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Costante di equilibrio di reazioni in sequenza

Fabrice Deseaux
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Costante di equilibrio di reazioni in sequenza

La determinazione della per reazioni in sequenza

La costante di equilibrio di molte reazioni può essere calcolata mediante opportune formule. Questo tipo di problema viene affrontato non solo a fini di esercitazione, ma anche quando ci si trova di fronte a un equilibrio simultaneo.

Esercizi

Il valore della costante di equilibrio per la reazione di formazione di NO2 a partire da N2 e O2, rappresentata da N2(g) + 2 O2(g) ⇌ 2 NO2(g), può essere calcolato sommando le costanti relative agli equilibri individuali. In questo caso, K = K’K” = (2.3 ∙ 10^-19)(3.0 ∙ 10^6) = 6.9 ∙ 10^-13.

La sintesi di HBr da idrogeno gassoso e bromo liquido ha una costante di equilibrio Kp di 4.5 ∙ 10^15. Se conosciamo la tensione di vapore del bromo liquido (0.28 atm), possiamo calcolare il valore di Kp per l’equilibrio della reazione in fase gassosa. Dopo aver calcolato K’ per la conversione del bromo liquido in gas (K’ = /0.28 = 3.6), possiamo determinare K come il prodotto di Kp e K’ (K = KpK’ = (4.5 ∙ 10^15)(3.6) = 1.6 ∙ 10^16).

Determinare il valore della costante di equilibrio per la reazione di dissociazione di CaCO3 in Ca2+ e CO32-. L’equilibrio relativo a questa reazione può essere determinato sommando le costanti relative agli equilibri HCO3- ⇌ H+ + CO32- e CaCO3 ⇌ Ca2+ + CO32-, e quindi semplificando CO32-. Pertanto, K = Kps ∙ K’ = (5.0 ∙ 10^-7)(2.0 ∙ 10^10) = 1.0 ∙ 10^4.

In conclusione, la costante di equilibrio di reazioni in sequenza può essere calcolata in base alle costanti relative agli equilibri intermedi, offrendo un metodo efficace per risolvere tali problemi in chimica.

Tallio: sospetto avvelenamento

Fabrice Deseaux
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Tallio: sospetto avvelenamento

: un potenziale caso di avvelenamento

Il tallio, appartenente al gruppo 13 della tavola periodica e al 6° periodo, ha un che spesso è + nei suoi composti. Tuttavia, a seguito di un tragico evento, una famiglia lombarda è stata ricoverata nell’Ospedale di Desio con sospetti di avvelenamento da tallio, con esiti fatale per due suoi membri.

Al momento, le autorità stanno effettuando indagini per confermare questa ipotesi tragica. Si ritiene che la sostanza potrebbe essere stata ingerita attraverso acqua di pozzo contaminata, o tramite un eventuale contatto con un sale di tallio presente in un topicida o nelle feci dei piccioni nelle vicinanze della struttura di vacanza.

Il solfato di tallio (I) Tl2SO4, che ha una elevata solubilità in acqua, è conosciuto per le sue proprietà tossiche, causando danni all’apparato intestinale, al e respiratorio. Questa sostanza, vietata in molti paesi europei dagli anni ’70 per la sua tossicità, ha destato preoccupazione per la sua reperibilità online, nonostante il divieto di utilizzo.

Il solfato di tallio, in passato, è stato utilizzato come veleno in molti omicidi a causa della difficoltà di individuarlo e della comparsa dei sintomi diversi giorni dopo l’assunzione. Questo fatto, ha perfino ispirato la trama di film e libri, inclusi l’ultimo film di James Bond, “Spectre”, e il romanzo di Agatha Christie “Un cavallo per la strega”.

La tossicità dei di tallio è attribuita alla loro somiglianza con il potassio, in quanto l’organismo umano non riesce a distinguerli. Questo comporta la sostituzione del potassio con il tallio nei processi biologici, portando all’avvelenamento.

L’incidente in questione solleva una serie di questioni sul controllo della reperibilità e dell’uso di sostanze tossiche, sottolineando la necessità di rafforzare le normative in materia di sicurezza e protezione ambientale.

Caratteristiche della costante di equilibrio

Fabrice Deseaux
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Caratteristiche della costante di equilibrio

Caratteristiche fondamentali della nelle reazioni chimiche

La costante di equilibrio nella chimica è una grandezza che esprime quantitativamente la dipendenza delle concentrazioni dei prodotti e dei reagenti, la quale può assumere dimensioni diverse a seconda della reazione e necessita di una valutazione caso per caso.

