L`EQUILIBRIO CHIMICO

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L’EQUILIBRIO CHIMICO
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Molte reazioni chimiche possono avvenire in entrambe i sensi: reagenti e prodotti possono cioè scambiarsi
fra di loro; le reazioni di questo tipo vengono qualificate come reazioni reversibili.
Un esempio di reazione reversibile è la reazione di formazione dello ioduro di idrogeno, in cui la reazione
diretta porta alla formazione dello ioduro di idrogeno a partire da idrogeno ed iodio:
H2 + I2  2 HI
e la reazione inversa ne determina invece la decomposizione:
2 HI  H2 + I2
Le reazioni per le quali non avviene quanto sopra esposto, ovvero per le quali non avviene normalmente la
reazione inversa, vengono indicate con il termine di reazioni irreversibili.
Nelle reazioni reversibili, man mano che i prodotti si formano cominciano a dar luogo alla reazione inversa:
avvengono quindi contemporaneamente le due reazioni, quella diretta e quella inversa.
Esaminiamo l’intero fenomeno più dettagliatamente: all’inizio della reazione sono presenti soltanto i reagenti
e, quindi, l’unica reazione che avviene è quella diretta; non appena cominciano a formarsi i prodotti, comincia ad avvenire anche la reazione inversa.
Ma, nella fase iniziale, la concentrazione dei reagenti è molto maggiore di quella dei prodotti e, pertanto, la
velocità della reazione diretta (curva rossa) è molto maggiore della velocità della reazione inversa (curva
blu); di conseguenza, la quantità di reagenti che si trasformano in prodotti è molto maggiore della quantità di
prodotti che si trasformano in reagenti.
Osservando il sistema a livello macroscopico si rileva soltanto la reazione diretta: una certa quantità di
reagenti scompare, mentre si forma una certa quantità di prodotti.
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Con il procedere della reazione, la concentrazione dei reagenti diminuisce e la concentrazione dei prodotti
aumenta: di conseguenza, la velocità della reazione diretta diminuisce, mentre la velocità della reazione
inversa aumenta.
Quando le velocità delle due reazioni diventano uguali, i reagenti che si trasformano in prodotti sono compensati dai prodotti che si trasformano in reagenti: le concentrazioni dei reagenti e quelle dei prodotti
rimangono quindi costanti nel tempo.
In queste condizioni si dice che la reazione ha raggiunto l’equilibrio: in altre parole, un sistema è in equilibrio chimico se la sua composizione non cambia in maniera rilevabile durante un arco di tempo ragionevolmente lungo. A livello macroscopico, sembra che la reazione si sia fermata, perché non si osservano più
variazioni nella concentrazione dei reagenti o dei prodotti: a livello microscopico, avvengono due processi i
cui effetti si annullano reciprocamente.
Quindi, l’equilibrio chimico comporta l’assenza di cambiamenti macroscopici, ma non implica l’assenza di
processi a livello microscopico: quando si vuole sottolineare questo aspetto, si dice che l’equilibrio chimico è
un equilibrio dinamico.
Nelle equazioni chimiche delle reazioni che raggiungono l’equilibrio si usa una doppia freccia, per indicare
che avvengono contemporaneamente sia la reazione diretta sia quella inversa; ad esempio, l’equazione della
reazione di formazione dello ioduro di idrogeno ha la forma:
H2 + I2  2 HI
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a.
Che cosa significa dire che una reazione è reversibile?
b.
Una reazione esplosiva è reversibile o irreversibile? E una reazione di combustione?
c.
Si mettono a reagire due sostanze A e B; descrivi che cosa succede a partire dall’istante iniziale: quali sostanze sono presenti
al momento zero? E dopo che la reazione è iniziata? Man mano che la reazione procede, come variano le concentrazioni delle
varie sostanze?
d.
Che cosa si intende per miscela di reazione? Che cosa si intende per equilibrio chimico?
e.
Durante una reazione chimica la velocità della reazione diretta diminuisce o aumenta? Perché? E la velocità della reazione
inversa? Quando la reazione raggiunge l’equilibrio?
f.
Vuoi sapere se una certa reazione ha raggiunto l’equilibrio. Come procederesti sperimentalmente?
g.
Si dice che l’equilibrio chimico è un equilibrio dinamico: che cosa si intende con questa espressione? Come spiegheresti il
concetto di equilibrio dinamico ricorrendo alla possibilità di considerare i due livelli di descrizione, macroscopico e microscopico?
