reazioni chimiche equilibrio

Le Reazioni Chimiche
Equazioni Chimiche e Reazioni Chimiche
-
il simbolismo delle reazioni chimiche
-
il bilanciamento delle equazioni chimiche
-
le soluzioni
-
reagente limitante/eccesso
-
le concentrazioni
Equilibrio Chimico in soluzione
Reazioni degli Acidi e delle Basi
Reazioni di Precipitazione
Reazioni Redox
Equazioni e Reazioni Chimiche
LEGGE DELLA CONSERVAZIONE DI MASSA
Gli atomi non si possono né creare né distruggere,
ma possono subire processi chimici. Tra reagenti e
prodotti deve esserci lo stesso numero di atomi di
ogni elemento
EQUAZIONE CHIMICA bilanciata
2Na
+
2H2O
→
2NaOH
+
1H2
COEFFICIENTI
STECHIOMETRICI
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)
SIMBOLI DI
STATO
Il Bilanciamento delle Reazioni
ESEMPIO: reazione della fotosintesi clorofilliana
CO2(g) + H2O(l) + E → O2(g) + C6H12O6(s)
1. Cominciare bilanciando gli atomi dell’elemento presente nel minor
numero di sostanze.
6CO2(g) + H2O(l) + E → O2(g) + C6H12O6(s)
MAI ALTERARE I
PEDICI DELLE
FORMULE.
2. Bilanciare come ultimo l’atomo dell’elemento che compare nel maggior
numero di formule.
Se ci sono coefficienti
frazionari, si moltiplica
6CO2(g) + 6H2O(l) + E → O2(g) + C6H12O6(s)
l’intera equazione per un
fattore numerico.
6CO2(g) + 6H2O(l) + E → 6O2(g) + C6H12O6(s)
18
Gli ioni poliatomici superano
spesso la reazione intatti e
possono essere bilanciati
come entità individuali.
Le Soluzioni
Una SOLUZIONE è una classe speciale di miscele omogenee costituita da un
SOLUTO, ciò che è sciolto (presente in minor quantità), e un SOLVENTE, ciò che
scioglie (presente in maggior quantità).
SOSTANZA
SOLUBILE: è in grado
di sciogliersi in un
determinato solvente.
IONI
INSOLUBILE: non è in grado di
sciogliersi in un determinato
solvente in maniera apprezzabile.
MOLECOLE
Chiamiamo SOLUZIONE ELETTROLITICA una
soluzione in grado di condurre l’elettricità,
quindi contenente ioni.
Solvente: Componente
predominante
Soluto: Componento
presente in quantità minori
Soluto B
Soluto A
Soluto C
Solvente
Le Soluzioni Elettrolitiche
SOLUZIONE ELETTROLITICA è una soluzione in grado di condurre
l’elettricità, quindi contenente ioni.
+
Cl-
-
-
+
DISSOCIAZIONE
Na+
H2O
+
Na+
H+
+
Cl-
-
+
Cl
+
-
H
+
+
-
-
H2O
+
-
-
+
IONIZZAZIONE
+
-
-
+
Cl-
Tipi di soluzioni
●
●
●
Solvente liquido e soluto solido
es. acqua + sale
Solvente liquido e soluto liquido
es. acqua + alcool
Solvente liquido e soluto gassoso
es. acqua e anidride carbonica
LAVORARE
CON LE SOLUZIONI
DENSITA‘ : massa per unità di volume
massa
m
d=
=
volume V
Nel SI (sistema internazionale) l'unità base per la massa è il chilogrammo
(Kg). Spesso in chimica si usano dei sottomultipli (in genere il grammo).
Per il volume l'unità nel SI è il metro cubo (m3) che però è molto scomodo
per l'uso di laboratorio. Si usa quindi il litro:
litro (L)= 1 dm3= 10-3 m3
A sua volta il litro si può dividere in sottomultipli:
1 mL= 10-3 L = 1 cm3= 10-6 m3
Esempio
massa
m
d=
=
volume V
Mentre massa e volume sono proprietà estensive (= dipendono dalla
quantità di materia considerata), la densità è una proprietà intensiva
(= è indipendente dalla quantità di materia).
Problema: In un esperimento occorrono 43,7 g di alcool isopropilico.