Le caratteristiche principali di questa costante sono:

a) Essa è caratterizzata da un valore definito specifico per ogni reazione a una determinata temperatura. Il suo valore si modifica soltanto variando la temperatura ed è indipendente dalla concentrazione dei reagenti o di qualsiasi perturbazione arrecata all’equilibrio, come variazione di volume, di pressione, o l’aggiunta/sottrazione di reagenti.

b) Il valore della costante di equilibrio può aumentare o diminuire al variare della temperatura a seconda se la reazione è di tipo endotermico o esotermico. Ad esempio, nella reazione N2O4(g) ⇌ 2 NO2(g), all’aumentare della temperatura il valore della costante di equilibrio aumenta. Questo è dovuto al fatto che la reazione è endotermica, quindi un aumento di temperatura favorisce i prodotti rispetto ai reagenti. A differenza, per la reazione di sintesi dell’ammoniaca N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g), che è di tipo esotermico, un aumento della temperatura comporta una diminuzione della costante di equilibrio, favorendo quindi i reagenti rispetto ai prodotti.

c) Se K rappresenta la costante di equilibrio per una data reazione, il valore della costante per la reazione inversa è pari a /K. Questo è dimostrato dalla reazione H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g), in cui la costante K è 48. La costante per la reazione inversa, 2 HI(g) ⇌ H2(g) + I2(g), avrà quindi valore di 1/48, ovvero 0.021.

d) La presenza di un catalizzatore influenza la cinetica della reazione, ma non il suo aspetto termodinamico, pertanto la costante di equilibrio di una determinata reazione non varia in presenza di un catalizzatore.

e) Sebbene in genere non venga fornita l’ della costante di equilibrio, essa può assumere dimensioni diverse a seconda della reazione. Nel caso di equilibrio H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g), la costante è adimensionale, mentre per la sintesi dell’ammoniaca N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) le dimensioni di K possono essere ottenute sostituendo le concentrazioni espresse in termini di molarità. In generale, le dimensioni di K possono essere espresse come L2/mol2 o mol-2∙L2.

f) Il valore della costante varia se variano i . Ad esempio, per la reazione H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g) con la costante K pari a 48, per la reazione ½ H2(g) + ½ I2(g) ⇌ HI(g) la costante K’ si otterrà come radice quadrata di K, ovvero √48 = 6.9.

Queste caratteristiche possono essere schematizzate come segue:
– Reazione aA + bB ⇌ cC + dD – Costante di equilibrio K
– cC + dD ⇌ aA + bB – Costante di equilibrio K’ = 1/K
– na A+ nb B ⇌ nc C + nd D – Costante di equilibrio K”= Kn

Polimerizzazione per metatesi ad apertura d’anello

Fabrice Deseaux
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Polimerizzazione per metatesi ad apertura d’anello

Polimerizzazione per metatesi ad apertura d’anello

La polimerizzazione per metatesi ad apertura d’anello delle olefine comprende la reazione chimica che permette l’apertura di anelli con doppio legame per formare una molecola aperta con doppi legami alle estremità. Questo processo porta alla polimerizzazione della catena molecolare. Le molecole cicliche e insature che partecipano a questa reazione presentano una tensione dell’anello. Questo tipo di reazione è comunemente denominato ROMP, acronimo di Ring-opening metathesis polymerization, termine attribuito al chimico statunitense Robert Howard Grubbs, vincitore del Premio Nobel per la Chimica nel 2005.

Ciclopentene

Un esempio significativo di molecola coinvolta in questa reazione è il ciclopentene (C5H8), che è il monomero di partenza per la sintesi delle plastiche.

Un’altra molecola coinvolta è il norbornene, con formula C7H10, che costituisce il monomero di partenza per la sintesi del polinorborene, una sostanza impiegata nell’industria della , dove è richiesta una elevata alle vibrazioni o agli urti. Altre molecole che possono essere utilizzate includono il ciclopropene e il cicloottene.

