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I sistemi a più componenti

I sistemi a più componenti. Sistemi omogenei liquidi costituiti da più di una sostanza con composizione variabile con continuità entro certi limiti più o meno ampi sono detti soluzioni. Sistemi omogenei solidi, analoghi a quelli liquidi, si chiamano soluzioni solide. Le soluzioni solide.

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I sistemi a più componenti

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Presentation Transcript

  1. I sistemi a più componenti Sistemi omogenei liquidi costituiti da più di una sostanza con composizione variabile con continuità entro certi limiti più o meno ampi sono detti soluzioni Sistemi omogenei solidi, analoghi a quelli liquidi, si chiamano soluzioni solide

  2. Le soluzioni solide Ottone: soluzione solida di zinco e rame, ottenuta per fusione seguita da raffreddamento della miscela Bronzo: soluzione solida di rame e stagno Metalli con dimensioni simili sono miscibili in tutte le proporzioni perché si mantiene il reticolo cristallino del componente maggioritario e il componente minoritario si limita a sostituire atomi del primo in maniera casuale, ma uniforme dal punto di vista macroscopico Se di dimensioni atomiche diverse danno soluzioni solide in intervalli piu’ o meno ampi come Cu-Ag, oppure sono completamente immiscibili, come lega Cu e Pb, e danno strutture di Cristalli separati mescolati

  3. Le soluzioni solide Altre soluzioni solide sono i vetrioli: MSO4 7H2O con M = Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn Hanno strutture cristalline del tutto simili e 6 molecole d’acqua sono coordinate al metallo. Es. se prendo solfato di Zn e Cu gli sciolgo in acqua in certi rapporti e poi evaporo l’acqua, ottengo composto (Zn(1-x), Cux)SO4 7H2O dove x è la frazione in moli di Cu rispetto alla quantità totale di metallo. Si dice che i due ioni metallici sono vicarianti Allumi MIMIII(SO4)2 12H2O con MI = K, Na, Rb, Cs, Tl ecc. e MIII = Al, Cr, Fe, Tl ecc. I rapporti tra i componenti di una soluzione solida sono espressi in % o in frazione molare, con definizioni analoghe a quelle usate per le soluzioni liquide.

  4. Avevamo visto: • Un liquido evapora in un contenitore chiuso e dopo un certo tempo, il numero di molecole che condensano allo stato liquido è uguale a quelle che evaporano alo stato gassoso. La tensione di vapore resta quindi costante nel tempo ed è quindi una proprietà legata ad una condizione di equilibrio. • Un soluto si scioglie in un solvente e a un certa quantità di soluto aggiunto ottengo una soluzione satura, alla quale la quantità del soluto che si solubilizza è uguale alla quantità di soluto che cristallizza, e la concentrazione del soluto resta costante nel tempo. La solubilità è quindi una proprietà legata ad una condizione di equilibrio. • Sono equilibri fisici ma posso estendere questo concetto ad una reazione chimica e parlare di….

  5. Equilibrio chimico:un equilibrio dinamico

  6. Equilibrio chimico Data la reazione: 2Cu2+ + Sn2+  2Cu+ + Sn4+ all’inizio avviene la reazione diretta soltanto, ma appena si formano i prodotti inizia la reazione inversa. Col tempo la reazione diretta rallenta e la reazione inversa accellera. Alla fine, le reazioni diretta e inversa procedanno a velocità uguali e la miscela è all’equilibrio dinamico. Si scrive quindi : 2Cu2+ + Sn2+ 2Cu+ + Sn4+ All’equilibrio la quantità dei prodotti e reagenti rimane costante nel tempo. Ma le quantità all’equilibrio dipendono dalle quantità di reagenti e prodotti presenti inizialmente…

  7. Equilibrio chimico

  8. Equilibrio chimico

  9. Equilibrio chimico Si definisce quindi una costante di equilibrio, costante a T costante: K = [Cu+]eq2 [Sn4+]eq/[Cu2+]eq2 [Sn2+]eq

  10. L’ Equilibrio chimico N2O4 incolore

  11. L’ Equilibrio chimico N2O4 2 NO2 incolore Pressione iniziale di N2O4 = 1 atm La pressione totale aumenta rapidamente all’inizio poi sempre più lentamente, per poi stabilizzarsi a un valore costante inferiore a 2 atm

  12. L’ Equilibrio chimico NO2

  13. L’ Equilibrio chimico 2NO2 N2O4 Gas incolore Pressione iniziale di NO2 = 1 atm La pressione diminuisce rapidamente all’inizio poi sempre più lentamente, per poi stabilizzarsi a un valore costante superiore a 0.5 atm

  14. L’ Equilibrio chimico 2 NO2 N2O4 2 NO2 N2O4 Quando le quantità di NO2 e N2O4 che si trasformano nell’unità di tempo sono uguali a quelle che si riformano siamo all’equilibrio chimico che è un equilibrio dinamico Gas incolore + gas rosso scuro

  15. L’ Equilibrio chimico 2NO2 N2O4 Equilibrio dinamico Una reazione può avere infiniti stati di equilibrio a seconda di quantità dei reagenti, pressione e temperatura, però tutti hanno una proprietà fondamentale in comune...

