTE DI EQUILIBRIO Kp Quando la reazione avviene allo stato gassoso ed il comportamento si avvicina a quello di un gas ideale la costante di equilibrio si può esprimere in funzione delle pressioni parziali. p X X pressione parziale del composto A elevata al suo coefficiente stechiometrico 7

8 Un altra forma dell equazione di equilibrio si ottiene sostituendo alle concentrazioni le frazioni molari. La costante K Χ si utilizza sia per reazioni in soluzioni che per reazioni in fase gassosa. Tra K c, K p e K Χ esistono relazioni quantitative ben definite. In particolare se Δn = 0 Allora dove Δn = (c+d ) - (a+b) K p = K c (RT) (c+d)-(a+b) 8

9 Problema Calcolare il valore di K p per l equilibrio seguente, se la pressione di NO 2 è espressa in atmosfere: N 2 O 4(g) 2NO 2(g) a 25 C, sapendo che, a tale temperatura, K c = mol/l K p = K c (RT) (c+d)-(a+b) K p = x (0.082 x 298) (2-1) =0.040 mol/l x 0.082(Latm/molK) x 298K =0.98 atm 9

10 Problema: Calcolare il valore di Kp per la reazione: SO 2 (g) + ½ O 2 (g) SO 3 (g) alla temperatura di 873K, sapendo che introducendo SO 2 e O 2, entrambi inizialmente alla pressione parziale di 1 atm in un recipiente vuoto da 20 L, si ottengono, quando è raggiunto l equilibrio, 0.24 moli di SO 3. Pressione parziale SO 3 all equilibrio : p SO3 = nrt/v = (0.24 mol (Latm/molK) 873K / 20L = 0.86 atm 10

11 SO 2 O 2 SO 3 P iniziale 1 atm 1 atm / P trasformate -0,86 - ½ 0,86 +0,86 P equilibrio = 0,14 1- ½ 0.86 =0, K p = p [SO 3 ] = 8,14 p[so 2 ] p[o 2 ] 1/2 11

12 Problema Calcolare la composizione della miscela all equilibrio che si forma quando HI (g) viene messo in un recipiente ad una concentrazione iniziale di 2.1 mm e riscaldato alla temperatura di 490 C. Per la reazione di decomposizione: 2HI (g) H 2(g) + I 2(g) K c =

13 2HI (g) H 2(g) + I 2(g) K c = Conc. iniziale Trasformazione Conc. all eq. K c = [H 2 ] [I 2 ] [HI] [H 2 [I 2 ] C 0 0-2X + X + X C-2X + X +X [HI] 2 [C-2X] 2 K c = [X] [X] = 0,022 X= 0,024 mm [H 2 ] = [I 2 ] = 0.24 mm [HI] = 2.1 mm 0.48 mm = 1.6 mm 13

14 IL PRINCIPIO DI LE CHÂTELIER Se una delle variabili che regola il sistema all equilibrio è modificata, il sistema reagisce in modo da contrastare l effetto di tale cambiamento aa + bb+ cc + dd +... Spostamento dell equilibrio per variazione di concentrazione 14

15 Concentrazione reagenti Caso Aumento Caso Diminuzione Concentrazione prodotti Caso Diminuzione Caso Aumento Spostamento equilibrio Risultato spost. verso destra Risultato spost. verso sinistra Per qualsiasi c o p (a T costante), K c o K p non variano 15

16 Dato: aa (g) + bb (g) +... cc (g) + dd (g) +... n differenza tra i coefficienti stechiometrici in fase gassosa n = c PRODOTTI - c REAGENTI = c+d (a+b) Spostamento dell equilibrio per variazione di pressione [non varia K!] p Compressione ( p > 0) Espansione ( p < 0) Spostamento equilibrio Verso destra per n < 0 Verso sinistra per n > 0 Nessuno per n = 0 Verso destra per n > 0 Verso sinistra per n < 0 Nessuno per n = 0 16

17 N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3 (g) n = 2-4 =-2 <0 Se su questo equilibrio agisco aumentando la pressione (compressione p >0) allora l equilibrio si sposta verso dove si formano meno moli di gas, per cui verso sinistra. 17