Sintesi

Il tipo di catalizzatore impiegato, come il tricloruro di rutenio o il , svolge un ruolo fondamentale in questo processo. Questi sono costituiti da un complesso tra un carbene e un metallo di transizione. Nella fase di iniziazione, il carbene attacca il doppio legame presente nel cicloalchene formando un intermedio ad elevata tensione. Quest’ultimo si apre, dando luogo alla formazione del monomero che, presentando doppi legami alle estremità, viene attaccato da un altro carbene per propagare la reazione. Il controllo della struttura polimerica avviene attraverso una scelta adeguata del catalizzatore e del solvente. Per queste reazioni, l’alcol è il solvente comunemente utilizzato, e diversi tipi di alcol possono influenzare il peso molecolare del polimero ottenuto.

In conclusione, la polimerizzazione per metatesi ad apertura d’anello è un processo utile in campo industriale, in quanto da monomeri a basso costo si possono ottenere polimeri controllati insaturi che possono essere successivamente idrogenati.

Esercizi di chimica analitica titolazioni (I)

Fabrice Deseaux
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Esercizi di chimica analitica titolazioni (I)

I calcoli nelle ossidimetriche in chimica analitica

Le titolazioni sono un importante metodo per la determinazione quantitativa della concentrazione delle specie presenti in soluzione. Gli esercizi proposti non sono solo accademici ma trovano applicazione pratica nei laboratori chimici.

Un esempio di esercizio riguarda la soluzione di un campione di ematite contenente Fe2O3. Dopo essere stato trattato con acido cloridrico e cloruro di stagno (II), la soluzione ottenuta viene titolata con bicromato di potassio per determinare la percentuale di Fe2O3 presente nell’ematite.

Un altro esercizio prevede la determinazione della concentrazione molare di Fe2+ e Fe3+ in una soluzione, utilizzando il permanganato di potassio come agente ossidante.

Infine, un esercizio coinvolge il calcolo della percentuale di bicromato di potassio in una soluzione, mediante l’ossidazione dello ioduro a iodio e successiva titolazione con tiosolfato di sodio.

Questi esempi mostrano come le titolazioni ossidimetriche siano utilizzate per analisi quantitative in laboratorio, offrendo numerosi spunti per esercizi pratici in questo ambito della chimica analitica.

Equilibrio chimico: quando la costante è grande

Fabrice Deseaux
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Equilibrio chimico: quando la costante è grande

Equilibrio chimico: l’importanza della

Quando si affrontano esercizi sull’equilibrio chimico, sia esso omogeneo che eterogeneo e sia in soluzione che in fase gassosa, è fondamentale considerare il valore della costante di equilibrio. Quest’ultimo gioca un ruolo cruciale nel determinare la composizione della miscela all’equilibrio. Nei casi in cui il valore della costante di equilibrio è elevato, l’approssimazione delle grandezze in fase di calcolo non è possibile, e risolvere un’equazione di secondo grado diventa necessario.

Esercizio

Si consideri la decomposizione del pentacloruro di fosforo secondo la reazione:
PCl5(g)⇌ PCl3(g)+ Cl2(g)
Se 1.00 moli di PCl5 sono messe in un contenitore avente volume 5.00 L, con una costante di equilibrio Kc pari a 1.80 a 523 K, la composizione della miscela all’equilibrio può essere determinata. La concentrazione iniziale del pentacloruro di fosforo vale 0.200 M. Per risolvere l’esercizio, si utilizza un .

L’espressione della costante di equilibrio Kc è: Kc = [PCl3][Cl2]/[ PCl5]. Risolvendo l’equazione di secondo grado, si ottengono le concentrazioni all’equilibrio: [PCl3]= [Cl2] = x = 0.182 M, e [PCl5] = 0.200 – 0.182 = 0.018 M.

Esercizio 2

Per esempio, consideriamo la reazione di formazione dell’acido iodidrico, H2 + I2 ⇌ 2 HI, con una costante di equilibrio Kc pari a 45.9. Le concentrazioni iniziali delle tre specie sono: [H2] = 1.00 M, [I2] = 2.00 M, e [HI] = 3.00 M. Utilizzando un I.C.E. chart e risolvendo l’equazione di secondo grado, si ottengono le concentrazioni all’equilibrio: [I2] = 1.32 M, [H2] = 0.316 M, e [HI] = 4.37 M.

Questi esempi dimostrano come sia fondamentale considerare il valore della costante di equilibrio in esercizi di equilibrio chimico, e come problemi specifici richiedano un’approccio attento e mirato per trovare la soluzione corretta.

