Esame orale chimica inorganica

Equilibrio chimico e costante di equilibrio

Ad una determinata temperatura, in un sistema chimico all'equilibrio il quoziente del prodotto delle concentrazioni dei prodotti e il prodotto delle concentrazioni dei reagenti, ciascuna elevata al rispettivo coefficiente stechiometrico, è una costante.

Nel caso generale aA + bB ⇌ cC + dD, la costante di equilibrio K sarà:

K = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b

All'equilibrio le concentrazioni dei componenti sono costanti, quindi sarà costante anche il loro rapporto, K.

Se modifico la concentrazione di un componente, automaticamente si modificano le altre in modo che K resti costante.

La Kc cambia solo variando la temperatura.

Significato della grandezza di K:

Le relazioni che riguardano la costante di equilibrio sono:

• Moltiplicando i coefficienti per un fattore comune (2, 3, ...) si eleva la costante di equilibrio alla potenza corrispondente al fattore comune.
• Dividendo i coefficienti per un fattore comune (2, 3, ...) si estrae la corrispondente radice della costante di equilibrio.

equilibrio.Combinare le Espressioni delle K​ :C​La costante di equilibrio della reazione totale (ottenuta dalla somma delle primedue) sarà il prodotto delle due costanti:K​ =K​ x K​C3​ C1​ C2

Equilibrio e velocità di reazione: 70

Gas: laCostante diEquilibrio K​ :p​71

Liquidi e Solidi Puri:Reazioni che coinvolgono più di una fase (solidi o liquidi) in contatto con un gaso una soluzione. C​ + H​ O​ CO​ + H​⇌(s)​ 2​ (g)​ (g)​ 2(g)Le espressioni delle costanti di equilibrio non contengono termini diconcentrazione per fasi solide o liquide di un solo componente (ovvero per solidie liquidi puri). [ ]CO H[ ] 2K =c [ ]H O2

Decomposizione del Calcare: 72

Liquidi Puri: equilibrio dell’ammoniaca in acqua:Le espressioni delle costanti di equilibrio non contengono termini diconcentrazione per i liquidi puri. ​+​ -​NH​ + H​ O​ NH​ + OH​⇌3 (aq)​ 2​ (liq)​ 4​ (aq)​ (aq)[ ][ ]+ −N H OH4K =C [ ]N H 3

Previsione

della direzione di una reazione: 73

Il quoziente di reazione Q:

Quando reagenti e prodotti di una reazione vengono mescolati è utile conoscere se la miscela è all'equilibrio, oppure, se non lo è, in quale direzione si sposterà per raggiungere l'equilibrio.

CO​ +2H​ OH​ ⇌ CH​(g)​ 2 (g)​ 3​ (g)

Se tutte le concentrazioni iniziali sono diverse da 0, per determinare lo spostamento è necessario usare la stessa forma della Kc utilizzando le concentrazioni iniziali. Questo rapporto è chiamato QUOZIENTE DI REAZIONE.

Previsione della direzione di una reazione: 74

CO​ +2H​ OH​ ⇌ CH​(g)​ 2 (g)​ 3​ (g)

[CH​ OH] = conc. di CH​ OH all'equilibrio3​

[CO] = conc. di CO all'equilibrio

[H​ ] = conc. di H​ all'equilibrio2​

[ ]CH OH3Q = [ ] 2CO H[ ] 2

Nel Quoziente di reazione

[CH​ OH] = conc. di CH​ OH iniziali3​

[CO] = conc. di CO iniziali

prevede la direzione dello spostamento ugualmente a come si farebbe per la rimozione o la formazione di un prodotto o di un reagente. Il principio di Le Chatelier non può prevedere l'entità della variazione di K.

Applicazioni dei concetti di equilibrio:

N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃

Haber, fu insignito del premio Nobel per la chimica nel 1918 per la scoperta di un processo di sintesi per la produzione di ammoniaca a partire dai suoi componenti base, azoto e idrogeno.

Le ricerche sviluppate da Haber (1905-1911) sull'equilibrio tra azoto, idrogeno ed ammoniaca, consentirono di determinare temperatura, pressione, catalizzatore ottimali per il processo di sintesi dell'ammoniaca stessa. Lo sviluppo industriale di questo processo fu poi realizzato da Carl Bosch.

L'efficienza del processo Haber-Bosch, essendo l'ammoniaca essenziale per la produzione dell'acido nitrico, componente base nella formulazione di numerosi esplosivi, fu determinante.