Sapendo che la densità dell’alcool isopropilico è 0,785 g/ml, quale volume
di alcool bisogna usare?
Dalla definizione di densità abbiamo:
m
43,7 g
V=
=
= 55,7 ml
d 0,785 g/ml
SOLUZIONI E CONCENTRAZIONE
MOLARE
Quando sciogliamo una sostanza in un liquido chiamiamo SOLUTO
la sostanza e SOLVENTE il liquido.
La miscela omogenea risultante è nota come SOLUZIONE.
Con CONCENTRAZIONE si intende la quantità di soluto sciolta in
una quantità standard di soluzione (o solvente).
La CONCENTRAZIONE MOLARE è definita come moli di soluto
per litro di soluzione
moli soluto
mol
Molarità (M) =
≡
litri soluzione
L
Es.: Una soluzione di NH3 0,15 M contiene 0,15 moli di NH3 in un
litro di soluzione
Es.: Per preparare una soluzione 0,5 M di NaCl bisogna porre 0,5
moli di NaCl in un pallone tarato di un litro e quindi aggiungere
acqua fino al volume di un litro.
Le Soluzioni
DETERMINAZIONE DELLA CONCENTRAZIONE
1. MOLARITÀ, M [mol∙L-1]
M=
numero moli SOLUTO (mol)
volume SOLUZIONE (L)
2. MOLALITÀ, m [mol ∙kg-1]
m=
numero moli SOLUTO (mol)
m assa SOLVENTE (kg)
4. FRAZIONE MOLARE, X
moli SOLUTO (mol)
moli (SOLUTO + SOLVENTE) (mol)
moli SOLVENTE (mol)
X(SOLVENTE) =
moli (SOLUTO+ SOLVENTE) (mol)
X(SOLUTO) =
3. PERCENTUALE PESO/PESO (%w/w) e VOLUME/VOLUME (%v/v)
%( m / m ) =
m assa SOLUTO (kg)
× 100
m assa (SOLUTO + SOLVENTE) (kg)
X (SOLUTO ) + X (SOLVENTE ) = 1
%( v / v ) =
volume SOLUTO (L)
× 100
volume (SOLUTO + SOLVENTE) (L)
Come si prepara una soluzione:
Per preparare una soluzione 0,5 M di K2CrO4
bisogna porre 0,5 moli di K2CrO4 in un pallone
tarato di un litro e quindi aggiungere acqua fino al
volume di un litro.
Percento in peso
NaCl al 2% (p/p)
Dire che una soluzione acquosa di NaCl è al 2% in peso significa
che in 100 g della soluzione ci sono 2 g di NaCl (e 98 di acqua).
2 g NaCl
+
98 g H2O
Percento in peso
NaCl allo 0.9% (p/p
(p/p)
La soluzione fisiologica di NaCl ha una concentrazione dello 0.9%
in peso.
Questo significa che in 1 kg di soluzione sono contenuti 9 g di NaCl.
0,9 g NaCl
+
99,1 g H2O
Percento in peso
Saccarosio al 10% (p/p
(p/p)
In 1 kg di una soluzione acquosa di saccarosio al 10% sono contenuti
100 g di saccarosio.
10 g saccarosio
+
90 g H2O
Frazione molare
(esempio)
esempio)
Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo
a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli di acqua
b) 64 g di metanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli dell’alcol
La frazione molare dell’acqua si calcola
come segue:
x H2O =
2
2+2
= 0.5
Frazione molare
(esempio)
esempio)
Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosio
dissolti in 1800 g di acqua.
a) 18 g di glucosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero
b) 18 g di fruttosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero
b) 1800 g di acqua (PM 18) corrispondono a 100 moli di acqua
La frazione molare del glucosio si calcola come segue:
xglucosio =
0.1
0.1 + 0.1 + 100
= 0.000998
REAGENTE LIMITANTE
Può capitare che i reagenti siano combinati in quantità diverse dalle
proporzioni molari date dall'equazione chimica.
In tal caso solo UNO dei reagenti – il REAGENTE LIMITANTE– si
consuma completamente mentre parte dell'altro reagente – il
REAGENTE IN ECCESSO – rimane inalterato.
