di L'equilibrio chimico
Quando consideriamo una reazione chimica siamo sicuri che vada a completamento?
Prendo un becker e ci metto 50cc di H2O distillata. Con il passare del tempo l’H2O sparisce perché evapora
↓
le molecole della superficie acquisiscono energia sufficiente
per passare allo stato di vapore.
Prendo un becker e ci metto 50cc di H2O. lo chiudo.
Cosa succede?
Si formano goccioline
Si appanna il vetro
Diminuisce il livello di H2O
A distanza di mesi troverò comunque H2O
Le molecole superficiali evaporano però trovando il coperchio e le pareti che hanno temperature minori perdono energia e tornano nel liquido.
Se confronto le due prove il fattore diverso è la presenza o l’assenza del coperchio:
Sistema chiuso: scambia energia ma non materia
Prendo un becker, ci metto 50cc di H2O e un cucchiaino di sale → si scioglie
Prendo un becker, ci metto 50cc di H2O e 30 cucchiaini di sale → gran parte non si scioglie, deposita
Come possiamo definire i due sistemi?
La reazione si è completata → sistema aperto
La reazione non si è completata → sistema chiuso
Le trasformazioni si completano quando il sistema è aperto, tendono a non completarsi quando il sistema è chiuso.
In B ho la sensazione che il processo inizialmente avvenga e poi si blocchi. Per osservare da chimico dovrei valutare la temperatura, la concentrazione e osservo che il processo si blocca quando i dati si conservano nel tempo.
In realtà il processo in B non si blocca, si è raggiunto uno STATO DI EQUILIBRIO DINAMICO.
↓
di fatto il processo e il suo esatto contrario avvengono alla
stessa velocità: per dire che non ho nessuna molecola che
evapora dovrei avere -273°C (0 assoluto) ma ho 15-16°C
quindi ho energia cinetica e non posso immaginare che non
ci sia evaporazione. L’H2O è costante → durante l’evaporazione
evaporano e 100 molecole tornano allo stato liquido.
Nella solubilizzazione il processo è uguale: ci sono molecole che si sciolgono e molecole che si depositano; le quantità restano invariate.
Nelle reazioni chimiche ce ne sono che vanno a completamento, per esempio:
se accendo un fiammifero o una candela bruciano tutti perché attingono O2 dall’aria.
Se li metto in un contenitore si spengono dopo poco perché l’O2 finisce → la cera (reagente) resta.
Raggiungo uno stato d’equilibrio dove ho sia reagenti che prodotti in quantità che si mantengono costanti nel tempo.
Ha alta energia di attivazione. Opero a 440°C perché lo iodio passi allo stato gassoso→anche l’acido iodidrico H2 + I2 → 2HI
Se li metto in un contenitore vedo una miscela violacea. HI è trasparente. Segno di reazione è lo scomparire del viola (se la reazione avviene).H2: trasparente
I2: viola
Cosa vedo effettivamente? : il viola della miscela iniziale diminuisce (segno di reazione). Ad un certo momento il viola si mantiene costante non scomparendo mai.
↓
Ho sia reagenti che prodotti. Ho un equilibrio dinamico
I reagenti diventano prodotti e i prodotti tornano reagenti
alla stessa velocità. I valori dipendono dalla concentrazione,
Potrei partire dalla reazione di decomposizione:
A 440°C. nel momento in cui vedo viola intenso ho la reazione completa. 2HI → H2 + I2
Cosa succede?: il viola compare, ma dopo un po’ si blocca e se confronto il viola ottenuto prima posso notare che sono uguali → stessa concentrazione di reagenti e prodotti.
H2 + I2 → 2HI reazione che va in entrambi i sensi
Reazione diretta: H2+I2→2HI
Reazione indiretta: H2+I2←2HI
Haber ha studiato l’equilibrio dell’NH3 partendo da N e H2 trovando le modalità per sistemare la reazione. NH3 è importantissimo perché è il punto di partenza di reazioni di altre sostanze.