Comportamento acido-base delle ammidi

Fabrice Deseaux
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Comportamento acido-base delle ammidi

Comportamento acido-base delle ammidi

Le ammidi primarie sono composti organici caratterizzati dal gruppo funzionale -CONH2, con l’azoto legato direttamente al . Possono presentare uno o due gruppi legati all’azoto, distinguendosi in ammidi N-sostituite e ammidi N,N-disostituite.

In soluzione acquosa, le ammidi possono agire come acidi di Brønsted-Lowry, perdendo uno ione H+, risultando acidi deboli, con una costante acida Ka dell’ordine di 10-16.

Acidità

Le ammidi sono più acide rispetto all’ammoniaca a causa della stabilizzazione per risonanza della loro base coniugata.

I composti contenenti azoto sono dotati in genere di una certa basicità a causa del doppietto elettronico solitario presente sull’azoto che può protonarsi o fungere da accettore di protoni tramite un .

Basicità

La debolissima basicità delle ammidi è dovuta alla presenza del gruppo carbonilico che agisce da elettronattrattore. Le ammidi sono caratterizzate da due strutture limite di risonanza, pertanto l’azoto, contrariamente alle ammine alifatiche, non ha un doppietto elettronico disponibile in una delle strutture di risonanza, rendendo queste sostanze scarsamente basiche. Le ammidi vengono quindi considerate composti che non manifestano proprietà né acide né basiche, risultando tuttavia più basiche di , , .

Solubilità in presenza di ione in comune. Esercizi

Fabrice Deseaux
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Solubilità in presenza di ione in comune. Esercizi

Solubilità in presenza di ione in comune: Esercizi e soluzioni

La solubilità dei poco solubili può essere influenzata dalla presenza di ioni in comune, che possono essere sia cationi che anioni del sale stesso.

Tipicamente, un sale poco solubile è caratterizzato da un equilibrio eterogeneo, come nel caso del sale poco solubile AmBn , la cui dissociazione può essere rappresentata dall’equazione:

AmBn(s) ⇄ An+(aq) + Bm-(aq)

In presenza di ione in comune generato dalla dissoluzione del sale, la solubilità del sale poco solubile può variare, pur rimanendo costante il (Kps).

Esercizi svolti:

) molare di AgCl in acqua e in una soluzione contenente lo ione Cl– con concentrazione 0.0100 M, con Kps (AgCl) = 1.77 ∙ 10-10

L’equilibrio di dissociazione di AgCl è rappresentato da:

AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl–(aq)

In acqua pura, la solubilità molare di AgCl è 1.33 ∙ 10-5 M, mentre in presenza di una soluzione contenente lo ione cloruro con concentrazione pari a 0.0100 M, la solubilità molare si riduce a 1.77 ∙ 10-8 M.

2) Calcolo del Kps di M(OH)2 se la sua solubilità molare in una soluzione di KOH 0.10 M è 1.0 ∙ 10-5

In questo caso, si ottiene che Kps è pari a 1.0 ∙ 10-7.

3) Calcolo della solubilità molare di Ca(OH)2 in una soluzione 0.0860 M di Ba(OH)2, conoscendo Kps di Ca(OH)2 = 4.68 ∙ 10-6

La solubilità molare di Ca(OH)2 in questa soluzione è 1.58 ∙ 10-4 M.

4) Calcolo della concentrazione minima di OH–che bisogna avere, aggiungendo KOH, affinché la concentrazione dello ione magnesio sia di 1.1 ∙ 10-10M

Si determina che la concentrazione minima di OH– richiesta è 0.33 M.

5) Calcolo del al quale l’idrossido di zinco inizia a precipitare in una soluzione 0.00857 M di nitrato di zinco, conoscendo Kps di Zn(OH)2 = 3.0 ∙ 10-17

Si ottiene che il pH è 6.77.

6) Determinazione del numero di moli di Ag2CrO4 che si possono sciogliere in 1.00 L di una soluzione di K2CrO4 0.010 M sapendo che Kps del cromato di argento è 9.0 ∙ 10-12

La solubilità molare di Ag2CrO4 in questa soluzione risulta essere di 1.5 ∙ 10-5 M.

7) Calcolo della massima concentrazione di Mg2+ in soluzione che contiene 0.7147 M di NH3 e 0.2073 M di NH4Cl (Kps di Mg(OH)2 = 1.2 ∙ 10-11 e Kb dell’ammoniaca = 1.77 ∙ 10-5)

In questo caso, si determina che la massima concentrazione di Mg2+ in soluzione è 3.2 ∙ 10-3 M.