Esempio:
assemblaggio fascicoli
un fascicolo è
costituito da:
5 fogli gialli
3 fogli azzurri
2 fogli rosa
Analogia con la reazione:
5 A + 3 B + 2 C
→
P
Consideriamo la reazione
2 H2 (g) + O2(g)
→
2 H2O(g)
Supponiamo di far reagire 1 mole di H2 e 1 mole di O2.
Si considerano le moli di H2O che si possono ottenere da partire da
ciascuno dei reagenti come se l'altro fosse quello in eccesso
2 mol H 2 O
Moli di H2O ottenute da H2= 1 mol H 2 ×
= 1 mol H 2 O
2 mol H 2
2 mol H 2 O
= 2 mol H 2 O
Moli di H2O ottenute da O2= 1 mol O 2 ×
1 mol O 2
H2 è il reagente limitante: una volta prodotta una mole di H2O la
reazione si ferma e rimane ossigeno in eccesso.
La quantità di ossigeno che rimane è quella corrispondente alla
differenza tra le moli di H2O ipotetiche e quelle realmente ottenute:
2 moli H2O – 1 mole H2O = 1 mole H2O
E poi trasformate con gli appropriati coefficienti stechiometrici:
1 mol O 2
1 mol H 2 O di differenza ×
= 0,5 mol O 2
2 mol H 2 O
Si può anche calcolare il numero di moli di ossigeno che hanno reagito
1 mol O 2
1 mol H 2 O formate ×
= 0,5 mol O 2
2 mol H 2 O
NORMALITA’
N=
N. equivalenti di soluto
Volume di soluzione
●
La normalità (oggi abolita nel SI e dalla IUPAC) è una delle misure della
concentrazione del soluto in una soluzione e indica il numero di equivalenti di un
soluto disciolti in un litro di soluzione.
Dove neq è il numero di equivalenti e V è il volume
Il numero di equivalenti corrisponde a:
●
n. eq.= massa della sostanza in grammi / massa equivalente
Il peso equivalente corrisponde a:
●
m. eq.= peso molecolare / valenza operativa
La valenza operativa (VO) varia a seconda del soluto in questione:
per gli acidi: VO = numero di ioni H+ rilasciati
per gli ossidi: VO = numero della valenza
per i sali: VO = numero di cariche (+) o (-)
per gli idrossidi: VO = numero di ioni OH- rilasciati
USO DELLA NORMALITA’
●
●
È molto utile esprimere le concentrazioni di soluto in
termini di normalità
Nelle titolazioni si usa applicare, relativamente ai
reagenti, la relazione
N1V1 = N2V2
●
Oggigiorno l'uso della normalità, come unità di
concentrazione, tende ad essere abbandonato.
Sopravvive nell'ambito delle titolazioni redox, dove
risulta di comoda applicazione pratica.
RELAZIONE TRA NORMALITA’
e MOLARITA’
●
●
Qualora si conosca la molarità di una soluzione
per calcolare la normalità si può applicare la
seguente formula: N= M·VO
Qualora si conosca invece la normalità e si
voglia ricavare la molarità ovviamente si applica
la stessa formula risolvendola con la M
incognita: M= N/VO
HCl + NaOH
NaCl + H2O
H2SO4 + 2 NaOH
Na2SO4 + 2H2O
H3PO4 + 3 NaOH
Na3PO4 + 3H2O
1 mole di H2SO4 contiene
2 equivalenti dell’acido
1 mole di H3PO4 contiene
3 equivalenti dell’acido
HCl + NaOH
HCl
NaCl + H2O
H2SO4 + 2 NaOH
Na2SO4 + 2H2O
H3PO4 + 3 NaOH
Na3PO4 + 3H2O
PM = PE = 36.5
H2SO4
PM = 98
PE = 49
H3PO4
PM = 98
PE = 32,66
Diluizione
Un processo molto comune in
chimica è la diluizione. Si prende
un volume noto di soluzione, e si
aggiunge altro solvente (sempre
in quantità nota), in modo da
ottenere una soluzione più
diluita.
•
Qual è la relazione tra la
concentrazione M1 prima della
diluizione e la concentrazione
M2 dopo la diluizione?
•
Bisogna considerare che il
numero di moli di soluto rimane
invariato, per cui:
•
n1 = n2
e quindi:
•
M1·V1 = M2·V2
•
Diluizione
Normalmente questa
espressione ci serve a calcolare:
la molarità finale di una
soluzione dopo una diluizione
(incognita M2);
la quantità di solvente da
aggiungere per ottenere una
certa molarità finale (incognita
V2, che però è il volume totale,
non quello da aggiungere!).
