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Copertina
Paolo Pistarà Principi di Chimica Moderna
© Istituto Italiano Edizioni Atlas 2011
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CAPITOLO
L’equilibrio chimico
17
Indice
1. Reazioni complete e reazioni reversibili
2. L’equilibrio tra N2O4 e NO2
3. Costante di equilibrio
4. Fattori che influenzano l’equilibrio: il principio di Le Châtelier
Mappa concettuale: L’equilibrio chimico
5. Equilibrio eterogeneo
6. Equilibri di solubilità di composti ionici: costante del prodotto di solubilità
7. Effetto dello ione in comune sulla solubilità
8. Reazioni di precipitazione
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1 Reazioni complete e
reazioni reversibili
CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
PAG.
Le reazioni che procedono con la scomparsa di uno o di entrambi i reagenti sono dette
complete e sono rappresentate con una freccia rivolta verso i prodotti.
Mg(s) + 2 HNO3(aq)  Mg(NO3)2(aq) + H2(g)
Molte reazioni, invece, non arrivano a completamento:
CO(g) + H2O(g)
CO2(g)
+ H2(g)
Reazioni di questo tipo sono dette reversibili e sono rappresentate con due
frecce di verso opposto nella stessa reazione chimica.
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1 Reazioni complete e
reazioni reversibili
CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
PAG.
Quando la velocità della reazione diretta uguaglia la velocità della reazione inversa si
raggiunge uno stato di equilibrio dinamico.
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CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
2 L’equilibrio tra
N2O4 e NO2
PAG.
L’equilibrio chimico, che si instaura tra il tetrossido di diazoto (N2O4) e il diossido di
azoto (NO2), è rappresentato dalla seguente equazione
N2O4(g)
incolore
H2O4
2 NO2(g)
rosso-bruno
NO2
NO2
A 0 °C l’equilibrio si sposta verso sinistra, cioè verso la forma incolore, mentre a
100 °C (acqua bollente) l’equilibrio si sposta verso destra, cioè verso la forma rossobruna.
A temperatura ambiente, a 25 °C, la miscela dei gas presenta la stessa colorazione
perché si raggiunge un nuovo equilibrio.
Poiché a temperatura ambiente si è arrivati da due situazioni opposte, dai reagenti e
dai prodotti, risulta confermata la reversibilità degli equilibri chimici.
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CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
3 Costante di equilibrio
PAG.
Nella seguente reazione
H2(g) + I2(g)
2 HI(g)
Hl
Hl
H2
I2
una volta raggiunto l ’ equilibrio, se le concentrazioni delle tre sostanze vengono
inserite nella relazione:
HI2
si ottiene un valore costante, ad una
specifica temperatura.
H2 I2
A 465 °C si ottiene un valore 48,9 che prende il nome di costante di equilibrio, indicata
con Kc.
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CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
3 Costante di equilibrio
PAG.
In una generica reazione:
aA + bB
cC + dD
la costante di equilibrio, Kc, è data dalla relazione:
costante di equilibrio =
Kc =
Cc Dd
prodotti
Aa Bb
reagenti
Questa equazione prende il nome di legge dell’equilibrio chimico o legge di azione di
massa.
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3 Costante di equilibrio
CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
PAG.
 Significato del valore di Kc
Il valore numerico della costante di equilibrio, Kc, rileva se in una reazione l’equilibrio è
più spostato verso i prodotti o verso i reagenti.
Kc  1 l’equilibrio è più spostato verso i prodotti
Kc  1 l’equilibrio è più spostato verso i reagenti
Kc ≈ 1 non vengono favoriti né i reagenti né i prodotti
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4 Fattori che influenzano
l’equilibrio: il principio
di Le Châtelier
CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
PAG.
Il principio di Le Châtelier afferma che:
“un sistema all’equilibrio reagisce ad ogni variazione delle condizioni sperimentali
spostandosi nel verso che contrasta l’effetto di tale variazione instaurando un nuovo
equilibrio”.
a. Variazione della pressione
Un aumento di pressione favorisce la reazione che porta ad un minor numero di
molecole.
N2(g) + 3 H2(g)
4 molecole totali
2 NH3(g)
2 molecole
Un aumento della pressione sposta l’equilibrio verso destra, cioè verso l’ammoniaca.
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4 Fattori che influenzano
l’equilibrio: il principio
di Le Châtelier
CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
PAG.
b. Variazione della concentrazione
“Quando un reagente o un prodotto viene aggiunto ad un sistema all’equilibrio, questo
si sposta nella direzione opposta a quella dove è stato aggiunto il componente”.