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FATTORI che INFLUENZANO l’EQUILIBRIO CHIMICO
Da quanto abbiamo detto, è facile dedurre che la situazione di equilibrio di una reazione chimica è caratterizzata dai valori della concentrazione di ciascuno dei reagenti e di ciascuno dei prodotti: in questo paragrafo
studieremo quali fattori influenzano, o possono influenzare, la situazione di equilibrio e come essa si modifica se alcuni di questi fattori vengono modificati.
Per capire in quale modo ciascun fattore possa influenzare l’equilibrio chimico, è importante sottolineare che
i sistemi in equilibrio tendono, per quanto possibile, a mantenere tale situazione.
Se si agisce su un sistema in equilibrio con una qualche azione di disturbo dall’esterno, il sistema reagisce in
modo da contrastare, per quanto possibile, gli effetti di questa azione raggiungendo una nuova situazione di
equilibrio: tale comportamento viene comunemente espresso dal principio di Le Chàtelier, in base al quale se
si apporta una qualche modifica a una miscela di reazione all’equilibrio, il sistema “risponde” in modo da
contrastare gli effetti della modifica apportata, e lo fa fino a raggiungere una nuova situazione di equilibrio.
Ciò significa che la concentrazione dei reagenti e dei prodotti cambia nella direzione che consente di “opporsi” alla modifica apportata (capiremo meglio questo discorso man mano che considereremo degli esempi
concreti).
Influenza della natura dei reagenti e dei prodotti
Ogni reazione ha le proprie condizioni di equilibrio: esistono reazioni che raggiungono l’equilibrio quando la
concentrazione dei reagenti è ancora molto alta e quella dei prodotti molto bassa (si dice allora che l’equilibrio è “spostato verso i reagenti”, o anche che è “spostato verso sinistra”) ed esistono invece reazioni che
raggiungono l’equilibrio quando la concentrazione dei reagenti è molto bassa e quella dei prodotti molto alta
(si dice allora che l’equilibrio è “spostato verso i prodotti”, o anche che è “spostato verso destra”); esistono
infine reazioni che raggiungono l’equilibrio in situazioni intermedie fra le due appena descritte.
Le concentrazioni delle varie specie all’equilibrio sono quindi caratteristiche di ogni reazione, cioè dipendono dal tipo di reagenti e dal tipo di prodotti di quella reazione: è ovvio che non avrebbe significato considerare che cosa succede se si modifica questo fattore.
La natura delle sostanze coinvolte in una reazione chimica è ciò che identifica la reazione: considerare sostanze diverse significherebbe considerare reazioni diverse, e non più i cambiamenti della situazione di
equilibrio di una certa reazione.
Concentrazione dei reagenti e dei prodotti
L’equilibrio chimico è caratterizzato dalla concentrazione all’equilibrio dei reagenti e dei prodotti della reazione considerata: la concentrazione di ciascuna specie è suscettibile di modifiche, perché possiamo aggiungere una certa quantità di una data specie dall’esterno, oppure prelevarla dalla miscela di reazione.
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Il sistema risponde a interventi di questo tipo in modo da opporsi alla modifica fatta, cioè da contrastarne gli
effetti: a seconda del tipo di intervento, avverrà in maggiore entità la reazione diretta o quella inversa, fino al
raggiungimento di una nuova situazione di equilibrio.
Se avviene in maggiore entità la reazione diretta, diciamo che “i prodotti vengono favoriti” o che “l’equilibrio si sposta verso i prodotti” o “si sposta verso destra”; se invece avviene in maggiore entità la reazione
inversa, diciamo che “i reagenti vengono favoriti” o che “l’equilibrio si sposta verso i reagenti” o “si sposta
verso sinistra”. Consideriamo come esempio la reazione di formazione dello ioduro di idrogeno:
H2 + I2  2 HI
Supponiamo che la reazione abbia raggiunto l’equilibrio: nella miscela di reazione sono presenti molecole di
idrogeno, di iodio e di acido iodidrico; le concentrazioni di queste tre sostanze sono quelle tipiche dell’equilibrio per la reazione considerata nelle condizioni in cui si opera. Se a questo punto si interviene a modificare
la concentrazione di una delle tre sostanze, l’equilibrio si sposterà nella direzione che permette di contrastare
la modifica apportata. Per maggiore chiarezza, consideriamo tutti i casi possibili:
- qualora si introduca ioduro di idrogeno nella miscela di reazione, la concentrazione di quest’ultimo nella
miscela di reazione aumenta: per opporsi all’aumento, il sistema “risponde” facendo avvenire in maggior
entità la reazione che consuma HI, cioè la reazione inversa.