Anche quando si mescolano due
soluzioni, il volume del solvente
varia, e bisogna calcolare le
nuove concentrazioni molari.
M2= M1·V1/V2
V2= M1·V1/M2
L’EQUILIBRIO CHIMICO
EQUILIBRIO CHIMICO
2 NO(g) ⇄ N2O2(g
2(g)
Quando due reagenti si incontrano, prima ancora che si formi un qualche
prodotto, la loro velocità di reazione è in parte determinata dalle loro
concentrazioni iniziali.
A mano a mano che i prodotti della reazione si accumulano, la concentrazione
dei reagenti diminuisce e così pure la velocità di reazione.
Contemporaneamente alcuni dei prodotti cominciano a compiere la reazione
inversa che porta alla formazione dei reagenti.
2 NO(g) → N2O2(g
2(g)
N2O2 (g
(g) → 2 NO(g)
vdiretta = kdiretta [NO]2
vinversa = kinversa [N2O2]
Il processo prosegue fino a quando non si raggiunge uno stato di equilibrio
dinamico in cui le velocità della reazioni diretta ed inversa si eguagliano e le
concentrazioni dei reagenti e dei prodotti divengono costanti
all’equilibrio vdiretta = vinversa
[N 2O2 ] k diretta
=
=K
2
[NO]
k inversa
costante
di
equilibrio
L’equilibrio chimico è una condizione dinamica
Situazione iniziale
NO2
[N2 O4]
Keq =
2
[NO2 ]
Situazione all’equilibrio
NO2
N2O4
Statisticamente avremo
2 molecole di NO2 e 4 di N2O4
Caratteristiche dell’equilibrio
1. Non mostra evidenze macroscopiche di cambiamento
2. Viene raggiunto attraverso processi termodinamici spontanei
3. Mostra un bilanciamento dinamico tra processi diretti e inversi
4. È indipendente dalla direzione seguita per raggiungerlo
Reazione di formazione di NH3
N2 +3H2
2NH3
2
NH 3 ]
[
K eq =
3
[ N 2 ][ H 2 ]
IMPORTANTE:
-> le concentrazioni molari
nell’espressione della Keq sono
quelle all’equilibrio, e NON
quelle iniziali
-> la Keq è costante se T rimane
costante
CALCOLO della Kc
H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g)
H2 (g)
I2 (g)
HI (g)
Concentrazioni iniziali
0.0175
0.0175
0
Variazioni delle concentrazioni
nel raggiungimento
dell’equilibrio
-0.0138
-0.0138
+0.0276
Concentrazioni all’equilibrio
0.0037
0.0037
0.0276
[ HI]2
[H2][I2]
=
(0.0276)2
= 56
(0.0037)(0.0037)
Costante di equilibrio e pressioni parziali
Nelle reazioni in fase
gassosa le concentrazioni
possono essere espresse in
termini di pressione parziale
Concentrazione molare e
pressione parziale sono
prorzionali secondo la legge
dei Gas ideali
PV = nRT
Da cui la costante di
equilibrio può essere
espressa in termini di
pressioni parziali: Kp
3
Equilibrio in fase gassosa
2NO2
[ NO2 ] =
N2O4
n NO2
[ N 2 O4 ] =
=
V
n N 2 O4
V
N 2 O4 ]
[
K eq =
2
[ NO2 ]
PNO2
RT
PN 2 O4
=
RT
Kp =
PN 2O4
PNO 2
2
Kp esprime l’equilibrio chimico in funzione
delle pressione parziali dei vari componenti
del sistema
Confronto tra Kc e Kp
aA +bB
cC + dD
c
d
C ] [D]
[
K eq =
a
b
[ A] [ B ]
K p = K eq ( RT )
c + d − a −b
Dove:
∆n = c + d – a - b
Se ∆n = 0
Kp = Kc
Equilibrio eterogeneo
CaCO3
Solido (grigio)
CaO
CaCO3
CaO +
CO2
Solido (bianco) gas
CO2 ][CaO ]
[
K eq =
[CaCO3 ]
K eq = [CO2 ]
K p = PCO
2
Calcoli sull'equilibrio chimico
La costante di equilibrio ci permette di
prevedere:
la composizione di una miscela all'equilibrio
per qualsiasi composizione di partenza.
il modo in cui cambia la composizione al
cambiare delle condizioni (pressione,
temperatura e proporzioni in cui sono presenti
i reagenti).
