Equilibrio chimico in fase gassosa

1. Equilibrio chimico in fase gassosa

2. Equilibrio chimico • L’equilibrio chimico è uno stato di equilibrio dinamico in cui la velocità di formazione dei prodotti è uguale alla loro velocità di decomposizione nei reagenti N2 + 3 H2 2NH3

3. La legge di azione di massa • La composizione della miscela di reazione all’equilibrio è descritta dalla sua costante di equilibrio Keq. • Secondo la legge di azione di massa, per una generica reazione: aA + bB  cC + dD le concentrazioni all’equilibrio delle varie specie soddisfano: Keq = [C]c[D]d/[A]a[B]b

4. La costante di equilibrio della reazione Keq = [C]c[D]d/[A]a[B]b Il rapporto fra le concentrazioni molari dei prodotti di reazione ed il prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti all’equilibrio, ciascuna concentrazione essendo elevata ad una potenza pari al coefficiente stechiometrico con cui la specie compare nella reazione, è costante a T costante.

5. Significato 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.

6. Il quoziente di reazione Qc • E’ bene notare che le concentrazioni molari nell’espressione della Keq sono quelle all’equilibrio, e non quelle iniziali. • Definiamo il quoziente di reazione Qc come: Qc = [C]c[D]d/[A]a[B]b dove ora le concentrazioni sono quelle di una qualsiasi miscela di reazione data.

7. Prevedere la direzione di una reazione • La conoscenza di Keq ci consente di dire se una miscela di reazione di composizione arbitraria evolverà verso i prodotti o verso i reagenti attraverso il confronto di Keq con Qc (quoziente di reazione).

8. Valutazione qualitativa della direzione di reazione Se Qc > Keq, ci sarà tendenza a formare reagenti. Se Qc < Keq, ci sarà tendenza a formare prodotti. Se Qc = Keq, la reazione è all’equilibrio. equilibrio

9. Quoziente di reazione e costante di equilibrio 100% reagenti Q < Keq 100% prodotti Q > Keq !Energia libera! Q = Keq equilibrio Composizione della miscela di reazione Composizione della miscela di equilibrio

10. Energia libera e costante di equilibrio DGreaz = DG°reaz+ RT lnQ All’equilibrio: DGreaz = 0 DG°reaz = -RT lnKeq

11. Energia libera e costante di equilibrio DG°reaz è la differenza fra le energie libere molari dei prodotti e dei reagenti considerati tutti nel proprio stato standard DGreaz si riferisce a una qualunque composizione della miscela di reazione e rappresenta la differenza di energia libera molare tra prodotti e reagenti alle concentrazioni che sussistono in un momento particolare della reazione.

12. Energia libera e equilibrio 100% reagenti DGreaz°<0 100% prodotti |Energia libera| equilibrio Composizione della miscela di reazione DGreaz = DG°reaz + RT lnQ Il valore diDGreaz varia al variare della composizione della miscela di reazione DGreaz<0 DGreaz>0 DGreaz=0 0 Composizione della miscela di equilibrio

13. 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. Qc = [HI]2/[H2][I2]=1 Qc<Keq ci sarà formazione di prodotti

14. Calcolo di Keq a partire dalle concentrazioni all’equilibrio A B K = 10 K = 0.10

15. Calcolo di Keq a partire dalle concentrazioni all’equilibrio • 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

16. N2 + 3 H2 2NH3 Keq = [NH3]2/[N2][H2]3 Il valore di Keq dipende dal formalismo con cui è scritta la reazione 1/2N2 + 3/2 H2 NH3 Keq = [NH3]/[N2]1/2[H2]3/2 Quindi la costante ha un significato univoco solo quando è associata ad una reazione.

17. Reazione diretta e reazione inversa N2 + 3 H2 2NH3 Keq = [NH3]2/[N2][H2]3 • 2NH3 N2 + 3 H2 • K’eq = [N2][H2]3/[NH3]2 Keq = 1/K’eq

18. Costante di equilibrio e pressioni parziali • Negli equilibri in fase gassosa può essere comodo esprimere Keq in funzione delle pressioni parziali. Kc = [NH3]2/[N2][H2]3 PV =nRT CM = n/V = P/RT Kc= P2NH3/(RT)2· RT/PN2· (RT)3/P3H2 = = P2NH3/PN2P3H2 · RT2 Si può definire una nuova costante Kp = P2NH3/PN2P3H2 • In generale: Kp = Kc (RT) Dn dove Dn = differenza fra le moli di prodotti e quelle di reagenti

19. Relazione fra Kp e Kc • Calcolare il valore di Kp per la reazione N2O4 2NO2 a 25°C, sapendo che Kc (25°C) = 0.040. Kc = [NO2]2/[N2O4] = 0.040 Kp = Kc (RT)(2-1) = Kc RT Kp = 0.040 24.5 = 0.98 (atm)

20. Equilibri eterogenei CaCO3(s) CaO(s) + CO2(gas) La concentrazione di un solido o di un liquido puro è indipendente dalla quantità di tale solido o liquido e quindi è costante durante la reazione. Kc = [CO2] La costante di equilibrio per gli equilibri eterogenei si scrive quindi ignorando i solidi e liquidi puri che partecipano alla reazione.

21. Altri esempi di calcolo 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. 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

22. 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

23. Equazioni di secondo grado nei calcoli di equilibrio chimico Vi ricordate come si risolve un’equazione di secondo grado? 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.

24. 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.

25. 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.

26. Principio di Le Chatelier-Braun e posizione dell’equilibrio • Una variazione in P o nelle concentrazioni provocherà una variazione nelle concentrazioni all’equilibrio. • L’effetto della variazione di T sulla posizione dell’equilibrio si comprende sapendo se una reazione è esotermica o endotermica.

27. Effetto dell’aggiunta di un reagente Kc = [C]c[D]d/[A]a[B]b Se si aumenta la concentrazione di un reagente, Qc diminuisce. La reazione procederà quindi verso destra finché Qc=Kc. Effetto opposto se si introduce un prodotto nella miscela di reazione.

28. 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.

29. Effetto della temperatura Aumento di T sposta l’equilibrio nella direzione che corrisponde alla reazione endotermica. Es. N2 + 3 H2 2NH3DH° = -92 kJ La reazione è esotermica. Un aumento di T favorisce la decomposizione di NH3 nei suoi prodotti.