Quindi una parte dello ioduro di idrogeno introdotto si decompone in idrogeno e iodio e il sistema raggiunge
una nuova situazione di equilibrio: l’intervento ha favorito i reagenti e l’equilibrio si è quindi spostato verso
sinistra;
- qualora si sottragga ioduro di idrogeno dalla miscela di reazione, la concentrazione di ioduro di idrogeno
presente nella miscela di reazione diminuisce: per contrastare questo effetto, avviene in maggior entità la
reazione che produce acido iodidrico, cioè la reazione diretta.
La risposta del sistema favorisce i prodotti e l’equilibrio si sposta quindi verso destra: tale fenomeno è particolarmente importante per i processi industriali, dove l’obiettivo è quello di ottimizzare la formazione dei
prodotti. Se si continua a sottrarre i prodotti dalla miscela di reazione, il sistema “risponde” facendo formare
nuove quantità di prodotti: ad esempio, nel processo per la produzione di ioduro di idrogeno, se si continua
ad allontanare il prodotto dalla miscela di reazione man mano che si forma, il sistema “risponde” continuando a produrre ioduro di idrogeno;
-
qualora si introduca idrogeno oppure iodio nella miscela di reazione, dovrà avvenire in maggiore entità la
reazione che consuma idrogeno oppure iodio, cioè la reazione diretta e l’equilibrio si sposterà verso i prodotti;
- se infine si sottrae idrogeno oppure iodio dalla miscela di reazione, per compensare l’idrogeno oppure lo
iodio sottratti, avviene in maggiore entità la reazione che produce idrogeno oppure iodio, cioè la reazione
inversa: l’equilibrio si sposta quindi verso i reagenti.
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Temperatura
Quando la temperatura cambia, cambia anche la situazione di equilibrio: la direzione del cambiamento è
determinata dalle caratteristiche energetiche della reazione diretta, cioè dal fatto che essa sia esotermica o
endotermica.
Se la reazione diretta è esotermica, questo significa che la reazione diretta produce calore: la reazione inversa
allora è endotermica, cioè assorbe calore; supponiamo che la reazione abbia raggiunto l’equilibrio. Se, a
questo punto, si interviene per far aumentare la temperatura della miscela di reazione, si deve fornire calore
al sistema: il sistema “risponde” in modo da “consumare”, almeno in parte, il calore fornito e avviene quindi
in maggiore entità la reazione inversa che, essendo endotermica, “consuma” calore; l’equilibrio si sposta
quindi verso sinistra.
Se, invece, si interviene per far diminuire la temperatura della miscela di reazione, si deve sottrarre calore al
sistema: questo “risponde” in modo da compensare, almeno in parte, il calore sottratto e avviene quindi in
maggiore entità la reazione diretta che, essendo esotermica, produce calore; l’equilibrio si sposta quindi
verso destra.
Nel caso in cui la reazione diretta sia endotermica si ottengono dei risultati complementari a quelli sopra
esaminati: se si fa aumentare la temperatura della miscela di reazione, l’equilibrio si sposta verso destra,
favorendo quindi la formazione dei prodotti; se, invece, si fa diminuire la temperatura della miscela di reazione, l’equilibrio si sposta verso sinistra, favorendo quindi i reagenti.
Pressione
Le variazioni di pressione influenzano l’equilibrio chimico soltanto se alla reazione partecipano sostanze allo
stato gassoso e se la reazione stessa comporta una variazione del numero totale di molecole di gas: in tal
caso, se si aumenta la pressione, l’equilibrio si sposta verso quella situazione che comporta un numero
minore di molecole di gas; se si diminuisce la pressione, l’equilibrio si sposta verso quella situazione che
comporta un numero maggiore di molecole di gas.
Consideriamo come esempio la reazione di formazione dell’ammoniaca, in cui tutte le sostanze sono allo
stato gassoso; l’equazione bilanciata ci mostra come da un totale di quattro molecole di reagenti si formano
due molecole di prodotto:
3 H2 (g) + N2 (g)
 2 NH3 (g)
In termini macroscopici, il numero totale di moli di sostanze allo stato gassoso fra i reagenti è doppio del
numero totale di moli di gas fra i prodotti e, quindi, la reazione fa dimezzare il numero di moli di gas: se,
quando la reazione ha raggiunto l’equilibrio, si aumenta la pressione sulla miscela di reazione, il sistema
“risponde” in modo da contrastare tale aumento, cioè in modo da far diminuire la pressione esercitata dalla
miscela stessa. Avviene quindi in maggiore entità la reazione che porta a una diminuzione del numero di
moli di gas, cioè la reazione diretta.
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Se invece, quando la reazione ha raggiunto l’equilibrio, si diminuisce la pressione sulla miscela di reazione,
il sistema “risponde” in modo da contrastare tale diminuzione, cioè in modo da far aumentare la pressione
esercitata dalla miscela stessa: avviene quindi in maggiore entità la reazione che porta a un aumento del numero di moli di gas, cioè la reazione inversa.
