Equilibri in fase gassosa si verificano quando le specie coinvolte sono allo stato gassoso, costituendo equilibri omogenei. Tuttavia, esistono situazioni come la decomposizione termica del carbonato di calcio, in cui vi sono due specie allo stato solido e una allo stato gassoso.
Nell’espressione della costante di equilibrio, le fasi solide non compaiono, dando importanza alla concentrazione del gas o alla pressione parziale, come stabilito dalla legge di azione di massa formulata da Cato M. Guldberg e Peter Waage.
Indice Articolo
- Esercizi sugli equilibri in fase gassosa
- 1) Dato l’equilibrio: PCl3(g) + Cl2(g) ⇌ PCl5(g) a una certa temperatura, con le concentrazioni [PCl3] = 3.0 ∙ 10^-1 M, [Cl2] = 2.0 ∙ 10^-3 M, [PCl5] = 6.7 ∙ 10^-3 M. Determinare:
- Calcolo della concentrazione di SO2
- Calcolo di Kp
- Determinazione di Kc e Kp
- Calcolo delle concentrazioni all’equilibrio
- Conosciamo le concentrazioni:
- Esaminiamo un altro esempio:
- Un grafico I.C.E.:
Una reazione chimica raggiunge l’equilibrio quando le velocità delle reazioni diretta e inversa sono uguali. Durante l’equilibrio, le concentrazioni delle specie chimiche coinvolte rimangono costanti nel tempo, poiché si tratta di un equilibrio dinamico.
Per gli equilibri in fase gassosa, oltre alla costante Kc, viene definita la costante Kp, che considera le pressioni parziali delle specie coinvolte anziché le concentrazioni.
La relazione tra Kp e Kc è data dalla formula:
Kp = Kc(RT)^Δn
Dove Δn rappresenta la differenza tra la somma dei coefficienti stechiometrici dei prodotti e dei reagenti.
Esercizi sugli equilibri in fase gassosa
1) Dato l’equilibrio: PCl3(g) + Cl2(g) ⇌ PCl5(g) a una certa temperatura, con le concentrazioni [PCl3] = 3.0 ∙ 10^-1 M, [Cl2] = 2.0 ∙ 10^-3 M, [PCl5] = 6.7 ∙ 10^-3 M. Determinare:
a) Kc
b) La costante relativa all’equilibrio: PCl5(g) ⇌ PCl3(g) + Cl2(g)
c) Prevedere in quale direzione si sposterà l’equilibrio se le concentrazioni diventano [PCl3] = 6.3 ∙ 10^-2 M, [Cl2] = 5.0 ∙ 10^-4 M, [PCl5] = 3.8 ∙ 10^-3 M
a) Kc è calcolato come:
Kc = [PCl5]/[PCl3][Cl2] = 6.7 ∙ 10^-3 / (3.0 ∙ 10^-1) (2.0 ∙ 10^-3) = 11
b) La costante relativa all’equilibrio è espressa da:
K = [PCl3][Cl2]/[PCl5], che è il reciproco di Kc, quindi K = 1/Kc = 1/11 = 0,091
c) Per prevedere la direzione del movimento dell’equilibrio con le nuove concentrazioni, si può effettuare il calcolo.Come calcolare il quoziente di reazione? Ecco uno degli esercizi svolti. Supponiamo di avere Q = 3.8 ∙ 10-3 / 6.3 ∙ 10-2 ∙ 5.0 ∙ 10-4, che ci porta a ottenere il valore di 121. Questo risultato indica che, poiché Q >> Kc, l’equilibrio si sposterà verso sinistra.
Calcolo della concentrazione di SO2
Prendiamo l’equilibrio 2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g) con Kc = 4.00 ∙ 102 a 750°C. Calcoliamo la concentrazione di SO2 quando [O2] = 2.0 ∙ 10-1 M e [SO3]= 3.0 M. Applicando l’espressione di Kc si trova [SO2]= 0.34 M.
Calcolo di Kp
In un’altra situazione, consideriamo l’equilibrio N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) con Kc a 600 K di 4.1. Qui calcoliamo Kp, ottenendo 1.7 ∙ 10-3 considerando Δn = -2.
Determinazione di Kc e Kp
Un esempio con H2 + I2 ⇌ 2 HI, dove le concentrazioni [H2] = 2.00M, [I2] = 2.49 x 10-2M, [HI] = 1.5 M porta a Kc = 45 e Kp = 45.
Calcolo delle concentrazioni all’equilibrio
Infine, in un recipiente con 1.00 L e concentrazioni iniziali di H2, I2 e HI, determiniamo le concentrazioni all’equilibrio. Dopo aver eseguito i calcoli, troviamo [I2] = 4.1 M e [HI] = 4.3 M.
In definitiva, questi esempi forniscono una panoramica su come risolvere esercizi di equilibrio chimico e calcolare le concentrazioni delle specie chimiche coinvolti. Il pensiero critico e l’approccio sistematico sono fondamentali per risolvere con successo problemi di chimica equilibrio.Calcoli termodinamici e chimici sono fondamentali per comprendere l’equilibrio delle reazioni. Consideriamo un esempio in cui Kc è uguale a 8.0 ∙ 10^-3 a 750°C e vengono introdotte 1.00 moli di CaCO3 in un recipiente con volume di 5.0 L. Dobbiamo calcolare diversi parametri.
Conosciamo le concentrazioni:
a) La concentrazione di CO2 all’equilibrio corrisponde a [CO2] = Kc = 8.0 ∙ 10^-3 M.
b) La frazione di CaCO3 decomposta è di 0.040 moli poiché coincide con le moli di CO2 prodotte.
c) Le moli di CaO prodotte sono pari a 0.040 moli, in quanto uguali alle moli di CO2.
d) Calcoliamo Kp con Δn = 1, ottenendo Kp = Kc(RT)^1 = (8.0 ∙ 10^-3)(0.08206 ∙ 1023) = 0.67.
Esaminiamo un altro esempio:
Una quantità di N2O4(g) viene introdotta in un recipiente a 2.0 atm. Dopo aver raggiunto l’equilibrio con 2NO2(g), la pressione di N2O4(g) è pari a 1.8 atm. Calcoliamo Kp.
Un grafico I.C.E.:
– Iniziale: N2O4 – 2.0 atm, NO2 – 0 atm;
– Variazione: -x per N2O4, +2x per NO2;
– Equilibrio: N2O4 – 1.8 atm, NO2 – 2x.
Con 2.0 – x = 1.8, x vale 0.20 (2x diventa 0.40).
L’espressione di Kp è: Kp = (pNO2)^2 / pN2O4 = (0.40)^2 / 1.8 = 0.089.
La comprensione di concetti chimici come equilibrio e costanti di equilibrio è cruciale per gli studiosi di chimica. Ciascun calcolo fornisce informazioni vitali sulla reazione e sulle concentrazioni di specie chimiche coinvolte.
