Quindicesima unità didattica Gli equilibri chimici Equilibrio Chimico • Una reazione chimica si dice completa quando i reagenti si trasformano completamente nei prodotti. Per esempio, nella reazione: • Zn + H2SO4 -> ZnSO4 + H2 • lo Zinco (Zn) e l’acido solforico (H2SO4) reagiscono per dare solfato di Zinco (ZnSO4) e Idrogeno (H2) e la reazione va avanti fino all’esaurimento di uno dei due reagenti o di entrambi se sono in rapporti stechiometrici; in altri termini si dice che tale reazione è completamente spostata verso destra, cioè verso i prodotti, o che è irreversibile cioè può avvenire solo in un senso. • Si definisce equilibrio chimico la condizione dinamica raggiunta da una reazione reversibile, quando la reazione diretta (da sinistra a destra) e la reazione inversa (da dx a sx) avvengono contemporaneamente e con la stessa velocità, cioè, nell’unità di tempo, la quantità di reagenti che si trasformano in prodotti è uguale alla quantità di prodotti che si trasformano nei reagenti. Ad esempio: CaCO3 + 2HCl ---- CO2 + CaCl2 + H2O Questa reazione condotta in ambiente aperto è irreversibile in quanto procede fino alla completa scomparsa dei reagenti. In ambiente chiuso (beuta tappata) si nota che dopo un certo tempo l’effervescenza, dovuta alla CO2 cessa anche se sono ancora presenti reagenti . Aprendo cautamente la beuta la CO2 sfugge e la reazione riprende. Confronto tra la situazione iniziale, 1, e la situazione in cui si raggiunge l’equilibrio, 2, in una reazione chimica Equilibrio Chimico Altro esempio: • H2(g) + I2(g) ← 2HI(g) ← Dal tempo “te” in poi si raggiunge l’equilibrio Equilibrio Chimico • Dal grafico sotto, si può notare che la velocità diretta (Vd) sarà massima all’inizio (tempo zero) cioè quando i reagenti sono nella massima concentrazione. Quindi la velocità è direttamente proporzionale alle concentrazioni. Vd= kd [H2] [I2] • Mentre scenderà man mano che procede la reazione La velocità inversa sarà zero all’inizio,in quanto non sono presenti prodotti, ma man mano che si formano aumenta Vi = Ki [HI]2 All’equilibrio le due velocità saranno uguali Vd = Vi Equilibrio Chimico H2 + I2 ↔ 2HI Vd = Vi Quindi : Kd [H2] [I2] = ki [HI]2 Kd/ ki = [HI]2/ Kd [H2] [I2] Kd/ ki = Kc costante di equilibrio Kc = [HI]2/ Kd [H2] [I2] Legge dell’equilibrio chimico o dell’azione di massa • La relazione della diapositiva precedente esprime la legge dell’equilibrio chimico o legge dell’azione di massa, formulata nel 1864 dai chimici norvegesi W. Guldberg e P. Waage. Tale legge può essere così enunciata: • “In un sistema chimico all’equilibrio, a una data temperatura costante, il rapporto fra il prodotto delle concentrazioni delle sostanze ottenute e il prodotto delle concentrazioni delle sostanze reagenti, ciascuna elevata a un esponente corrispondente al proprio coefficiente stechiometrico, è una costante”. Costante di equilibrio Equilibrio Chimico (altro esempio) Costante di equilibrio Per una reazione reversibile, le concentrazioni iniziali delle specie che partecipano all’equilibrio e il valore della costante determinano se la reazione evolve verso destra o verso sinistra. Kc equilibrio note Kc >1 Spostato verso destra x Kc >di 30 le reazioni sono completamente verso dx e i reagenti in basse concentr. Kc <1 Spostato verso sinistra x Kc molto piccolo le reazioni sono sin e solo una piccola parte dei reagenti si è trasf. In prodotti Kc =1 equidistante Concentrazioni reagenti e prodotti uguali per unitari coeff. stechiometrici Costante di equilibrio (approfondimenti) Costante di equilibrio (approfondimenti) Costante di equilibrio Kp Fattori che influenzano una reazione chimica • Il variare di questi fattori provoca