Questo comportamento viene utilizzato nella preparazione industriale dell’ammoniaca, che viene infatti eseguita a pressioni molto elevate: in tali condizioni, l’equilibrio è fortemente spostato a destra ed il processo
diviene economicamente vantaggioso.
Quando la reazione non comporta alcun cambiamento nel numero totale di moli di sostanza gassose, le
variazioni di pressione non causano nessuna modifica della situazione di equilibrio.
Presenza di catalizzatori
La presenza di un catalizzatore non ha nessun effetto sull’equilibrio chimico: in una situazione di equilibrio
chimico, infatti, avvengono contemporaneamente sia la reazione diretta sia quella inversa, con velocità
uguali. La presenza di un catalizzatore abbassa allo stesso modo l’energia di attivazione della reazione diretta
e l’energia di attivazione della reazione inversa; quindi non favorisce una delle due reazioni rispetto all’altra.
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a.
Elenca i fattori da cui dipende l’equilibrio chimico.
b.
Quale effetto hanno i catalizzatori sulla situazione di equilibrio? Perché?
c.
Se si aggiunge un catalizzatore ad una miscela di reazione in condizioni di equilibrio, si notano cambiamenti?
d.
Spiega che cosa si intende con le espressioni: l’equilibrio si sposta verso destra (o verso sinistra).
e.
Che cosa dice il principio di Le Chàtelier?
f.
Spiega perché in una reazione esotermica l’equilibrio si sposta a sinistra se aumenta la temperatura.
g.
In quali casi le variazioni di pressione producono un effetto sull’equilibrio chimico? Perché?
h.
Considera la reazione di formazione dello ioduro di idrogeno; sapendo che la reazione è endotermica, rispondi alle seguenti
domande:
-
quali specie sono presenti nell’istante iniziale della reazione?
-
che cosa succede alla concentrazione di ciascuna specie prima che venga raggiunto l’equilibrio?
-
che cosa succede alla concentrazione di ciascuna specie dopo che l’equilibrio è stato raggiunto?
-
in condizioni di equilibrio, stabilisci se vengono favoriti i reagenti o i prodotti qualora:
si aggiunga altro ioduro di idrogeno;
si sottragga idrogeno;
si aumenti la temperatura;
si aumenti la pressione;
si aggiunga un catalizzatore.
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La COSTANTE di EQUILIBRIO
Consideriamo una generica reazione chimica dove con A, B, C e D si indicano le sostanze in gioco e con a,
b, c e d si indicano i rispettivi coefficienti stechiometrici.
aA + bB  cC + dD
La frazione che ha al numeratore il prodotto delle concentrazioni dei prodotti, ciascuna elevata a un esponente pari al coefficiente stechiometrico di quel prodotto nell’equazione chimica bilanciata, e per denominatore il prodotto delle concentrazioni dei reagenti, ciascuna elevata ad un esponente pari al coefficiente
stechiometrico di quel reagente, viene chiamata quoziente di reazione e indicata con la lettera Q:
Q 
C c   D d
 A a   B b
Poiché al numeratore compaiono le concentrazioni dei prodotti, il valore del quoziente di reazione è tanto più
alto quanto maggiore è la quantità dei prodotti: in questo senso, il valore di Q ci dà quindi un’idea di quanto
la reazione abbia favorito la formazione dei prodotti in un certo istante.
Man mano che una reazione procede, la concentrazione dei prodotti aumenta e quella dei reagenti diminuisce: quindi, il valore del quoziente di reazione aumenta; quando una reazione raggiunge l’equilibrio, le
concentrazioni dei reagenti e dei prodotti non cambiano più, rimanendo costanti nel tempo.
In tal caso, anche il valore del quoziente di reazione rimane costante ed il suo valore viene chiamato costante
di equilibrio K della reazione:
K eq 
C eq c  D eq d
 A eq a  B eq b
Nell’espressione della costante di equilibrio i termini [A]eq, [B]eq, [C] eq e [D]eq rappresentano i valori delle
concentrazioni all’equilibrio: quindi, per trovare il valore della costante di equilibrio è sufficiente determinare le concentrazioni di tutte le specie nella miscela di reazione quando la reazione ha raggiunto l’equilibrio.
Il valore della costante di equilibrio è diverso per reazioni diverse ed è legato alla natura dei reagenti e dei
prodotti, cioè alla natura della reazione considerata; la costante di equilibrio permette di stabilire quanto una
reazione procede verso la formazione dei prodotti.
