1 / 29

Equilibri chimici

Equilibri chimici. Classi quarte/quinte Liceo Scientifico Tecnologico. Reazioni irreversibili. Le reazioni chimiche sono classificate in reversibili Irreversibili

kele
Download Presentation

Equilibri chimici

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Equilibri chimici Classi quarte/quinte Liceo Scientifico Tecnologico

  2. Reazioni irreversibili • Le reazioni chimiche sono classificate in • reversibili • Irreversibili • Le reazioni irreversibili sono reazioni che procedono fino al consumo totale di almeno uno dei reagenti e da cui non è più possibile riottenerli • A + B  C + D (una sola freccia) • Quali sono? • Reazioni irreversibili vere e proprie • Reazioni dove almeno uno dei prodotti si sottrae all’equilibrio

  3. Reazioni reversibili • Le reazioni reversibili sono reazioni che procedono fino al raggiungimento di una situazione di equilibrio (equilibri chimici) • A + B  C + D (doppia freccia) • Cosa succede in un equilibrio chimico? • Reagenti e prodotti non scompaiono del tutto, tutte le specie chimiche sono presenti all’equilibrio • La concentrazione di ciascuna specie rimane costante nel tempo • L’equilibrio si raggiunge dopo un certo tempo • Non è detto che le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti siano uguali

  4. Alcuni diagrammi (RP) C C [P] [R] RP RP [R] [P] t t te te Reazione spostata verso destra Reazione spostata verso sinistra C [R] [P] t te

  5. Equilibrio dinamico • L’equilibrio chimico è un equilibrio dinamico • Reagenti e prodotti si combinano costantemente per trasformarsi ma lo fanno con velocità uguali • La velocità diretta è identica alla velocità inversa • [vd]eq = [vi]eq • Questa relazione è valida solo all’equilibrio

  6. Variazione delle velocità Vd = Vi v • Le due velocità si eguagliano solo dopo un certo tempo • Il sistema chimico, in genere, non raggiunge istantaneamente l’equilibrio (sistema reale) vd vi t te

  7. Equazione di velocità o di Arrhenius • Per una reazione generica aA+bBcC+dD • La curva v/t può essere rappresentata dalla funzione • Vd = kd. [A]a. [B]b • Dove k è la costante cinetica della reazione • [A] è la concentrazione molare della specie A • [B] è la concentrazione molare della specie B • a + b rappresentano l’ordine della reazione o la molecolarità • Non è detto che coincidano con i coefficienti stechiometrici • La molecolarità (ordine) della reazione dipende solo dallo stadio più lento (numero di molecole coinvolte in quello stadio)

  8. Velocità inversa • Per la reazione inversa (nelle reazioni reversibili) vale • Vi = ki. [C]c. [D]d • Le due costanti cinetiche si possono esprimere come sopra, dove • A fattore pre-esponenziale che tiene conto anche dei fattori sterici della reazione • R è la costante dei gas • T è la temperatura assoluta • Ea è l’energia di attivazione

  9. Quindi all’equilibrio… • Se [vd]eq = [vi]eq • Possiamo sostituire con le equazioni di velocità ipotizzando che la reazione avvenga in un unico stadio • kd. [A]a. [B]b = ki. [C]c. [D]d • Raggruppando costanti e concentrazioni si ottiene la seguente relazione denominata “Legge d’azione di massa”

  10. Dipendenza dalla temperatura • La costante di equilibrio dipende dalla temperatura in un modo più complesso rispetto alla velocità • La costante di equilibrio può aumentare o diminuire con l’aumento della temperatura a seconda del tipo “termodinamico” di reazione • Le reazioni esotermiche sono favorite dalla diminuzione della temperatura • Le reazioni endotermiche sono favorite dall’incremento della temperatura

  11. Concentrazione dei reagenti

  12. Esperienza sugli equilibri • Obiettivi • Osservare l’esistenza delle reazioni reversibili (equilibri chimici) • Osservare la dipendenza degli equilibri dalla concentrazione dei reagenti/prodotti • Osservare la dipendenza degli equilibri dalla temperatura

  13. Interpretazione dell’esperienza • Ricordarsi che si osserva solo lo spostamento dell’equilibrio e non una variazione della Ke • Utilizzando il principio di Le Chatelier si può ipotizzare il tipo di bilancio termico della reazione (eso/endotermica) • Con le stesse premesse si può spiegare/prevedere il comportamento del sistema chimico nel caso di variazioni di concentrazione • Da un punto rigorosamente matematico si può anche utilizzare la legge d’azione di massa

  14. Legge d’azione di massa CH3COOH + NaOH  CH3COONa + H2O

  15. Equilibri di Sali poco solubili Solubilità e analisi precipitometriche

  16. Equilibri in fase eterogenea • Almeno uno dei partecipanti alla reazione si trova in una fase diversa dagli altri • CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) • Kc = [CO2] .[CaO]/[CaCO3] • Nel caso di Sali poco solubili abbiamo • AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) • E la Kc sarà: • Kc = [Ag+] . [Cl-]/[AgCl] • La concentrazione del cloruro d’argento è costante in quanto solido e può essere inglobata nella Kc che diventa: • Kps = [Ag+] . [Cl-] PRODOTTO DI SOLUBILITÀ

  17. Legame tra Kps e solubilità • KPSè chiamato prodotto di solubilità; essendo derivato da una K di equilibrio, è anch'esso una costante (termodinamica), a T costante, purché sia presente il sale come corpo di fondo (altrimenti non potremmo conglobare la sua concentrazione nella costante). • KPS è strettamente legato alla solubilitàs del sale (ricordiamo che solubilità rappresenta la quantità massima del sale che può essere sciolta in una data quantità di solvente a una certa T).