Condizioni Iniziali definite
Nella decomposizione
di una sostanza (HI)
[H2] = [I2] = x
Se C è la conc.
Iniziale di HI,
all’equilibrio
[HI] = C – 2x
Nota la Kc
Kc = x2 / (C-2x)2
Kc = 0.022 (a 783 K)
Il principio di Le
Chatelier
●
●
●
Sia data una miscela di reazione
all’equilibrio.
I parametri che determinano la condizione
di equilibrio sono T, P e le concentrazioni
delle varie specie.
Quando si cambia uno di questi parametri,
il sistema evolverà per raggiungere un
nuovo stato di equilibrio che si oppone
alla modifica apportata.
Variazione delle condizioni
Principio di Le Chatelier:
●
Un cambiamento in un qualsiasi fattore responsabile
della condizione di equilibrio di un sistema indurrà una
trasformazione tale da ridurre o contrastare l’effetto
della perturbazione.
Variazioni di:
●
Concentrazione
●
Temperatura
●
Pressione
Effetto dell’
dell’aggiunta di un reagente
Kc = [C]c[D]d/[A]a[B]b
●
Se si aumenta la concentrazione di un
reagente (e la T rimane costante)la
reazione procederà verso destra fino a
ristabilire concentrazioni tali da
soddisfare la Kc.
●
Effetto opposto se si introduce un prodotto
nella miscela di reazione.
Effetto dell’aggiunta
dell aggiunta di reagenti
Estere + H2O

acido +alcol
●
All’aggiunta di estere o acqua
●
All’aggiunta di acido o alcol

• Kc è indipendente da variazioni delle singole concentrazioni
• Prima e dopo aggiunta di reagente le condizioni devono
soddisfare l’equilibrio
Effetto della pressione
PCl5(g)
●
●
●
PCl3(g) + Cl2(g)
Se si aumenta la P, la miscela
all’equilibrio cambia composizione e
diminuisce il numero totale di molecole
allo stato gassoso presenti nel recipiente.
Per questa reazione quindi l’equilibrio si
sposta a sinistra.
Non c’è effetto della P se non c’è
variazione nel numero di molecole durante
la reazione.
Effetto della pressione
N2(g) + 3H2(g)
●
●
2NH3(g)
Un aumento della pressione fa diminuire il
n. di molecole di gas
In un gas l’aumento
aumento della pressione è
accompagnato dalla diminuzione del volume e
aumento della concentrazione.
concentrazione.
Dipendenza dell’equilibrio dalla
temperatura
Se la reazione è endotermica un aumento della
temperatura sposta a destra (verso i prodotti) l’equilibrio
e la Keq aumenta.
Se una reazione è esotermica un aumento della
temperatura sposta a sinistra (verso i reagenti)
l’equilibrio e la Keq diminuisce.
Tale comportamento comune alla maggior parte delle reazioni può
essere spiegato immaginando il calore come una reagente.
A + cal
A
B
B + cal
Reazione
endotermica
Reazione
esotermica
A + cal
+ cal
A
B
B + cal + cal
Aspetti quantitativi
La costante di equilibrio può variare in modo sostanziale in
funzione della temperatura per variazione della velocità
della reazione diretta ed inversa
N2 + 3 H2
2NH3
Kc=6.8x105 a 25 °C
C
E’ una reazione Esotermica
N2 +
O2
2NO
Kc=40 a 400 °C
Kc=10-30 a 25 °C
C
E’ una reazione Endotermica
Kc=10-1 a 2000 °C
Processore chimico catalitico industriale ad alte P e T favorisce
le reazioni di sintesi (processo Haber-Bosh)
Conclusioni
●
●
●
●
L’equilibrio chimico è dinamico
La costante di equilibrio definisce i
rapporti tra le concentrazioni (o
pressioni) dei reagenti e prodotti
all’equilibrio. Il suo valore indica la
direzione della reazione.
Dipende dalla reazione, pressione e
temperatura.
I calcoli permettono di stabilire la
variazione dalle condizioni iniziali.