Stechiometria- Equilibri gassosi e reazioni reversibili
Gli equilibri gassosi sono reazioni chimiche reversibili omogenee in cui tutti i componenti sono allo stato gassoso.
Gran parte delle reazioni chimiche del tipo A + B ⇄ C + D sono reversibili nel senso che i prodotti di reazione C e D possono reagire per formare i reagenti di partenza A e B essendo A, B, C e D sostanze gassose.
Quando la velocità diretta e la velocità della reazione inversa si uguagliano il sistema ha raggiunto l’equilibrio. In tale situazione coesistono tutte le specie ad una determinata concentrazione che non varia con il tempo. Ciò vale sia negli equilibri in soluzione che negli equilibri gassosi
Consideriamo la generica reazione :
a A + b B ⇄ c C + d D
essendo a, b, c e d i rispettivi coefficienti stechiometrici
Costante di equilibrio
Il rapporto tra il prodotto delle concentrazione delle specie che si trovano a destra, elevate ai rispettivi coefficienti stechiometrici e il prodotto delle concentrazioni delle specie che si trovano a sinistra elevate ai rispettivi coefficienti stechiometrici, è uguale alla costante di equilibrio K caratteristica della reazione alla temperatura in cui la reazione è avvenuta. La costante per gli equilibri gassosi può essere anche espressa con le pressioni parziali delle specie all’equilibrio
Ad esempio dato l’equilibrio :
N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3
K = [NH3]2/ [N2][H2]3
Il valore di K per ogni reazione a una data temperatura è tabulato e tale valore è costante a temperatura costante ovvero non varia se cambino altri parametri quale pressione, volume ecc.
Le tipologie di problemi che possono essere affrontati su questo argomento sono sostanzialmente due : 1) valutazione di K per una data reazione da dati sperimentali ; 2) utilizzo del valore di K per la determinazione delle concentrazioni delle specie in soluzione all’equilibrio.
Esercizi
1) Dato l’equilibrio N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3 sapendo che le concentrazioni delle specie gassose all’equilibrio sono [NH3] = 0.102 M, [H2] = 1.62 M e [N2] = 1.03 M calcolare la costante di equilibrio della reazione
K = ( 0.102)2/ 1.03 ( 1.62)3 = 2.37 · 10-3
2) Calcolare K per la reazione 2 NO + O2 ⇄ 2 NO2 sapendo che all’equilibrio sono presenti 0.190 moli di NO2, 2.65 · 10-4 moli di NO e 0.606 moli di O2 in un recipiente da 0.759 L
Calcoliamo le rispettive concentrazioni :
[NO2] = 0.190/ 0.759 =0.250 M
[NO] = 2.65 · 10-4 / 0.759 =3.49 · 10-4 M
[O2] = 0.606/ 0.759 =0.794 M
Poiché K = [NO2]2/ [NO]2[O2] sostituendo i valori ricavati si ha
K = ( 0.250)2/ (3.49 · 10-4)2 ∙ 0.794 = 6.45 · 105
2) Data la reazione I2 ⇄ 2 I per la quale ad una certa temperatura K = 3.76 · 10-5 si supponga che la concentrazione iniziale di I2 sia 0.500 M . Si richiedono le concentrazioni delle specie, una volta raggiunto l’equilibrio.
Un metodo seguito per la risoluzione di tali problemi è quello di costruirsi una I.C.E. chart
| I2 | ⇄ | 2 I | |
| Stato iniziale | 0.500 | // | |
| Variazione | -x | +2x | |
| Equilibrio | 0.500-x | 2x |
Da cui K = 3.76 · 10–5 = [I]2/ [I2] = (2x)2/ 0.500-x
Risolvendo rispetto a x si ottiene x = 2.16 · 10-3 da cui [I2] = 0.500 – 2.16 · 10-3 = 0.498 M ed essendo 2x = 2 ∙2.16 · 10-3 = 4.32 · 10-3 M questa concentrazione corrisponde a quella di I
Tuttavia , quando la costante è sufficientemente piccola (almeno dell’ordine di 10-4) e la concentrazione dei reagenti non troppo elevata il termine sottrattivo x al denominatore può essere trascurato e conseguentemente nel nostro caso l’equazione diviene
3.76 · 10-5 = (2x)2/ 0.500 che può essere risolta senza ricorrere alla formula risolutiva dell’equazione di secondo grado.
il 29 Settembre 2011