Chimica generale e inorganica

Equilibrio chimico

Nelle ordinate vi è la concentrazione dei reagenti e dei prodotti, in ascissa vi è una coordinata di reazione generica.

Cosa si osserva in una condizione di equilibrio?

Osservo che le concentrazioni relative dei reagenti e dei prodotti sono costanti: ciò non significa che l'una sia più grande dell'altra o che le due concentrazioni siano uguali.

Quindi l'equilibrio chimico è la condizione in cui le concentrazioni di tutte le specie chimiche presenti in un sistema sono costanti nel tempo.

Ogni reazione chimica raggiunge nel tempo una condizione di equilibrio, che può essere spostato verso i reagenti o verso i prodotti: ciò dipende da reazione a reazione.

Gli equilibri chimici possono anche essere descritti in modo quantitativo.

Le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti quando una reazione ha raggiunto l'equilibrio sono costanti e sarà costante anche un loro rapporto che esprime la legge.

dell’azione dimassa (k )= costante di equilibrioc- Costante di equilibrio: il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni dei prodotti,ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico e il prodotto delle concentrazionidei reagenti, ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico

- Questa costante, K, chiamata costante di equilibrio, è sempre la stessa per tutti gliesperimenti condotti alla stessa temperatura. Si supponga, per esempio, che entrambele concentrazioni di H e I in un contenitore siano inizialmente 0,0175 mol/L e che l’HI2 2non sia presente. Con il trascorrere del tempo, le concentrazioni di H e I2 2diminuiranno, mentre la concentrazione di HI aumenterà fino al raggiungimento di unostato di equilibrio. Inserendo nell’espressione della costante di equilibrio i valori delleconcentrazioni all’equilibrio si ottiene un valore (nel caso di questa reazione il valore èuguale a 56). Altri esperimenti possono essere

Condotti sulla reazione tra H e I con 2 diverse concentrazioni dei reagenti, oppure partendo da miscele di reagenti e prodotti. Indipendentemente dalle condizioni iniziali, quando si raggiunge l'equilibrio, il rapporto [HI] /[H ][I ] è sempre lo stesso (alla stessa temperatura).

Scrivere le espressioni della costante di equilibrio. Nell'espressione della costante di equilibrio:

• Tutte le concentrazioni sono all'equilibrio
• Le concentrazioni dei prodotti compaiono al numeratore e quelle dei reagenti al denominatore
• Ogni concentrazione è elevata a una potenza corrispondente al coefficiente stechiometrico della reazione chimica bilanciata
• Il valore della costante K dipende dalla reazione considerata e dalla temperatura
• K è una grandezza adimensionale

Il significato della grandezza di K:

L'entità della costante di equilibrio di una reazione, che fornisce una misura qualitativa di quanto la reazione è spostata verso i

prodotti al raggiungimento dell'equilibrio, può variare da valori molto piccoli a valori molto elevati.

K > 1: la reazione è spostata verso i prodotti. Un valore elevato della costante sta a significare che all'equilibrio la concentrazione dei prodotti è superiore di quella dei reagenti. Cioè all'equilibrio i prodotti sono favoriti rispetto ai reagenti.

K < 1: la reazione è spostata verso i reagenti. Al contrario, un valore piccolo di K sta a significare che all'equilibrio la concentrazione dei reagenti è superiore di quella dei prodotti. Cioè all'equilibrio i reagenti sono favoriti rispetto ai prodotti.

REGOLE GENERALI SULLA COSTANTE DI EQUILIBRIO:

1. Scrivere una reazione al contrario causa l'inversione della costante di equilibrio. Esempio: Reazione di dissociazione dell'acido acetico
• Reazione diretta: CH3COOH + H2O ⇆ CH3COO- + H3O+
• Reazione inversa: CH3COO- + H3O+ ⇆ CH3COOH + H2O
2. La costante di equilibrio è indipendente dalla concentrazione iniziale dei reagenti e dei prodotti.
3. La costante di equilibrio è influenzata solo dalla temperatura.

COOH + H2O3 → 3H2O + CO2

Moltiplicando i coefficienti stechiometrici per un fattore comune, la costante di equilibrio deve essere elevata per quel fattore^3. Dividendo i coefficienti stechiometrici per un fattore comune, deve essere fatta la radice della costante.