Più alto è il valore di K, più l’equilibrio è spostato verso i prodotti, e maggiore è quindi la concentrazione dei
prodotti rispetto a quella dei reagenti; più basso è il valore di K, più l’equilibrio è invece spostato verso i
reagenti.
Il valore della costante di equilibrio varia al variare della temperatura: se la temperatura aumenta, la costante
di equilibrio K aumenta quando la reazione diretta è endotermica, e diminuisce quando la reazione diretta è
esotermica; se la temperatura diminuisce, il valore della costante di equilibrio K diminuisce quando la
reazione diretta è endotermica, e aumenta quando la reazione diretta è esotermica.
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L’entità della variazione di K a seguito di una certa variazione di temperatura è diversa da reazione a reazione ed è più accentuata per le reazioni esotermiche; per la reazione di dissociazione del pentacloruro di fosforo (che è una reazione endotermica) alla temperatura di 227°C la costante di equilibrio ha un valore pari a
0,0224 mol/L e alla temperatura di 487°C ha un valore pari a 33,3 mol/L (un aumento di temperatura pari a
260°C fa aumentare quindi la costante di equilibrio di quasi millecinquecento volte):
PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g)
Per la reazione di formazione del cloruro di idrogeno (che è una reazione esotermica) alla temperatura di
27°C la costante di equilibrio vale 3,3  1016 e alla temperatura di 327°C vale 2,5  108; in questo caso un
aumento di temperatura di 300°C fa diminuire la costante di equilibrio di otto ordini di grandezza:
H2 (g) + Cl2 (g)  2 HCl(g)
Quando si considera l’equilibrio di una reazione eterogenea diviene importante distinguere fra le concentrazioni che possono variare e quelle che sono costanti per loro natura: la concentrazione di specie disciolte
in soluzione può variare, e così pure la concentrazione dei gas; per quanto riguarda i solidi e i liquidi puri,
invece, la concentrazione è costante, cioè è costante il rapporto fra numero di moli e volume.
Quando si scrive l’espressione della costante di equilibrio per una reazione eterogenea, i valori costanti di
concentrazione vengono inglobati nella costante di equilibrio e non compaiono quindi nella frazione; per
comprendere meglio le ragioni di ciò, consideriamo come esempio la reazione di formazione dell’anidride
carbonica:
C(s) + O2 (g)  CO2 (g)
La costante di equilibrio per questa reazione dovrebbe essere scritta nella forma:
K eq 
CO 2 eq
C eq  O 2 eq
Ma poiché il carbonio è allo stato solido, la sua concentrazione ha un valore costante; conviene quindi
portare quest’ultima a destra del segno di uguale ed indicare con K il prodotto delle due costanti:
K
'
eq

CO 2 eq
O 2 eq
Quindi, il rapporto fra le concentrazioni delle due sostanze allo stato gassoso è una costante, ed è questa che
viene considerata come costante di equilibrio della reazione: i valori delle costanti di equilibrio riportati nelle
tabelle inglobano già le concentrazioni dei solidi e dei liquidi puri.
Nel caso dei gas, la concentrazione può essere espressa in funzione della pressione: questo permette di scrivere l’espressione della costante di equilibrio anche in termini di pressioni parziali, per le reazioni in cui tutte
le sostanze sono allo stato gassoso.
82
Consideriamo ad esempio la generica reazione:
aA + bB  cC + dD
in cui tutte le specie chimiche coinvolte siano allo stato gassoso; per tale reazione è possibile definire la costante di equilibrio Kp espressa in funzione delle pressioni parziali di reagenti e prodotti per mezzo della
seguente relazione:
K
p

c
d
a
b
pC  p D
pA  pB
In generale, la relazione tra la costante di equilibrio Kp definita in funzione delle pressioni parziali e la costante di equilibrio Kc definita in funzione delle concentrazioni molari può essere espressa per mezzo della
seguente relazione, dove R è la costante dei gas, T è la temperatura espressa in Kelvin e n è la variazione
del numero di moli gassose:
K
p
 K c  ( RT )
n
La costante di equilibrio ha dimensioni diverse per reazioni diverse: queste dimensioni possono essere
ricavate facilmente dall’espressione della costante di equilibrio per la reazione assegnata.
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a.
Per la reazione di decomposizione dell’acqua allo stato gassoso, alla temperatura di 727°C la costante di equilibrio è pari a
9,3  10-12, mentre alla temperatura di 1727 °C vale 5,31  10-10. La reazione di decomposizione dell’acqua è esotermica o
endotermica? Spiega le ragioni della tua risposta.
b.
