Esercizi sull’equilibrio svolti: costruzione di una I.C.E. chart

Costruzione di una I.C.E. chart per gli esercizi di equilibrio chimico gassoso

Gli esercizi sull’equilibrio chimico gassoso rappresentano una delle sfide più impegnative per gli studenti. Una strategia efficace per risolvere questi problemi è la costruzione di una I.C.E. chart. Nel contesto dell’acronimo I.C.E., “I” indica la concentrazione o la pressione iniziale di ogni specie, “C” indica la variazione delle concentrazioni o delle pressioni di ogni specie quando il sistema raggiunge l’equilibrio, e “E” indica le concentrazioni o le pressioni delle specie all’equilibrio. Le concentrazioni delle specie all’equilibrio devono essere utilizzate nell’espressione della costante di equilibrio per calcolare le quantità incognite.

Passaggi per la costruzione di una I.C.E. chart:

1. Esprimere tutte le quantità iniziali in termini di molarità se si ha la Kc o in termini di pressione se si ha la Kp.

2. Per determinare la direzione dell’equilibrio, utilizzare le quantità iniziali per determinare il quoziente di reazione, confrontandolo con il valore della costante di equilibrio Kc.

3. Considerare i coefficienti stechiometrici della reazione di equilibrio per calcolare la variazione di ogni quantità.

4. Inserire le quantità all’equilibrio nell’espressione della costante di equilibrio.

Esercizio sull’equilibrio chimico gassoso:

Una miscela gassosa composta inizialmente da 3.00 moli di NH3, 2.00 moli di N2 e 5.00 moli di H2 e contenuta in un recipiente da 5.00 L viene riscaldata a 900 K fino al raggiungimento dell’equilibrio. Il valore di Kc per la reazione 2 NH3(g) ⇄ N2(g) + 3 H2(g) a 900 K è di 0.0076. Dopo aver espresso le quantità iniziali in termini di molarità e calcolato il quoziente di reazione, si verifica una reazione netta da destra verso sinistra. Calcolando le concentrazioni delle specie all’equilibrio si ottengono i seguenti valori: [NH3] = 1.03 M, [N2] = 0.184 M, e [H2] = 0.352 M.

Un secondo esercizio coinvolge un recipiente di 5.00 L in cui vengono messe 4.00 moli di HI. Dopo aver portato il sistema a 800 K fino al raggiungimento dell’equilibrio, il valore di Kc per la reazione 2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g) è di 0.016. Le concentrazioni delle specie all’equilibrio risultano essere: [H2] = [I2] = 0.079 M e [HI] = 0.64 M.

Infine, considerando una miscela di H2 e CO2 aventi entrambi concentrazione 0.0150 M e portata a 700 K, si calcolano le concentrazioni delle specie all’equilibrio per la reazioneH2(g) + CO2(g) ⇄ H2O(g) + CO(g), per la quale Kc vale 0.106.

In conclusione, la costruzione di una I.C.E. chart si rivela uno strumento fondamentale per risolvere con successo gli esercizi sull’equilibrio chimico gassoso.Come calcolare le concentrazioni delle specie in equilibrio in una reazione chimica

Per calcolare le concentrazioni delle specie in equilibrio in una reazione chimica, è necessario considerare la costante di equilibrio, la temperatura e le concentrazioni iniziali dei reagenti. Prendiamo ad esempio l’equilibrio della reazione: CO_2(g) + H_2(g) ⇄ CO(g) + H₂O(g) con K_c = 0.106. Inizialmente, la miscela contiene 0.570 M di H₂ e 0.623 M di CO₂ a 700 K. La reazione procede verso la formazione dei prodotti.

Dalla tabella delle concentrazioni iniziali e delle variazioni, sostituendo i valori nell’espressione di K_c, si ottiene un’equazione quadratica. Risolvendola, si ottiene che [H₂O] e [CO] sono entrambi 0.00369 M, mentre [H₂] e [CO₂] sono entrambi 0.0113 M.

In un’altra reazione, N_2(g) + O_2(g) ⇄ 2 NO(g) con K_p = 2.0 x 10^-31 a 298 K e concentrazioni iniziali di 0.78 atm di N₂ e 0.21 atm di O₂, la reazione procede verso la formazione dei prodotti.

Sostituendo i valori nell’espressione di K_p, si potrebbe risolvere un’equazione quadratica. Tuttavia, data la bassa costante di equilibrio, è possibile trascurare la variazione delle concentrazioni rispetto alle concentrazioni iniziali. Con questa approssimazione, la pressione parziale di NO all’equilibrio risulta essere 1.8 ∙ 10^-16 atm.

Ecco come calcolare le concentrazioni delle specie in equilibrio in una reazione chimica, considerando le costanti di equilibrio, la temperatura e le concentrazioni iniziali dei reagenti.