  18. Prodotto di solubilità • Equilibri di dissociazione di Sali • Dissociazione di sali poco o per niente solubili (insolubili) • AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) • Il cloruro d’argento è un sale poco solubile e il suo equilibrio dissociativo in acqua è spostato verso sinistra • La sua Kps = 1,2 x 10-10 (mol/L)2

  19. Costante di equilibrio per Sali poco solubili • AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) • Keq = [Ag+].[Cl-]/[AgCl] • Poiché il cloruro d’argento è in fase solida non può essere presente nella legge d’azione di massa in termini di concentrazione. Allora • Keq = [Ag+].[Cl-] = Kps • Anche il prodotto di solubilità dipende dalla temperatura ed è una costante a temperatura costante

  20. Utilità e calcoli • La Kps permette di descrivere l’equilibrio di dissociazione di un sale poco solubile • Permette di calcolare la concentrazione delle specie ioniche disciolte • Permette di calcolare la solubilità di un sale • Come impostare i calcoli • Si parte sempre dalla equazione dissociativa bilanciata • Si utilizza l’espressione della Kps sostituendo le concentrazioni ioniche con una incognita • Si risolve l’espressione algebrica ottenuta

  21. Fluoruro di Calcio (CaF2) • CaF2(s) Ca2+(aq) + 2F-(aq) • Poniamo [Ca2+] = x • Quindi [F-] = 2x • Ora si scrive la Kps = [Ca2+].[F-]2 • Possiamo sostituire con le incognite e il valore del prodotto di solubilità del fluoruro di calcio • x.(2x)2 = 3,2.10-11 = 4x3 • x = 3√ [(3,2.10-11)/4] = 0,0002 = 2,0 . 10-4 mol/L = [Ca2+] • [F-] = 2 . 2,0 . 10-4 mol/L = 4,0 . 10-4 mol/L

  22. Solubilità di un sale • Per conoscere la solubilità del floruro di calcio espressa generalmente in g/L si dovrà moltiplicare per la massa molecolare • m.m.CaF2 = 40 + 2x19 = 78 g/mol • [CaF2] =2,0 . 10-4 mol/L .78 g/mol = 1,56 . 10-2 g/L

  23. Esercizi (pg 128 n. 23, 24, 25, 26, 27, 28) • Es n° 26: calcolare il prodotto di solubilità del PbSO4 sapendo che la sua solubilità è 4,18 . 10-2 g/L • m.m. = 303 g/mol • 4,18 . 10-2 g/L / 303 g/mol= 1,4 . 10-4 mol/L • PbSO4(s) Pb2+(aq) + SO42-(aq) • x = √Kps • Kps = x2 = (1,4 . 10-4)2 = 1,96 . 10-8

  24. Effetto dello ione in comune • Kps = [Ag+].[Cl-] • Il principio dell’equilibrio mobile vale anche per i prodotti di solubilità • Se in una soluzione di Ag+ ottenuta con un sale molto solubile aggiungo una soluzione di un sale solubile che contiene Cl- • AgNO3 + NaCl  AgCl + Na+ + NO3-

  25. Scala del pH • Il simbolo “p” significa –log10 • Quindi pH significa –log[H+] (logaritmo cambiato di segno della concentrazione dello ione H+ espresso in mol/L • [H+] = 2,5 M il pH = -0,40 • [H+] = 0,001 M (10-3) il pH = 3 • [H+] = 0,0005 M (5,0 . 10-4) il pH = -0,7+4 = 3,3 • Il pH è una scala logaritmica

  26. Relazione con [OH-] • Kw = 10-14 = [H+] . [OH-] • pKw = 14 = pH + pOH • pH = 14  14 + 0 • pH = 3  pOH = 11 [OH-] = 10-11 mol/L • H2O  H+ + OH- • 2H2O  H3O+ + OH- • Equilibrio di autoprotolisi dell’acqua

  27. Titolazioni di precipitazione • Titolazione dei Cloruri con il metodo di Mohr • Il punto di fine titolazione è rivelato dalla comparsa della colorazione rosso-mattone del Cromato d’Argento (Ag2CrO4) • La soluzione titolante è di nitrato d’argento (AgNO3) 0,1 M • Al punto di equivalenza possiamo sempre dire che moliAgNO3 = moliCl-

  28. Impostare i calcoli Molarità del titolante Calcolare le moli di titolante Volume di titolante Sono uguali alle moli di titolato Fare riferimento ad 1L di campione Moltiplicare per la Massa atomica del cloro

More Related