Che cosa si intende per quoziente di reazione? Come cambia il quoziente di reazione nel corso di una reazione? Che cosa
puoi dire del quoziente di reazione quando la reazione raggiunge l’equilibrio? Che cosa è la costante di equilibrio?
c.
Per una reazione, determini le concentrazioni delle sostanze coinvolte in un certo momento e usi questi valori per calcolare il
valore del quoziente di reazione Q; spiega quali sarebbero le tue conclusioni nei seguenti casi:
-
il valore che trovi per Q è minore della costante di equilibrio di quella reazione;
-
il valore che trovi per Q è uguale alla costante di equilibrio di quella reazione;
-
il valore che trovi per Q è maggiore della costante di equilibrio di quella reazione.
d.
Perché la concentrazione dei solidi e dei liquidi puri non compare nell’espressione della costante di equilibrio?
e.
Perché, quando si scrive l’equazione chimica di una reazione e si vuole considerare l’equilibrio, è importante specificare lo
stato fisico delle sostanze coinvolte nella reazione?
f.
La costante di equilibrio:
A.
è un numero senza dimensioni;
B.
ha le stesse dimensioni per tutte le reazioni;
C.
ha dimensioni che possono essere diverse a seconda delle reazioni.
g.
Una reazione ha la costante di equilibrio pari a 107: ti aspetti che l’equilibrio sia spostato verso i reagenti o verso i prodotti?
h.
Qual è la relazione fra Kc e Kp nel caso di una reazione che avviene in fase gassosa?
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83
Esercizio: Si sono messe a reagire due moli di idrogeno e due moli di iodio alla temperatura di 490°C; quando la
reazione ha raggiunto l’equilibrio, si sono determinate le concentrazioni delle specie presenti all’equilibrio
e si sono trovati i seguenti valori:
[H2] = 0,456 mol/L
[I2] = 0,456 mol/L
[HI] = 3,088 mol/L
Calcolare la costante di equilibrio per la reazione sopra citata alla temperatura di 490°C.
L’equazione chimica associata alla reazione di formazione dello ioduro di idrogeno può essere rappresentata nel modo seguente:
H2 + I2  2 HI
La corrispondente costante di equilibrio può essere quindi calcolata, conoscendo le concentrazioni di reagenti e prodotti all’equilibrio, in questo modo:
HI  eq
H 2  eq  I 2  eq
3 , 088
2
K eq 
2
mol
L

0 , 456
mol
2
2
 0 , 456
 45 ,9
mol
L
L
Esercizio: Alla temperatura di 800°C la costante di equilibrio per la reazione:
I2(g) + Cl2(g)  2 ICl(g)
è pari a 9,09; si introducono 1,64 mol di iodio e 1,64 mol di cloro in un recipiente di 2 L: calcolare la
concentrazione di tutte le specie presenti all’equilibrio.
In una reazione di equilibrio solo una parte dei reagenti si trasforma nei corrispondenti prodotti; a priori
non possiamo sapere quale frazione dei reagenti si converte nei prodotti: possiamo solo indicare con x la
variazione nella concentrazione dei reagenti e dei prodotti nel passaggio dalla situazione iniziale a quella
relativa all’equilibrio.
Le concentrazioni iniziali dei reagenti possono essere determinate nel modo seguente:
I 2 i

1, 64 mol
 0 ,82
2 L
mol
Cl 2 i
L

1, 64 mol
 0 ,82
mol
L
2 L
Le concentrazioni all’equilibrio di tutte le specie coinvolte sono quindi le seguenti:
I2(g)
concentrazioni iniziali
0 ,82
+
mol
0 ,82
L
variazione
concentrazioni equilibrio
/
mol
-x
mol
L
2 ICl(g)
L
-x
0 ,82

Cl2(g)
x
0 ,82
2x
mol
x
2x
L
Introducendo le concentrazioni relative all’equilibrio nell’espressione del quoziente di reazione, ed imponendo che il valore di quest’ultimo sia pari al valore della costante di equilibrio, si ottiene un’equazione
nella sola incognita x che, risolta, ci porta a definire le concentrazioni di tutte le specie all’equilibrio.
84
K eq 
 ICl  2 eq
I 2  eq  Cl 2  eq
4x

mol
( 0 ,82
2
mol
 x )  ( 0 ,82
L
4x
2
 9 , 09  ( 0 ,82
mol
mol
2
 x  6 ,11
L
mol
L
 x )  ( 0 ,82
mol
0
 x)
L
2
2
 x)
L
L
5 , 09 x  14 ,91
 9 , 09
x 1  2 , 44
mol
x 2  0 , 49
L
mol
L
La soluzione x1 dell’equazione di secondo grado non è accettabile in quanto porterebbe a concentrazioni dei
reagenti all’equilibrio negative; le concentrazioni all’equilibrio di tutte le specie coinvolte possono essere
quindi ottenute utilizzando il valore x2 :
I 2  eq
 Cl 2  eq  0 ,82
mol
 0 , 49
mol
L
 0 ,33
mol
L
L
ICl i
 0 ,98
mol
L
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VERIFICA delle CONOSCENZE
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1.