Teoria di Brønsted-Lowry. Esercizi svolti

Fabrice Deseaux
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Teoria di Brønsted-Lowry. Esercizi svolti

La e alcuni

La teoria di Brønsted-Lowry, formulata nel 1923, amplia la teoria di Arrhenius sull’acidità e sulla basicità delle specie. Secondo la teoria, un acido è un donatore di protoni e una base è un accettore di protoni.

Esercizi:
Per comprendere meglio l’applicazione di questa definizione, vengono proposti alcuni esercizi tipici:

a) Qual è la base coniugata di HClO4, H2S, PH4+, HCO3-?

b) Qual è l’acido coniugato di CN-, SO4^2-, H2O, HCO3-?

Risposte:
a) Le coniugate sono rispettivamente ClO4-, HS-, PH3, e CO32-.
b) Gli acidi coniugati sono rispettivamente HCN, HSO4-, H3O+, e H2CO3.

Reazioni tra HSO3- e l’acqua:
a) HSO3- + H2O ⇄ SO32- + H3O+
b) HSO3- + H2O ⇄ H2SO3 + OH-

Reazione tra O2- e H2O:
O2- + H2O ⇄ OH- + OH-

Reazioni con l’ione diidrogeno fosfato:
a) H2PO4- + H2O ⇄ H3PO4 + OH-
b) H2PO4- + H2O ⇄ HPO42- + H3O+

Reazione tra CO32- e HS-:
CO32- + HS- ⇄ HCO3- + S2-

Reazione tra HSO3- e H3O+:
HSO3- + H3O+ ⇄ H2SO3 + H2O

pH di una soluzione tampone. Trattazione sistematica

Fabrice Deseaux
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pH di una soluzione tampone. Trattazione sistematica

Calcolo del di e relativa trattazione sistematica

Il pH di una soluzione tampone può essere determinato utilizzando l’equazione di Henderson-Hasselbalch, tuttavia esiste un metodo sistematico per trattare questo problema. In ogni situazione in cui si deve calcolare il pH di una soluzione contenente più soluti, è consigliabile seguire i seguenti passaggi:
– Considerare quali soluti sono elettroliti forti e quali sono elettroliti deboli.
– Identificare quale equilibrio è responsabile della maggiore produzione di ioni H+.
– Valutare le concentrazioni degli ioni all’equilibrio.
– Utilizzare l’espressione della per calcolare [H+] e, di conseguenza, il pH.


pH di una soluzione tampone di acido acetico-acetato
Si desidera calcolare il pH di una soluzione tampone contenente acido acetico 0.30 M e acetato di sodio 0.30 M in .0 L di acqua, dato K_a = 1.8 ∙ 10^-5.
Le specie presenti in soluzione sono il CH3COOH (un acido debole e scarsamente dissociato), l’ione acetato CH3COO- (la base coniugata dell’acido acetico) e l’ione Na+ (ione spettatore). Il pH dipende dall’equilibrio di dissociazione dell’acido acetico:
CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+.

Si può costruire una tabella I.C.E. e successivamente utilizzare l’espressione della costante di equilibrio per calcolare [H+] e, di conseguenza, il pH. Si ottiene un pH di 4.7.

pH di una soluzione ammoniaca-ione ammonio
Si deve determinare quante moli di NH4Cl aggiungere a 2.0 L di una soluzione 0.10 M di NH3 per formare una soluzione tampone a pH = 9.00, sapendo che K_b di NH3 = 1.8 ∙ 10^-5. Si considera che l’aggiunta di NH4Cl non influenzi il volume della soluzione.
Le specie predominanti in soluzione sono NH4+, Cl- e NH3. È l’equilibrio di dissociazione dell’ammoniaca a determinare il pH della soluzione:
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-.

L’espressione della costante di equilibrio è: K_b = 1.8 ∙ 10^-5 = [NH4+][OH-] / [NH3].

Si può ottenere [NH4+] e, successivamente, calcolare il numero di moli di NH4Cl necessarie per formare la soluzione tampone a pH 9.00, ottenendo un risultato di 0.36 moli.

