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EQUILIBRIO  CHIMICO  

 

Sarà così, per esempio per la reazione di dissociazione dell'acido iodidrico in fase gassosa 2

HI H + I , mentre per la reazione di sintesi dell'ammoniaca N + 3 H 2 NH

← ←

2 2 2 2 3

→ →

sarà Kp Kc.

Infatti, poiché la concentrazione, per definizione è n /V, dalla legge generale dei gas

i

avremo che n /V = p /RT, e se sostituiamo nella K avremo:

i i c

cioè la K è uguale alla K moltiplicata per un fattore (1/RT) elevato ad un esponente che

c p

rappresenta la variazione del numero di moli caratteristico del processo.

Analogamente potremmo definire una K .

n

Solo se n = O allora K = K = K .

Δ p c n

La K, pur rappresentando la stessa situazione reale, può assumere valori diversi se scriviamo

la reazione in modo diverso, perciò è molto importante sapere "come" è scritta la reazione, per

dare il giusto valore e il giusto significato alla costante di equilibrio.

Un esempio: consideriamo la stessa reazione scritta in 3 modi diversi:

I) N + 3 H 2 NH

2 2 3

II) 1/2 N + 3/2 H NH

2 2 3

III) 2 NH N + 3 H

3 2 2

→ Le tre K sono

legate tra

loro:

I II 2

K = K =

III -1

K

Di solito si può

dedurre di

quale reazione

si tratti in

base alle

dimensioni

della K relativa

(purché n

Δ ≠

O).

 

EQUILIBRIO  CHIMICO  

 

Fig.21.2 Tre espressioni diverse della K e relative dimensioni, in funzione del diverso modo di scrittura della reazione

In realtà le relazioni che esprimono le K e la legge dell'azione di massa (espresse considerando

le concentrazioni o le pressioni parziali) sono perfettamente valide solo per sostanze ideali:

occorerebbe utilizzare le "attività" al posto delle pressioni o delle concentrazioni, che

corrispondono a concentrazioni o pressioni "efficaci".

L'attività è legata alla concentrazione o alla pressione ideali mediante un coefficiente di attività

moltiplicativo.

Ma in prima approssimazione consideriamo che il sistema sia ideale.

Se, quando il sistema è in equilibrio, si cerca di modificare qualcosa dall'esterno, il sistema

reagisce cercando di minimizzare l'effetto provocato.

Questo è detto principio dell'equilibrio mobile o principio di Le Chatelier (Henry Louis Le

Chatelier, Francia, 1850-1936).

La posizione dell'equilibrio si sposta nella direzione che tende a ristabilire le condizioni iniziali.

Per esempio, se si impone dall'esterno un aumento di pressione, l'equilibrio si sposta verso una

situazione di minore pressione (la pressione è però ininfluente se non c'è variazione del

numero di moli); nel caso della reazione I di formazione dell'ammoniaca, vista sopra, poiché i

reagenti comportano un numero maggiore di moli rispetto al prodotto (con rapporto 2/1)

l'equilibrio si sposterà verso destra.

Oppure, se si cerca di aumentare la T, la posizione dell'equilibrio andrà nella direzione che

comporta un assorbimento di calore.

Negli equilibri in sistemi omogenei (quelli fin qui considerati), occorre tener conto di tutti i

componenti, mentre nei sistemi eterogenei si considera che i componenti in fase condensata

(solida o liquida) abbiano "attività" costante (non "nulla" o eguale a 1!); perciò questa attività

può venire conglobata nella K di equilibrio.

Consideriamo per esempio la reazione di equilibrio:

CaCO CaO + CO la costante K è semplicemente K = pCO

3 2 p p 2

dato che le "attività" di CaCO e di CaO, essendo solidi (e purché presenti), sono costanti.

3

Molte reazioni di equilibrio sono reazioni di dissociazione; possiamo ragionare definendo il

grado di dissociazione x, come il rapporto tra numero di molecole dissociate e numero di

molecole iniziali.

 


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AUTORE

luca d.

PUBBLICATO

+1 anno fa


DETTAGLI
Esame: Chimica
Corso di laurea: Corso di laurea in chimica
SSD:
A.A.: 2010-2011

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher luca d. di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università La Sapienza - Uniroma1 o del prof Scienze chimiche Prof.

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