  16. L’ Equilibrio chimico Per un sistema chimico all’equilibrio, il rapporto fra il prodotto delle concentrazioni molari dei prodotti di reazione e il prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti, ciascuna concentrazione essendo elevata a una potenza pari al coefficiente stechiometrico con la specie compare nella reazione, è COSTANTE A TEMPERATURA COSTANTE aA +bB cC + dD

  17. L’ Equilibrio chimico ATTENZIONE Le concentrazioni SONO QUELLE DELLE SPECIE ALL’EQUILIBRIO! aA +bB cC + dD

  18. L’ Equilibrio chimico 2NO2 N2O4 N2 +3H2 2NH3

  19. Costante di Equilibrio Ha un senso solo se associata ad un equilibrio chimico, scritto con una precisa stechiometria

  20. Costante di Equilibrio Esempio: 2NO2 N2O4 N2O4 2NO2 Le costanti di equilibrio Kc sono numeri PURI, in quanto le concentrazioni di tutte le specie che compaiono nella Kc sono divise per la loro concentrazione standard che è uguale a 1 M.

  21. Costante di Equilibrio Esempio: N2 +3H2 2NH3 ½ N2 + 3/2 H2 NH3

  22. Costante di Equilibrio Esempio: K = ? N2O 2NO +1/2O2 N2 N2O + 1/2O2 K1 = 5.4 x 10-19 N2 2NO + O2 K2 = 4.6 x 10-31 K = (K1)-1 X K2 = 8.5 x 10-13

  23. Costante di Equilibrio Può essere espressa anche in funzione delle pressioni parziali (in particolare nel caso di equilibri gassosi) Anche le Kp sono numeri PURI, in quanto le pressioni parziali di tutte le specie che compaiono nella Kp sono divise per la loro pressione standard che è uguale a 1 bar. p2NH3 N2 +3H2 2NH3 p p2N2 p3H2 Considerando PV = nRT si ottiene Kp = (RT)Dn Kc Dn è la differenza tra le moli dei prodotti e quelle dei reagenti Espresso come 0.08314472 bar dm3 K-1 mol-1

  24. Equilibrio in fase eterogenea Gli esempi fino a qui discussi riguardavano sistemi in fase gassosa, dove tutte le specie chimiche che definivano l’equilibrio chimico si trovano nella stessa fase.

  25. Equilibrio in fase eterogenea CaCO3 CaO+ CO2 solido solido gas , Keq = Keq’ [CaCO3]/[CaO] Le concentrazioni delle specie condensate pure nelle proprie fasi sono costanti (fintanto che la fase è presente), mentre le concentrazioni delle specie in fase gassosa sono variabili.

  26. Equilibrio in fase eterogenea

  27. Equilibrio eterogeneo T = 800°C CaO + CO2 CaCO3 solido solido gas

  28. Equilibrio eterogeneo Solo le specie in fase gassosa determinano l’equilibrio C+H2O H2+ CO H2O(l) H2O(g) Kc = [H2O(g)] e Kp = PH2O(g) La tensione di vapore per liquidi puri corrisponde alla Kp

  29. Valore della costante di equilibrio Una reazione si considera a completamento se K > 1010, mentre una reazione si considera non avvenire in senso diretto se K < 1010

  30. Il Quoziente di reazione Nell’esempio dell’sperimento 3: Qc = (0.1)2 (0.1)/(0.1)2 (0.1) = 1 Dato che Qc<Keq che era 1.48, la reazione avviene in senso diretto verso destra

  31. Equilibrio in fase gassosa Esercizi 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.

  32. Equilibrio in fase gassosa Esercizi 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

  33. Equilibrio in fase gassosa Esercizi Poiché le costanti di equilibrio di tutte le reazioni piu’ importanti sono note e tabulate a varie temperature, l’equazione dell’equilibrio chimico puo’ SEMPRE essere utilizzata per ricavare il valore di una concentrazione incognita, SE LE ALTRE SONO NOTE

  34. Grado di dissociazione Rapporto tra le moli della sostanza che si è dissociata all’equilibrio e le moli della sostanza presenti all’inizio della reazione 2HI H2+ I2 nAiniz - nAeq CAiniz - CAeq = = nAiniz CAiniz pAiniz - pAeq Quantità di sostanza che ha subito dissociazione = pAiniz

  35. Esempio 2HI H2+ I2 All’inizio ho 10 moli di HI Quando si instaura l’equilibrio, a= 40% Quante moli di HI, H2, I2 ?

  36. Esempio Se a= 40% , significa che il 40% delle moli di HI si sono dissociate. Quindi quelle rimaste sono il 60%. Avro’ dunque 6 moli di HI rimaste e 4 moli di HI che si sono dissociate La stechiometria della reazione è la seguente 2HI H2+ I2 Ovvero 2 moli di HI si dissociano in 1 mole di H2 ed 1 mole di I2 Quindi, dalla dissociazione di 4 moli di HI si otterranno 2 moli di H2 e 2 moli di I2 RISULTATO: 6 moli di HI, 2 moli di H2 e 2 moli di I2

  37. Costante di equilibrio e grado di dissociazione [H2]½ [I2]½ 2HI H2+ I2 ½ H2 + ½ I2 ½ a ½ a Per ogni mole iniziale di HI, all’equilibrio ne rimangono (1-a)n0, (n0 sono le moli iniziaIi) dato che una frazione di esse pari ad an0 si dissociano. Per ogni an0 moli che si dissociano si formano a/2n0 moli di I2 e H2. ½ ½ a 2

  38. Esercizio • 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

  39. Esercizio • 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

  40. 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

  41. Equazioni di secondo grado nei calcoli di equilibrio chimico 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.

  42. 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.

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