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IL PRINCIPIO DI LE CHATELIER

Aggiunto H 2. Sottrata NH 3. NH 3. . . N 2. concentrazioni. H 2. equilibrio. equilibrio. equilibrio. Kc. Kc. tempo. t 1. t 2. IL PRINCIPIO DI LE CHATELIER. Consideriamo il seguente sistema all’equilibrio: 3H 2(g) + N 2(g) 2NH 3(g). . .

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IL PRINCIPIO DI LE CHATELIER

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Presentation Transcript

  1. Aggiunto H2 Sottrata NH3 NH3   N2 concentrazioni H2 equilibrio equilibrio equilibrio Kc Kc tempo t1 t2 IL PRINCIPIO DI LE CHATELIER Consideriamo il seguente sistema all’equilibrio: 3H2(g) + N2(g) 2NH3(g) analisiMedI-orioli(cap3)

  2.  • dopo un certo periodo t avremo una nuova condizione di equilibrio ( ) caratterizzata da una concentrazione inferiore delle specie A e B e da una concentrazione maggiore del prodotto D • Se riduciamo la concentrazione di C: • la velocità della reazione C+D  A+B sarà ridotta dato il minor numero di molecole di C disponibili a reagire con le molecole di D • la velocità della reazione A+B  C+D non risulta tuttavia modificata • il sistema è sbilanciato dato che la velocità delle due reazioni risulta differente analisiMedI-orioli(cap3)

  3. Nel 1888, Henri Louis Le Chatelier per primo descrisse questo fenomeno con il seguente principio: “Quando ad un sistema all’equilibrio è indotto un cambiamento (es. nella concentrazione), il sistema risponde inducendo una nuova condizione di equilibrio tale da minimizzare il cambiamento imposto” Il valore della costante di equilibrio rimane invariata, ma variano le concentrazioni relative delle specie analisiMedI-orioli(cap3)

  4.  In un sistema all’equilibrio, le quantità relative dei prodotti e dei reagenti sono influenzate aggiungendo o sottraendo un reagente od un prodotto 3H2(g) + N2 (g) 2NH3 (g) Keq = [NH3]2 / [H2]3[N2] [H2] analisiMedI-orioli(cap3)

  5. Se il valore della costante è noto, è possibile calcolare la concentrazione di tutte le specie presenti nel sistema all’equilibrio. Consideriamo come es. la decomposizione, per via termica (250°C), di PCl5: PCl5 PCl3 + Cl2 Ksperim = 0.0415     PCl5 PCl3 + Cl2 K = [PCl3] [Cl2] / [PCl5] = 0.0415 Quantità iniziale di PCl5 = 1.5 mol/L 1.5 0 0 Qtà iniziale (M): -x x x Qtà reagita/formata (M): 1.5-x x x Qtà all’equilibrio (M): analisiMedI-orioli(cap3)

  6. K = [PCl3] [Cl2] / [PCl5] = x2 / (1.5 – x) =0.0415 x2 =0.0415 (1.5 – x) x2 =0.06255 – 0.0415x x2 + 0.0415x - 0.06255 = 0 x1 = 0.2296 x2 = -0.2711 Quindi le concentrazioni all’equilibrio saranno: [PCl5 ] = 1.5 – 0.2296 = 1.27 M [Cl2 ] = 0.2296  0.23 M [PCl3 ] = 0.2296  0.23 M analisiMedI-orioli(cap3)

  7.    2HI H2 + I2 Determinando sperimentalmente la concentrazione dei prodotti e dei reagenti all’equilibrio, è possibile ricavare il valore di K: 2HI(g) H2 (g) + I2 (g) [HI]iniziale = 1 mole/L [I2]equilibrio = 0.125 moli/L Qtà iniziale (M): 1 0 0 Qtà reagita/formata (M): -2(0.125) 0.125 0.125 Qtà all’equilibrio (M): 0.75 0.125 0.125 K = [H2][I2] / [HI]2 = (0.125)(0.125) / (0.75)2 = 0.028 analisiMedI-orioli(cap3)

  8.    H2 + I2 2HI Calcolare la concentrazione dei gas all’equilibrio • Al tempo 0: • Volume = 5.25L • H2 = 0.800 moli • I2 = 0.500 moli H2 (g) + I2 (g) 2HI(g) • Calcolare le concentrazioni iniziali di gas • [H2] = 0.800 moli / 5.25 L = 0.152 M • [I2] = 0.500 moli / 5.25 L = 0.0952 M • [HI] = 0 Qtà iniziale (M): 0.152 0.0952 0 Qtà reagita/formata (M): -x -x +2x Qtà all’equilibrio (M): 0.152-x 0.0952-x 2x analisiMedI-orioli(cap3)

  9. K = [HI]2 / [H2][I2] = 54.3 [2x]2 / [0.152-x][0.0952-x] = 54.3 4x2 = 54.3 x (0.152 – x) (0.0952 – x) …………… 50.3x2 – 13.4 x+ 0.787= 0 …………… x1 = -0.179 x2 = +0.0874 [H2] = 0.152 – 0.0874 = 0.065 M [I2] = 0.0952 – 0.0874 = 0.0078 M [HI] = 2 x 0.0874 = 0.175 M analisiMedI-orioli(cap3)

  10.  Calcolare la concentrazione di ioni CN- in una soluzione 0.10 M di HCN Dato che HCN è un elettrolita debole: HCN + H2O H3O+ + CN- Ka = 4.0 x 10-10 = [H3O+ ][CN-] / [HCN] [H3O+ ] = [CN-] = x [HCN] = 0.10 - x Ka = 4.0 x 10-10 = (x) (x) / 0.10 - x [HCN] = 0.10 – x  0.10 4.0 x 10-10 = x2 / 0.10 x = 6.3 x 10-6 = [CN-] 0.1 >>> 6.3 x 10-6 analisiMedI-orioli(cap3)

  11.  Si consideri l’elettrolita debole MX2 : in una soluzione acquosa di MX2 (0.1 M), solo una quota pari all’1.5% del composto è presente in forma ionizzata (volume soluzione 1L). Calcolare la costante di ionizzazione MX2 M2+ + 2X- K = [M2+ ][X-]2 / [MX2] [MX2] = 0.1 M = 0.1 mole / L Dato che 1.5% di MX2 è in forma ionizzata: 1.5 x 0.1 / 100 = 0.0015 (moli M2+) moli di X-= 2 (0.0015) = 0.0030 moli Volume soluzione = 1L [M2+ ] = 1.5 x 10-3 M [X- ] = 3 x 10-3 M analisiMedI-orioli(cap3)

  12. La concentrazione di MX2 in forma NON IONIZZATA: [MX2] = 0.1 – 0.0015  0.1 K = (1.5 X 10-3) (3.0 X 10-3)2 / (0.10) = 1.35 X 10-7 analisiMedI-orioli(cap3)

  13. Nel 1888, Henri Louis Le Chatelier per primo descrisse questo fenomeno con il seguente principio: “Quando ad un sistema all’equilibrio è indotto un cambiamento (es. nella concentrazione), il sistema risponde inducendo una nuova condizione di equilibrio tale da minimizzare il cambiamento imposto” Variazioni di temperatura, volume (reazioni in fase gas)… analisiMedI-orioli(cap3)

  14.  • Considerare il seguente sistema: • H2(g) + Br2(g) 2HBr(g) • Come varia la concentrazione all’equilibrio di HBr se • la temperatura viene aumentata • viene aggiunto un catalizzatore • Br2 viene aggiunto al sistema • HBr viene aggiunto al sistema analisiMedI-orioli(cap3)

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