Miscela di acido debole e acido forte
Si desidera calcolare il pH e la concentrazione dello ione fluoruro di una soluzione 0.20 M di HF e 0.10 M di HCl, sapendo che K_a di HF è 6.8 ∙ 10^-4.
Poiché HF è un acido debole e HCl è un acido forte, si devono considerare HF, H+ e Cl-. Il calcolo della concentrazione dello ione F- deriva dall’equilibrio di ionizzazione di HF, e la concentrazione iniziale di H+ deve considerare sia HCl che la parziale dissociazione di HF. Si può ottenere un valore approssimativo del pH e la concentrazione dello ione F- seguendo la procedura descritta.

In sintesi, il pH di una soluzione tampone può essere calcolato utilizzando l’equazione di Henderson-Hasselbalch o tramite una trattazione sistematica che considera i passaggi chiave per determinare il pH in modo accurato.Calcolo del pH e pOH in soluzioni chimiche

Per calcolare il valore del pH e del pOH in una soluzione chimica è necessario valutare diverse variabili e condizioni. Uno dei modi per fare ciò è attraverso l’uso delle costanti di equilibrio (Ka o Kb) e l’equazione di stato dei gas ideali.

Equilibrio in una soluzione chimica
Consideriamo una soluzione di un acido debole come l’acido fluoridrico (HF) in acqua. Con l’aggiunta di ioni fluoruro (F–), si stabilisce l’equilibrio rappresentato dall’espressione della costante di equilibrio Ka = [H+][F–]/ [HF]. Sostituendo le concentrazioni all’equilibrio in questa espressione si ottiene l’equazione Ka = 6.8 ∙ 10-4 = (0.10+x)(x) / 0.20-x. Risolvendo per x si ottiene x = 1.4 ∙ 10-3. Quindi, la concentrazione di F– è 1.4∙10-3 e quella di H+ è 0.10 M, da cui il pH della soluzione è pH = – log 0.10 = 1.0.

pH di una soluzione ottenuta da HCl e NH3
Anche in una reazione tra HCl e NH3, è possibile calcolare il pH della soluzione risultante. Dopo aver fatto gorgogliare 1.25 L di HCl gassoso in 0.500 L di una soluzione 0.150 M di NH3, calcoliamo le moli di HCl e NH3. La reazione acido-base tra HCl e NH3 darà la concentrazione delle varie specie in soluzione. Dopo aver effettuato i calcoli, si otterrà un valore specifico di pH per la soluzione risultante.

Per calcolare il valore di pOH, si considererà una soluzione ottenuta dalla reazione tra l’acido cloridrico e l’ammoniaca (NH3). Questo calcolo viene effettuato attraverso l’utilizzo dell’equazione di stato dei gas ideali e l’equazione di costante di equilibrio Kb = 1.8 ∙ 10-5. Dopo aver determinato le concentrazioni delle specie chimiche in soluzione, si otterrà il valore di pOH e, di conseguenza, il pH della soluzione.

In conclusione, il calcolo del pH e del pOH di una soluzione chimica coinvolge l’analisi delle concentrazioni e l’equilibrio delle reazioni chimiche, permettendo di determinare in modo preciso le proprietà acide o basiche della soluzione stessa.

Potenziali di riduzione e spontaneità

Fabrice Deseaux
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Potenziali di riduzione e spontaneità

Potenziali di riduzione e spontaneità delle reazioni

I potenziali normali di riduzione sono utili per prevedere la spontaneità delle reazioni di ossidoriduzione. Essi misurano la facilità con cui una specie acquista elettroni e forniscono una misura dell’equilibrio delle come quella del biossido (Zn^2++ 2 e^- ⇄ Zn) con una E° di -0.76 V o del (Cu^2+ + 2 e^- ⇄ Cu) con una E° di + 0.34 V.

Il valore negativo di E° indica un’equilibrio spostato a sinistra. Se due semireazioni sono associate, gli elettroni si sposteranno da un sistema all’altro. Per prevedere la reazione spontanea, si considera la semireazione di ossidazione con il valore di E° più basso, associato al modulo opposto rispetto alla semireazione di riduzione.

Esempi di valutazione

)

Reazione tra il magnesio e l’acido solforico diluito

: La semireazione di riduzione per il magnesio è Mg^2+(aq) + 2 e^- ⇄ Mg(s) con E° = -2.37 V e per l’acqua è 2 H^+(aq) + 2 e^- ⇄ H_2(g) con E° = 0.00 V.

2)

Reazione tra il rame e l’acido solforico

: La semireazione di riduzione per il rame è Cu^2+(aq) + 2 e^- ⇄ Cu(s).