2 SO2(g) + O2(g)
2 SO3(g)
Un aumento di concentrazione di O2 sposta l’equilibrio della reazione verso destra,
cioè verso il prodotto SO3.
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4 Fattori che influenzano
l’equilibrio: il principio
di Le Châtelier
CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
PAG.
c. Variazione della temperatura
Con il crescere della temperatura l’equilibrio di una reazione endotermica si sposta
verso destra, cioè verso il prodotto di reazione.
N2(g) + O2(g) + 181 kJ
2 NO(g)
Una reazione endotermica è favorita da un aumento della temperatura.
Con il crescere della temperatura l’equilibrio di una reazione esotermica si sposta
verso sinistra, cioè verso i reagenti.
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g) + 92,4 kJ
Una reazione esotermica è favorita da una diminuzione della temperatura.
In una reazione all’equilibrio, una variazione di temperatura determina una modifica
della costante di equilibrio, Kc.
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4 Fattori che influenzano
l’equilibrio: il principio
di Le Châtelier
CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
PAG.
d. Azione del catalizzatore
In una miscela di reazione un catalizzatore non influenza l’equilibrio perché accelera
sia la reazione diretta che quella inversa. La presenza del catalizzatore permette di
arrivare all’equilibrio in un tempo più breve.
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CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
Mappa concettuale:
L’equilibrio chimico
ESPRESSIONE DELLA
COSTANTE DI EQUILIBRIO
[Prodotti]
KC =
[Reagenti]
EQUILIBRIO CHIMICO
Una reazione chimica in cui sono
presenti sia i reagenti che i prodotti
PAG.
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CATALIZZATORE
Non influenza l’equilibrio,
ma solo il tempo per
raggiungerlo
Kc determina la posizione di
equilibrio
Fattori che influenzano l’equilibrio
chimico
VARIAZIONE DI
CONCENTRAZIONE
VARIAZIONE DI
PRESSIONE
VARIAZIONE DELLA
TEMPERATURA
Influenza Kc
Teoria dell’equilibrio mobile: principio di Le Châtelier
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5 Equilibrio eterogeneo
CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
PAG.
Quando tutte le sostanze, che partecipano ad un equilibrio, si presentano nella
stessa fase si parla di equilibrio omogeneo.
Nel caso in cui sono presenti due fasi diverse si parla di equilibrio eterogeneo.
CaCO3(s)
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CaO(s) + CO2(g)
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5 Equilibrio eterogeneo
CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
PAG.
Nella decomposizione del carbonato di calcio, CaCO3, l’espressione della costante
di equilibrio viene così scritta:
Kc = CO2
Il valore di Kc non è influenzato dalla quantità di CaCO3 e di CaO, fin quando
entrambi i solidi sono presenti.
Sebbene i due contenitori contengano
quantità differenti di CaCO3 e CaO, ad
una
definita
temperatura
(T),
all ’ equilibrio della reazione i due
contenitori hanno la stessa [CO2], se
sono presenti ambedue i solidi.
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6 Equilibri di solubilità di
CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
PAG.
composti ionici: costante
del prodotto di solubilità
Per un composto ionico poco solubile in acqua, la costante di equilibrio prende il
nome di costante del prodotto di solubilità e si indica con Kps.
PbCl2(s)
Pb2+(aq) + 2 Cl(aq)
solido non disciolto
in soluzione
Kps = Pb2+Cl2
La costante del prodotto di solubilità è uguale al prodotto delle concentrazioni degli
ioni presenti all’equilibrio, elevate ciascuna ad un potenza pari al suo coefficiente
nell’equazione di equilibrio.
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7 Effetto dello ione in
comune sulla solubilità
CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
PAG.
Nella reazione di equilibrio
AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl(aq)
se si aggiungono ioni Cl−, che derivano da un sale solubile come NaCl, l’equilibrio, in
base al principio di Le Châtelier, si sposta verso sinistra e si forma più AgCl solido.
Questo comportamento è denominato effetto dello ione in comune.
L’effetto dello ione in comune viene applicato per rimuovere ioni metallici nocivi in
acque inquinate.
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8 Reazioni di
precipitazione
CAPITOLO 17. L’EQUILIBRIO CHIMICO
PAG.
In una soluzione si indica con Q il prodotto delle concentrazioni iniziali degli ioni.
Per determinare se questi ioni danno luogo ad un precipitato si deve eseguire un
confronto di Q con Kps, il prodotto di solubilità.
Si possono presentare queste situazioni:
Q  Kps il sale precipita
Q  Kps il sale non precipita.
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