N2+H2→NH3 non è detto che si realizzi o produca a sufficienza. Infatti all’eq ottengo poco prodotto.
Haber è riuscito a trovare una serie di accorgimenti per ottenere maggior prodotto nonostante la reazione si trovi all’eq.
COSTANTE D’EQUILIBRIO
Considero la reazione H2+I2→2HI
L’equazione della velocità della reazione diretta e inversa sono uguali
V1: reazione diretta V1=K1 [H2] [I2]
V2:reazione inversa V2= K2 [HI]²
Con l’equilibrio V1=V2 → K1 [H2] [I2]= K2 [HI]²
K1[H2][I2]=K2[HI]² K1=[HI]² K1=Keq Keq=[HI]²
K2[H2][I2] K2[H2][I2] K2 [H2][I2] K2 [H2][I2]
Se considero la stessa reazione a uguale temperatura le Keq è indipendente dalla concentrazione dei reagenti iniziali.
La relazione è stata scoperta da due chimici nel 1864 ed è chiamata legge dell’azione di massa. → aA+bB→cC+dD Keq= [C] [D]
[A]
Keq>1: reazione spostata verso destra
Keq>10³: reazione totalmente spostata verso destra
Keq=1: equilibrio
Keq<1: reazione spostata verso sinistra
Keq<10³: reazione totalmente spostata verso sinistra
Se le reazioni non avvengono alla stessa temperatura non posso confrontarle
Le Chatelier ha condotto una serie di studi sugli equilibri chimici studiando se ci sono dei fattori che li influenzano e cosa succede. E’ giunto ad una conclusione generale detta PRINCIPIO DI LE CHATELIER: quando un sistema è in equilibrio, se interviene un fattore a perturbarlo, il sistema reagisce per annullarlo.
1.
CONCENTRAZIONE DEI REAGENTI E DEI PRODOTTI
2SO2 + O2 → 2SO3 Keq = [SO3]²
[SO2]²[O2]
Immetto O2 perturbando il sistema. L’eq. viene momentaneamente rotto.
Il sistema cerca di annullare gli effetti consumando O2 aumentando la velocità
di reazione e producendo SO3. L’eq si sposta verso destra .
Se togliessi SO3 il sistema aumenterebbe la velocità della reazione diretta. L’eq si
sposterebbe verso destra. E’ il metodo per portare la reazione a completamento.
2.
PRESSIONE E VOLUME
2H2 + O2 → H2O Keq = [H2O]²
[H2]²[O2]
Considero H2 e O2 allo stato gassoso e vi raddoppio la pressione facendo dimezzare, di
conseguenza, il volume. P V = K
Il sistema cercherà di portare le molecole alla stessa distanza che avevano inizialmente tra loro.
Il sistema si sposta dalla parte dove è minore il numero di molecole: si sposta verso destra.
3.
TEMPERATURA
Se modifico la temperatura cambia anche la K della reazione.
N2O4 + q → 2NO2 → endotermica
↓ ↓ ← esotermica
incolore rosso/bruno
Preparo tre matracci con il gas all’equilibrio con
H2O e ghiaccio = 0°C
H2O a temperatura ambiente = 25°C
H2O bollente = 100°C
1° colore incolore/giallino
2° giallo intenso
3° rosso/bruno
1° tanto N2O4 e poco NO2
2° rispetto al primo più NO2 e meno N2O4
3° tanto NO2
ho aumentato la temperatura. Il sistema risponde a quel calore consumandolo: reazione endotermica.
Bassa Keq
Keq = [NO2]² Keq>rispetto al precedente
[N2O4]² Keq elevata
Dati sperimentali:
0°C→ Keq = 0.59 10 ³
25°C→ Keq = 4.5 10 ³
100°C→ Keq = 260 10 ³
I CATALIZZATORI
I catalizzatori aumentano la velocità di reazione e diminuiscono l’energia d’attivazione della reazione senza modificarne la Keq. L’eq rimane invariato ma lo raggiungo prima.