La reazione di decomposizione del pentacloruro di fosforo è:
PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g)
Spiega in quale direzione si sposta l’equilibrio se:
2.
-
si aggiunge PCl5 dall’esterno;
-
si aggiunge cloro dall’esterno;
-
si sottrae dall’esterno il PCl3 man mano che si forma.
Spiega in quale direzione si sposta l’equilibrio se si aumenta la temperatura alla quale si fa avvenire ciascuna
delle seguenti reazioni:
H2 (g) + I2 (g)  2 HI(g)
2 HBr (g)
 H2(g) + Br2 (g)
2 H2 (g) + S(s)  H2S(g)
3.
reazione endotermica
reazione endotermica
reazione esotermica
Spiega in quale direzione si sposta l’equilibrio nelle seguenti reazioni se si fa aumentare la pressione a cui
avviene la reazione:
PCl5 (g)
 PCl3 (g) + Cl2 (g)
2 NO(g) + O2(g)
 2 NO2 (g)
H2 (g) + CO2 (g)
 H2O(g) + CO(g)
2 SO2 (g) + O2(g)
 2 SO3 (g)
CaCO3 (s)
 CaO(s) + CO2 (g)
85
4.
Considera la reazione di decomposizione del vapor d’acqua:
2 H2O(g)  2 H2 (g) + O2 (g)
Sapendo che la reazione è endotermica, rispondi alle seguenti domande:
-
quali specie sono presenti nell’istante iniziale della reazione?
-
che cosa succede alla concentrazione di ciascuna specie prima che venga raggiunto l’equilibrio?
-
che cosa succede alla concentrazione di ciascuna specie dopo che l’equilibrio è stato raggiunto?
-
supponendo che la reazione abbia raggiunto l’equilibrio, stabilisci se, in ciascuno dei casi elencati qui di
seguito, vengono favoriti i reagenti o i prodotti:
a.
si aggiunge dell’altro vapor d’acqua;
b.
si sottrae idrogeno;
c.
si aumenta la temperatura;
d.
si aumenta la pressione;
e.
si aggiunge un catalizzatore.
5.
Come viene determinata la costante di equilibrio di una reazione chimica?
6.
La frase “la costante di equilibrio per la formazione dello ioduro di idrogeno è 54,6” trasmette un’informazione
completa? Spiega.
7.
8.
Stabilisci se e come cambia la costante di equilibrio di una reazione chimica nelle seguenti situazioni:
-
si introduce una certa quantità di uno dei reagenti;
-
si sottrae una certa quantità di uno dei reagenti;
-
si aumenta la temperatura, e la reazione è esotermica;
-
si aumenta la temperatura, e la reazione è endotermica;
-
si aumenta la pressione.
Considera la reazione di formazione dello ioduro di idrogeno e scrivi la sua costante di equilibrio; successivamente scrivi l’equazione della reazione di decomposizione dello ioduro di idrogeno e definisci l’espressione
della corrispondente costante di equilibrio: trova quindi la relazione fra le due costanti in base al confronto delle
loro espressioni. Sapresti generalizzare questo risultato?
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ESERCIZI
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1.
Alla temperatura di 448°C la costante di equilibrio per la reazione di formazione dello ioduro di idrogeno vale
50,2; in un recipiente di 1 L si introducono 1,24 mol di idrogeno e 2,88 mol di iodio: calcolare la concentrazione
di tutte le specie presenti all’equilibrio.
Risposta:
2.
[H2] = 0,06 mol/L; [I2] = 1,70 mol/L; [HI] = 2,36 mol/L
Alla temperatura di 448°C la costante di equilibrio per la reazione di formazione dello ioduro di idrogeno è
uguale a 50,2; calcolare la concentrazione di tutte le specie presenti all’equilibrio nelle due seguenti situazioni,
entrambe considerate alla temperatura di 448°C:
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a)
in un recipiente di 1 L si introducono 1,00 mol di idrogeno e 1,00 mol di iodio;
b)
in un recipiente di 1 L si introducono 2,00 mol di ioduro di idrogeno.