Nell'assicurare la massima funzionalità alla macchina da guerra tedesca. Il coinvolgimento di Haber nelle vicende belliche fu in realtà assai più diretto. Haber divenne il referente scientifico della "guerra chimica", tanto da dirigere personalmente nel 1915 a Ypres il primo attacco militare in cui vennero impiegati gas tossici (Fosgene).

1. Temperatura 450°C
2. Reazione condotta ad alta pressione (P 1/V)
3. Allontanare l'ammoniaca che si forma
4. Utilizzare un catalizzatore (il catalizzatore non influisce sulla composizione dell'equilibrio chimico, aumentano la velocità con cui il sistema raggiunge l'equilibrio)

ACIDI E BASI

Acidi:

• Sapore aspro
• Corrodono i metalli
• Reagiscono con basi per formare sali ed acqua

Basi:

• Sapore amaro, calcareo
• Saponose al tatto, viscide
• Reagiscono con acidi per formare sali ed acqua

Antiacidi:

Vengono usati per neutralizzare gli acidi dello stomaco (HCl) e alcuni contengono una

O più basi deboli. ES.: Maalox: Al(OH)​ e Mg(OH)​3​ 2

Gli acidi e le basi: Robert Boyle: Le basi erano definite come le sostanze che facevano perdere agli acidi le loro caratteristiche e viceversa. Boyle propose anche l’uso degli indicatori acido-base (pigmenti estratti dalle piante) per riconoscere agevolmente il carattere acido o basico di una sostanza in soluzione.

Principio di acidità: l’ossigeno: 79 Antoine Lavoisier (1743-1794) propone la prima spiegazione delle proprietà delle sostanze acide: la presenza dell’ossigeno in esse, come principio e causa di acidità (nome “ossigeno” generatore di acidi) L’analisi dell’acido cloridrico HCl non aveva però rivelato la presenza dell’ossigeno

Nuovo principio di acidità: l’idrogeno: Humphry Davy (1778-1829) con l’elettrolisi scompose moltissimi composti nei loro costituenti elementari: l’acido cloridrico HCl e l’acido iodidrico HI

Non contenevano ossigeno, e furono identificati gli elementi cloro e iodio. Anche altri acidi, come H​S e HCN, non contenevano ossigeno.2​​ Per questo, Davy propose l'idrogeno come principio di acidità.

Acidi e Basi di Arrhenius: La definizione di Arrhenius si limita a definire composti in soluzione acquosa perché si riferisce a ioni (H+ e OH-) derivanti dall'acqua. Gli acidi sono specie che in acqua si dissociano e producono (liberano) ioni H+ (es. HBr, HNO3, H2SO4...). Le basi sono specie che in acqua si dissociano e producono (liberano) ioni -OH- (NaOH, KOH, Ca(OH)2....)

Il modello di Arrhenius è limitato però alle soluzioni acquose e presenta diversi limiti: non prevede il carattere basico di specie non contenenti OH-, come l'ammoniaca NH3. Si propose che le soluzioni acquose di NH3 contenessero il composto idrossido di ammonio NH4OH, una base debole.

La definizione di Brønsted-Lowry:

• Donatori ed accettori di protoni (H⁺)
• Gli acidi di Brönsted sono sostanze che donano ioni H⁺ (protoni).
• Le basi di Brönsted sono sostanze che accettano ioni H⁺.

Coppie coniugate:

Vengono dette coppie coniugate acido-base le specie chimiche la cui formula differisce soltanto per la presenza o meno di uno ione H⁺.

Sostanze anfiprotiche:

L'acqua può comportarsi da base (quando è presente un acido) e anche da acido (quando è presente una base) → comportamento anfiprotico → sostanze anfiprotiche.

Gli acidi di Bronsted possono essere:

1. Composti molecolari come CH₃COOH, HCl, HNO₃....
2. Cationi (acidi coniugati di basi deboli)
3. Anioni (basi coniugate di acidi poliprotici)

Le basi di Bronsted possono essere:

1. Composti molecolari come NH₃ o ammine
2. Anioni (basi coniugate di acidi

L'Auto-Ionizzazione dell'Acqua e Scala di pH:

Anche se pura, l'acqua contiene una bassissima concentrazione di ioni che sono rilevabili con misure di conduttività elettrica.

H₂O + H₂O → H₃O⁺ + OH^-