Esempio di una reazione:

• Forward (reazione diretta): CO + 2H2 → CH3OH (si forma il metanolo) (g) 2(g) 3(g)
• Reverse (reazione inversa): CH3OH → CO + 2H2 (il metanolo si dissocia in...) 3(g) (g) 2(g)

All'equilibrio... ⇆

CO + 2H2 → CH3OH (g) 2(g) 3(g)

La velocità della reazione diretta è uguale alla velocità della reazione inversa

K = [CH3OH]^3 / [CO]^2[H2]^2 all'equilibrio!!

Indipendentemente dalle condizioni iniziali, quando si raggiunge l'equilibrio il rapporto sarà sempre lo stesso.

TRE APPROCCI ALL'EQUILIBRIO

La reazione è condotta in un recipiente chiuso di 10L alla temperatura di 483 K

I tre esperimenti sono

condotti tutti alla stessa temperatura e in un recipiente chiuso

1. Nel primo abbiamo 1 mole di reagenti [solo reagenti]
2. Nel secondo abbiamo 1 mole di prodotti [solo prodotti]
3. Nel terzo abbiamo 1 mole di reagenti e prodotti [quantità equimolari]

Nel primo esperimento ho la minor concentrazione di metanolo perché all'inizio non c'è, nonostante ciò un po' se ne forma. Nel secondo caso, si parte da 1 mole di metanolo e se ne consuma un po'. Nel terzo caso, partiamo da 1 mole e anche in questo caso se ne consuma.

Per calcolare la k bisogna usare la molarità (M= mol/V). Data la definizione di costante di equilibrio, mi aspetto che le Kc di tutti e tre gli esperimenti siano uguali, altrimenti non si parlerebbe di equilibrio.

L'esperimento dimostra come, cambiando le condizioni iniziali del sistema, Kc sarà sempre costante ad una certa temperatura.

N.B: le velocità dei tre esperimenti ovviamente sono diverse!

Principi dell'equilibrio chimico

1. Reazioni che coinvolgono solidi

Le concentrazioni di qualunque reagente o prodotto di reazione allo stato solido non devono essere incluse nell'espressione della costante di equilibrio. Ad esempio, l'ossidazione dello zolfo, solido di colore giallo, forma il gas incolore diossido di zolfo. Questa reazione presenta la seguente espressione della costante di equilibrio:

Nelle reazioni che coinvolgono solidi, gli esperimenti hanno dimostrato che le concentrazioni di equilibrio degli altri reagenti e prodotti (nell'esempio qui mostrato O e 2SO) non dipendono dalla quantità di solido presente.

2. Reazioni in soluzione acquosa

Esistono regole particolari anche per le reazioni che avvengono in soluzione nel caso in cui il solvente (per esempio acqua) prenda parte alla reazione come reagente o prodotto. Si consideri l'ammoniaca che si comporta da base debole per effetto dell'interazione con l'acqua:

Poiché in una

Ciò perché la concentrazione dell'acqua allo stato liquido è considerata una costante visto il suo valore elevato (55.5 M). Da cosa deriva questo valore?

Sapendo che la M= mol/L (come volume prendiamo in considerazione 1 L). 1L di acqua ha massa 1000g. Calcolo le moli. Mol = g/MMr-1. Mol= 1000g/18 g mol = 55.5M= 55.5 mol/ 1L = 55.5

Lavoriamo con numeri molto piccoli, per cui possiamo considerarla come una costante!

3. Reazioni che coinvolgono gas: K e Kc p. Le concentrazioni che compaiono nell'espressione della costante di

chiamata pressione parziale. John Dalton fu il primo a osservare che la pressione di una miscela di gas ideali è la somma delle pressioni parziali dei differenti gas presenti nella miscela. Questa osservazione è nota come legge di Dalton delle pressioni parziali. Matematicamente, possiamo scrivere la legge di Dalton delle pressioni parziali come:

P_totale = P₁ + P₂ + P₃ + ...

Dove P₁, P₂, P₃, ... sono le pressioni dei differenti gas in una miscela e P_totale è la pressione totale.

In una miscela di gas, ciascun gas si comporta indipendentemente da tutti gli altri gas presenti. Quindi, possiamo considerare il comportamento di ciascun gas nella miscela separatamente.

Per le miscele gassose, è conveniente introdurre una quantità chiamata frazione molare, X, che è definita come il rapporto tra il numero di moli di una certa sostanza in una miscela e il numero totale di moli di tutte le sostanze presenti.

Matematicamente, la frazione molare di una sostanza A: