Equilibri chimici Classi quarte/quinte Liceo Scientifico Tecnologico Reazioni irreversibili Le reazioni chimiche sono classificate in Le reazioni irreversibili sono reazioni che procedono fino al consumo totale di almeno uno dei reagenti e da cui non è più possibile riottenerli reversibili Irreversibili A + B C + D (una sola freccia) Quali sono? Reazioni irreversibili vere e proprie Reazioni dove almeno uno dei prodotti si sottrae all’equilibrio Reazioni reversibili Le reazioni reversibili sono reazioni che procedono fino al raggiungimento di una situazione di equilibrio (equilibri chimici) A + B C + D (doppia freccia) Cosa succede in un equilibrio chimico? Reagenti e prodotti non scompaiono del tutto, tutti sono presenti all’equilibrio Le loro concentrazioni non sono mai uguali L’equilibrio si raggiunge dopo un certo tempo Alcuni diagrammi (RP) C C [P] [R] RP RP [R] Reazione spostata verso destra [P] t te t te Reazione spostata verso sinistra C [R] [P] te t Equilibrio dinamico L’equilibrio chimico è un equilibrio dinamico Reagenti e prodotti si combinano costantemente per trasformarsi ma lo fanno con velocità uguali La velocità diretta è identica alla velocità inversa vd = vi Questa relazione è valida solo all’equilibrio Variazione delle velocità Le due velocità si eguagliano solo dopo un certo tempo Il sistema chimico, in genere, non raggiunge istantaneamente l’equilibrio (sistema reale) v vd vi t te Dipendenza dalla temperatura La costante di equilibrio dipende dalla temperatura in un modo più complesso rispetto alla velocità La costante di equilibrio può aumentare o diminuire con l’aumento della temperatura a seconda del tipo “termodinamico” di reazione Le reazioni esotermiche sono favorite dalla diminuzione della temperatura Le reazioni endotermiche sono favorite dall’incremento della temperatura Concentrazione dei reagenti Esperienza sugli equilibri Obiettivi Osservare l’esistenza delle reazioni reversibili (equilibri chimici) Osservare la dipendenza degli equilibri dalla concentrazione dei reagenti/prodotti Osservare la dipendenza degli equilibri dalla temperatura Interpretazione dell’esperienza Ricordarsi che si osserva solo lo spostamento dell’equilibrio e non una variazione della Ke Utilizzando il principio di Le Chatelier si può ipotizzare il tipo di bilancio termico della reazione (eso/endotermica) Con le stesse premesse si può spiegare/prevedere il comportamento del sistema chimico nel caso di variazioni di concentrazione Da un punto rigorosamente matematico si può anche utilizzare la legge d’azione di massa Legge d’azione di massa C D Ke a b A B c CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O CHC3OONa H 2O Ke CH3COOH NaOH d Equilibri di Sali poco solubili Solubilità e analisi precipitometriche Equilibri in fase eterogenea Almeno uno dei partecipanti alla reazione si trova in una fase diversa dagli altri CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) Kc = [CO2] . [CaO]/[CaCO3] Nel caso di Sali poco solubili abbiamo E la Kc sarà: AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Kc = [Ag+] . [Cl-]/[AgCl] La concentrazione del cloruro d’argento è costante in quanto solido e può essere inglobata nella Kc che diventa: Kps = [Ag+] . [Cl-] PRODOTTO DI SOLUBILITÀ Legame tra Kps e solubilità KPS è chiamato prodotto di solubilità; essendo derivato da una K di equilibrio, è anch'esso una costante (termodinamica), a T costante, purché sia presente il sale come corpo di fondo (altrimenti non potremmo conglobare la sua concentrazione nella costante). KPS è strettamente legato alla solubilità s del sale (ricordiamo che solubilità rappresenta la quantità massima del sale che può essere sciolta in una data quantità di solvente a una certa T). Prodotto di solubilità Equilibri di dissociazione di Sali Dissociazione di sali poco o per niente solubili (insolubili) AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Il cloruro d’argento è un sale poco solubile e il suo equilibrio dissociativo in acqua è spostato verso sinistra La sua Kps = 1,2 x 10-10 (mol/L)2 Costante di equilibrio per Sali poco solubili AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Keq = [Ag+].[Cl-]/[AgCl] Poiché il cloruro d’argento è in fase solida non può essere presente nella legge d’azione di massa in termini di concentrazione. Allora Keq = [Ag+].[Cl-] = Kps Anche il prodotto di solubilità dipende dalla temperatura ed è una costante a temperatura costante Utilità e calcoli La Kps permette di descrivere l’equilibrio di dissociazione di un sale poco solubile Permette di calcolare la concentrazione delle specie ioniche disciolte Permette di calcolare la solubilità di un sale Come impostare i calcoli Si parte sempre dalla equazione dissociativa bilanciata Si utilizza l’espressione della Kps sostituendo le concentrazioni ioniche con una incognita Si risolve l’espressione algebrica ottenuta Fluoruro di Calcio (CaF2) CaF2(s) Ca2+(aq) + 2F-(aq) Poniamo [Ca2+] = x Quindi [F-] = 2x Ora si scrive la Kps = [Ca2+].[F-]2 Possiamo sostituire con le incognite e il valore del prodotto di solubilità del fluoruro di calcio x.(2x)2 = 3,2.10-11 = 4x3 x = 3√ [(3,2.10-11)/4] = 0,0002 = 2,0 . 10-4 mol/L = [Ca2+] [F-] = 2 . 2,0 . 10-4 mol/L = 4,0 . 10-4 mol/L Solubilità di un sale Per conoscere la solubilità del floruro di calcio espressa generalmente in g/L si dovrà moltiplicare per la massa molecolare m.m.CaF2 = 40 + 2x19 = 78 g/mol [CaF2] = 2,0 . 10-4 mol/L . 78 g/mol = 1,56 . 10-2 g/L Esercizi (pg 128 n. 23, 24, 25, 26, 27, 28) Es n° 26: calcolare il prodotto di solubilità del PbSO4 sapendo che la sua solubilità è 4,18 . 10-2 g/L m.m. = 303 g/mol 4,18 . 10-2 g/L / 303 g/mol= 1,4 . 10-4 mol/L PbSO4(s) Pb2+(aq) + SO42-(aq) x = √Kps Kps = x2 = (1,4 . 10-4)2 = 1,96 . 10-8 Effetto dello ione in comune Kps = [Ag+].[Cl-] Il principio dell’equilibrio mobile vale anche per i prodotti di solubilità Se in una soluzione di Ag+ ottenuta con un sale molto solubile aggiungo una soluzione di un sale solubile che contiene Cl AgNO3 + NaCl AgCl + Na+ + NO3- Scala del pH Il simbolo “p” significa –log10 Quindi pH significa –log[H+] (logaritmo cambiato di segno della concentrazione dello ione H+ espresso in mol/L [H+] = 2,5 M il pH = -0,40 [H+] = 0,001 M (10-3) il pH = 3 [H+] = 0,0005 M (5,0 . 10-4) il pH = -0,7+4 = 3,3 Il pH è una scala logaritmica Relazione con [OH ] Kw = 10-14 = [H+] . [OH-] pKw = 14 = pH + pOH pH = 14 14 + 0 pH = 3 pOH = 11 [OH-] = 10-11 mol/L H2O H+ + OH2H2O H3O+ + OH Equilibrio di autoprotolisi dell’acqua Titolazioni di precipitazione Titolazione dei Cloruri con il metodo di Mohr Il punto di fine titolazione è rivelato dalla comparsa della colorazione rosso-mattone del Cromato d’Argento (Ag2CrO4) La soluzione titolante è di nitrato d’argento (AgNO3) 0,1 M Al punto di equivalenza possiamo sempre dire che moliAgNO3 = moliCl- moli AgNO3 moliCl Impostare i calcoli Calcolare le moli di titolante Molarità del titolante Volume di titolante nmoli M V ( L) 0,1 6,6 10 3 6,6 10 4 mol Sono uguali alle moli di titolato molCl 6,6 104 mol Fare riferimento ad 1L di campione mol M 6,6 10 10 6,6 10 L Moltiplicare per la Massa atomica del cloro S 6,6 10 3 4 3 mol g mg 35,45 233,97 L mol L