3)

Ossidazione dell’idrossido di ferro (II) in in ambiente basico

: Le semireazioni da considerare sono Fe(OH)_3(s) + 1 e^- ⇄ Fe(OH)_2(s) + OH^- con E° = -0.56 V e O_2(g) + 2 H_2O(l) + 4 e^- ⇄ 4 OH^- con E° = + 0.40 V.

4)

Ossidazione dell’ione manganese (II) a ione manganato (VII) da parte del

: Le semireazioni da considerare sono MnO_4^- + 8 H^+ + 5 e^- ⇄ Mn^2+ + 4 H_2O con E° = + 1.51 V e Cl_2(g) + 2 e^- ⇄ 2 Cl^- con E° = + 1.36 V.

5)

Reazione tra il rame e l’acido nitrico diluito

: Le semireazioni da considerare sono Cu^2+(aq) + 2 e^- ⇄ Cu(s) e NO_3^- + 4 H^+ + 3 e^- ⇄ NO(g) + 2 H_2O(l).

La conoscenza dei potenziali normali di riduzione permette di valutare la spontaneità delle reazioni di ossidoriduzione e prevedere il loro svolgimento in determinate condizioni.

Legge di Henry: esercizi svolti

Fabrice Deseaux
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Legge di Henry: esercizi svolti

La legge di Henry: esercizi risolti per la solubilità dei gas

La legge di Henry afferma che, a temperatura costante, la quantità di un gas disciolto in un liquido è direttamente proporzionale alla del gas in equilibrio con il liquido. Questa legge può essere rappresentata matematicamente dall’espressione p = KᵢC, dove p è la pressione parziale del soluto nel gas sopra la soluzione, C è la concentrazione del soluto e Kᵢ è la costante di Henry dipendente dal soluto, dal solvente e dalla temperatura.

Dall’espressione della legge di Henry si deriva Kᵢ = p/C oppure /Kᵢ = C/p. Questa relazione è utile quando si verificano variazioni di condizioni a temperatura costante. Ad esempio se, inizialmente, la concentrazione del gas disciolto è C₁ e la pressione parziale è p₁ e, dopo una variazione di condizioni diventano rispettivamente C₂ e p₂, allora si avrà C₁/p₁ = C₂/p₂.

È importante considerare l’ di Kᵢ, che in alcuni casi può essere espressa attraverso l’equazione C = Kᵢp. In questo contesto, Kᵢ (reciproco della formulazione classica) assume dimensioni di M/atm o g/L atm, a seconda del modo in cui viene espressa la concentrazione.

Esercizi risolti:
1) Calcolo della quantità di anidride carbonica disciolta in 1 L di acqua gassata:
Applicando la legge di Henry, con una pressione di 2,4 atm e con Kᵢ di CO₂ in acqua pari a 29,76 atm/(mol/L) a 25 °C, si ottiene una concentrazione di 0,081 mol/L di CO₂ disciolta in acqua. Quindi, la massa di CO₂ disciolta in 1 L è pari a 3,6 g.

2) Calcolo della concentrazione di un gas disciolto in una soluzione:
Utilizzando l’equazione C₁/p₁ = C₂/p₂, se la pressione parziale del gas è 56 mm Hg quando la sua concentrazione è 0,44 g/100 mL a una pressione di 150 mm Hg, si calcola una concentrazione di 0,16 g di O₂/100 mL.

3) Calcolo della pressione parziale di un gas in relazione alla sua solubilità:
Applicando l’equazione C₁/p₁ = C₂/p₂, se la solubilità di CO₂ è 0,161 g/100 mL a 20°C alla pressione di 760 mm Hg, la pressione parziale di CO₂ affinché la sua solubilità sia di 0,886 g/100 mL risulta essere 4.182 mm Hg.

4) di elio in acqua:
Applicando l’equazione C = p/Kᵢ, la solubilità di elio in acqua alla temperatura di 30 °C, con una pressione parziale di 1,43 atm e Kᵢ pari a 2,70 ∙10³ atm/M, risulta essere di 5,30 ∙10⁻⁴ M.

5) Calcolo della costante di Henry e della solubilità dell’:
Considerando che 27,0 g di acetilene si sciolgono in 1,00 L di acetone alla pressione di 1,0 atm, la costante di Henry, espressa in g/L atm, risulta essere 27,0 g/L atm. Inoltre, a una pressione parziale di 12,5 atm, la solubilità dell’acetilene è di 338 g/L.

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