conseguenze diverse prevedibili in base al principio di Le Châtelier-Braun o dell’equilibrio mobile. “Quando un sistema dell’equilibrio è perturbato, l’equilibrio si sposterà in modo tale da controbilanciare l’effetto dovuto alla perturbazione e ristabilire un nuovo equilibrio”. Quello che succede a una squadra di calcio dopo un’espulsione di un suo giocatore: gli altri che rimangono, per compensare, dovranno correre di più e ridistribuire nuovamente i ruoli Fattori di natura chimica concentrazioni • Le concentrazioni di reagenti e prodotti, in base alla legge di azione di massa, influenzano la posizione dell’equilibrio: per esempio, un eccesso di anche uno solo di reagenti, o di uno solo dei prodotti, sposta l’equilibrio verso destra o, rispettivamente, verso sinistra. I CATALIZZATORI non alterano l’equilibrio perché non intervengono né sulla reazione diretta né su quella indiretta. L’equilibrio , però, si raggiunge in tempi più brevi Fattori di natura chimica concentrazioni • Se ad esempio consideriamo la reazione reversibile: ← ← PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) Se all’equilibrio si introduce un po’ di PCL5 , aumenterà la velocità diretta e l’equilibrio si sposterà verso destra con aumento della concentrazione dei prodotti Se invece, all’equilibrio si aggiunge al sistema uno dei prodotti (PCl3(g) o Cl2(g)), allora la reazione inversa aumenta e quindi l’equilibrio si sposterà verso sinistra con conseguente aumento della concentrazione del reagente PCl5. •La costante di equilibrio però non subirà nessuna variazione in quanto avrà sempre lo stesso valore. Fattori di natura chimica • Una reazione reversibile può essere trasformata in irreversibile, cioè andare solo in un verso (ad esempio verso destra) diminuendo le concentrazioni dei prodotti o di uno dei prodotti): • CaCO3(s) ← CaO(s) + CO2(g) • Questa reazione è reversibile in ambiente chiuso, ma all’aperto (diventa irreversibile) la CO2 sfugge man mano che si produce spostando la reazione tutta a destra a causa della diminuzione della concentrazione dei prodotti, quindi: ← • CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) irreversibilie Fattori di natura chimica (altro esempio) • Reazione : N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) Per aumentare la resa di NH3 si può aggiungere i prodotti ma nella pratica industriale si tende a eliminare prodotti (NH3) liquefacendola (p.e. = - 33°C) e togliendola man mano che si forma Fattori di natura fisica Fattori di natura fisica Variazione della temperatura Reazione esotermica: N2 + 3H2 ← ← 2NH3 + Q In questo caso si fornisce calore ed è come se si aumentasse la concentrazione dei prodotti con spostamento verso sinistra dell’equilibrio Reazione endotermica: CaCO3 +Q ← ← • In questo caso il valore della costante di equilibrio cambia • Se la reazione diretta è esotermica quella inversa risulterà endotermica • In queste reazioni dove c’è scambio di calore tra il sistema e l’ambiente, il calore (Q) viene rappresentato come un componente della reazione, cioè nelle reazioni esotermiche verrà scritto a destra e in quelle endotermiche a sinistra CaO + CO2 In questo caso si fornisce calore ed è come se si aumentasse la concentrazione dei reagenti con spostamento verso destra dell’equilibrio Fattori di natura fisica Variazione della temperatura • Il valore della costante di equilibrio cambia al variare della temperatura • Aumenta all’aumentare della temperatura per le reazioni endotermiche • Diminuisce per le reazioni esotermiche Fattori di natura fisica Variazione della temperatura esempi REAZIONI ESOTERMICHE N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + Q Q(∆H) = - 