Risposta:
a. [H2] = 0,22 mol/L; [I2] = 0,22 mol/L; [HI] = 1,56 mol/L
b. [H2] = 0,22 mol/L; [I2] = 0,22 mol/L; [HI] = 1,56 mol/L
3.
Alla temperatura di 900°C la costante di equilibrio per la reazione:
CH4 (g) + H2O(g)  CO (g) + 3 H2 (g)
vale 0,26 mol2/L2; in un miscela di reazione all’equilibrio contenuta in un recipiente di 2,4 L sono presenti 0,64
mol di metano, 1,08 mol di acqua e 2,62 mol di idrogeno. Calcolare la concentrazione dell’ossido di carbonio
nella miscela.
Risposta: [CO] = 0,02 mol/L
4.
Alla temperatura di 448°C la costante di equilibrio per la reazione di formazione dello ioduro di idrogeno vale
50,2; partendo da una mole di idrogeno e da una mole di iodio si fa avvenire la reazione in un recipiente dal
volume di 1 L. Le concentrazione delle specie presenti all’equilibrio sono le seguenti:
[H2] = 0,22 mol/L
[I2] = 0,22 mol/L
[HI] = 1,56 mol/L
Se a questo punto si introducono nel recipiente 1,60 mol di idrogeno, quali saranno le concentrazioni delle varie
specie nella nuova situazione di equilibrio?
Risposta:
4.
[H2] = 1,64 mol/L; [I2] = 0,04 mol/L; [HI] = 1,92 mol/L
Calcolare la Kp della seguente reazione alla temperatura di 727°C:
2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g)
sapendo che si raggiunge l’equilibrio quando le concentrazione delle specie presenti hanno i valori qui di seguito
riportati:
[SO2] = 3,3 10-3 mol/L
Risposta:
5.
[O2] = 4,9 10-3 mol/L
[SO3] = 4,0 10-3 mol/L
Kp = 3,65 atm-1
Quando si scioglie in acqua, l’-glucosio subisce il fenomeno della mutarotazione trasformandosi parzialmente
in -glucosio, la cui massa molare è uguale a quella dell’-glucosio; l’equilibrio viene raggiunto quando il
63,6% del glucosio totale è presente nella forma . Calcolare la costante di equilibrio della reazione:
-glucosio (aq)  -glucosio (aq)
Risposta:
6.
Kc = 1,75
La reazione che trasforma l’acido fumarico C4H4O4 in acido malico C4H6O5 avviene in acqua ed in presenza
dell’enzima fumarasi; la costante di equilibrio per la reazione:
C4H4O4 (aq) + H2O (l)  C4H6O5 (aq)
è pari a 3,5; calcolare la quantità di acido fumarico puro che si deve pesare per preparare un litro di una
soluzione che contenga 0,20 moli di acido malico all’equilibrio.
Risposta:
0,26 mol
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7.
Un volume di 10 litri di una miscela costituita dal 90% di O2 e dal 10% di SO2 alla pressione di l atm ed alla
temperatura di 20°C viene fatto passare su un catalizzatore: all’equilibrio si trova che si sono formate 0,025 moli
di SO3 in base alla seguente reazione:
2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g)
Calcolare la costante di equilibrio in funzione delle pressioni parziali.
Risposta:
8.
Kp = 2,53 atm-1
In un recipiente di 3 litri si introducono 5 g di N2 e 16 g di O2: si chiude il recipiente e si scalda fino a l300°C;
sapendo che a quella temperatura la costante di equilibrio per la reazione:
N2 + O2  2 NO
è di 6,4  10-6, calcolare la quantità (in moli) di NO e la sua pressione parziale all’equilibrio.
Risposta:
9.
n = 7,6  10-4 moli;
pNO =25 torr
Si pone a reagire una miscela equimolecolare di CO e di vapor d’acqua ad una certa temperatura; a questa temperatura la costante di equilibrio per la reazione:
CO + H2O  H2 + CO2
è di 3,26. Calcolare la composizione della miscela all’equilibrio.
Risposta:
10.
H2 32,2%; CO2 32,2%; CO 17,8%; H2O 17,8%
Una soluzione contiene 27,16 g di HgCl2 per litro; sapendo che la costante di dissociazione per l’equilibrio:
HgCl2  HgCl+ + Cl–
è di 3,310-7, calcolare le concentrazioni di tutte le specie presenti all’equilibrio, la pressione osmotica della soluzione a 0°C e la pressione osmotica alla stessa temperatura, quando la soluzione contiene anche 0,585 g/L di
cloruro di sodio NaCl.
Risposta:
[HgCl+] = [Cl–] = 1,8  10-4 moli/L;
[HgCl2] = 0,1 M;
 =2,24 atm;
 =2,70 atm
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