92,4 KJ N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + - 92,4 KJ Se forniamo calore l’equilibrio si sposta verso sinistra e Kc diminuisce, quindi più reagenti e meno prodotti REAZIONI ENDOTERMICHE N2 + O2 + Q ↔ 2 NO Q (∆H) = +181KJ N2 + O2 + 181 KJ ↔ 2 NO Se forniamo calore l’equilibrio si sposta verso destra e Kc aumenta, quindi più prodotti e meno reagenti Fattori di natura fisica Variazione della temperatura Tipo reazione Calore come Aggiungo calore l’equilibrio và Sottraggo calore l’equilibrio và esotermica prodotto Verso sinistra (Kc diminuisce) Verso destra (Kc aumenta) endotermica reagente Verso destra (Kc aumenta) Verso sinistra (Kc diminuisce) Fattori di natura fisica Variazione della pressione ← • La reazione mette in evidenza che nei reagenti ci sono 4 molecole e solo due nei prodotti. Pertanto quando procede da sin a dx si ha una diminuzione di pressione e un aumento nel caso opposto H2 + I2 ← ← • Una variazione di pressione ha un effetto significativo solo se almeno uno dei componenti del sistema sia gassoso. La costante di equilibrio rimane costante nel suo valore • Un esempio: la sintesi di NH3 N2(g) + 3H2(g) ← 2NH3 2HI Questa reazione si ha senza variazione di pressione in quanto il numero di molecole rimane invariato. Secondo il principio di Le Chatelier, un aumento della pressione favorisce, nella prima reazione, la reazione diretta cioè la formazione dei prodotti. Mentre nella seconda reazione, non si avrà nessun effetto. Una diminuzione della pressione sposta l’equilibrio a sinistra, favorendo i reagenti nella prima reazione mentre nella seconda nessun effetto) Equilibrio eterogeneo • Quando tutte le sostanze che partecipano ad un equilibrio si presentano alla stesso stato fisico, si parla di equilibrio omogeneo, invece se non presentano lo stesso stato fisico si ha un equilibrio eterogeneo Equilibri eterogenei CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) H2O(l) ↔ 2H2(g) + O2(g) Negli equilibri eterogenei le concentrazioni del solido e del liquido puri e non in forma dissociata, non appaiono nel calcolo della costante di equilibrio (Kc) quindi nelle due sopracitate reazioni: Kc = [CO2(g)] Kc = [H2(g)]2 [O2(g)] Effetto ione comune sulla solubilità • Consideriamo una reazione: AgCl(s) ↔Ag+(aq) + Cl-(aq) • Se all’equilibrio introduciamo una soluzione acquosa di NaCl (Na+ Cl- con quest’ultimo ione comune alla dissociazione di AgCl), l’equilibrio si sposterà verso sinistra , secondo il principio di Le Chatelier per aumento della concentrazione di un prodotto. Pertanto si formerà più reagente AgCl che pecipita e diminuisce la concentrazione di Ag+ (nell’industria è proprio questo l’obiettivo quello di togliere ioni nocivi nelle acque industriali) Effetto ione comune sulla solubilità esempio AgCl(s) ↔Ag+(aq) + Cl-(aq) Aggiungiamo NaCl 0,1 M quindi Cl- = 0,1M Dalle tabelle risulta: Kps(AgCl) = 1,7 x 10-10 Vediamo in soluzione acquosa con NaCl come cambia: Kps(AgCl) = [Ag+] [Cl-] = [Ag+] 0,1= 1,7 x 10-10 Per cui [Ag+] = 1,7 x 10-10 /0,1= 1,7 x 10-9 La solubilità di AgCl in H2O = 1,3 x 10-5 (è maggiore rispetto a quella in soluzione con NaCl) Reazione di precipitazione • Quando il prodotto delle concentrazioni degli ioni in soluzione è maggiore di Kps, si ha la formazione di precipitato (es. stallattiti e stalagmiti) Prodotto di solubilità • prodotto di solubilità kps di alcuni sali (a 25 °c) • • • • • • • • • • • • • AgBr Fe(OH)3 AgCl FeS Agl Mg(OH)2 Al(OH)3 PbCl2 BaSO4 PbS CaCO3 PbSO4 CuS 7,70 · 10−13 1,60 · 10−35 1,56 · 10−10 3,70 · 10−19 1,50 · 10−16 1,80 · 10−11 1,26 · 10−33 1,62 · 10−5 1,08 · 10−10 8,40 · 10−28 8,70 · 10−9 1,90 · 10−8 1,00 · 10−35
© Copyright 2024 Paperzz
