Categoria: Teoria

IDRURI

Gli idruri sono composti binari che possono essere suddivisi in:

  • Idruri metallici costituiti da METALLO + IDROGENO.
  • Idruri non metallici costituiti da NON METALLO + IDROGENO.

Nella formula degli idruri, l’idrogeno compare sempre come secondo, mentre il metallo o il non metallo compare sempre come primo.

Negli idruri metallici, l’idrogeno ha numero d’ossidazione uguale a -1;

Negli idruri non metallici, l’idrogeno ha numero d’ossidazione uguale a +1.

NOMENCLATURA IDRURI

NOMENCLATURA IUPAC

La nomenclatura IUPAC prevede di nominare i composti seguendo la regola dell’incrocio, partendo dal composto che compare come secondo e poi citando quello che compare come primo. Ciascun elemento è accompagnato da un prefisso che identifica in maniera univoca il numero di atomi che lo costituisce.

CaH2 – Diidruro di calcio

FeH3 – Triidruro di ferro

PdH4 – Tetraidruro di palladio

NH3 – Triidruro di azoto

NOMENCLATURA TRADIZIONALE

La nomenclatura tradizionale non prevede l’utilizzo di prefissi. In presenza di metalli con due stati di ossidazione, a quello avente numero d’ossidazione più basso si aggiunge il suffisso oso, mentre a quello con più alto numero d’ossidazione si aggiunge il suffisso ico.

Gli idruri di non metalli conservano ancora il proprio nome d’uso e pertanto non seguono le consuete regole della nomenclatura tradizionale.

MgH2 – Idruro di magnesio

LiH – Idruro di litio

CuH – Idruro rameoso

CuH2 – Idruro rameico

HgH2 – Idruro mercurico

NH3 – Ammoniaca (idruro di non metallo)

CH4 – Metano (idruro di non metallo)

PH3 – Fosfina (idruro di non metallo)

AsH3 – Arsina (idruro di non metallo)

SiH4 – Silano (idruro di non metallo)

NOTAZIONE DI STOCK

La notazione di Stock si utilizza solo nel caso di idruri metallici, in presenza di metalli che presentano più numeri di ossidazione. Si utilizza il seguente schema:

IDRURO di METALLO (stato d’ossidazione del metallo in numero romano)

Alcuni esempi:

FeH3 – Idruro di ferro (III)

AuH – Idruro di oro (I)

PtH2 – Idruro di platino (II)

PbH4 – Idruro di piombo (IV)

CONCETTI CHIAVE:

  • Gli idruri dei metalli hanno formula MH (metallo + idrogeno) e l’idrogeno ha numero d’ossidazione -1.
  • Gli idruri dei non metalli hanno formula nMH (non metallo + idrogeno) e l’idrogeno ha numero d’ossidazione +1.
  • Nella formula chimica degli idruri, l’idrogeno compare sempre per secondo.
  • Gli idruri dei non metalli non seguono le regole della nomenclatura tradizionale ma conservano ancora dei nomi d’uso.

ESERCIZIO SVOLTO 1:

Nominare il seguente composto seguendo le regole della nomenclatura IUPAC, tradizionale e notazione di Stock:

CoH3

La nomenclatura IUPAC prevede di nominare prima l’idrogeno e poi il cobalto (regola dell’incrocio) ciascun preceduto dal prefisso che ne identifica il numero di atomi.

CoH3 – Triidruro di cobalto

La nomenclatura tradizionale prevede di nominare prima l’idrogeno e poi il cobalto (regola dell’incrocio) senza alcun prefisso che ne identifichi il numero di atomi. In presenza di più numeri d’ossidazione del metallo, quello più basso è accompagnato dal suffisso oso, mentre quello più alto dal suffisso ico.

Nel composto CoH3 il cobalto ha numero d’ossidazione +3. Guardando la tavola periodica, si osserva come il cobalto abbia numeri d’ossidazione +2 e +3. Pertanto, il suffisso da attribuire al metallo in questo caso è ico.

CoH3 – Ossido cobaltico

La notazione di Stock prevede nel formulare il nome, l’utilizzo del seguente schema:

IDRURO di METALLO (stato d’ossidazione del metallo in numero romano)

CoH3 – Idruro di cobalto (III)

ESERCIZIO SVOLTO 2:

Determinare la formula del seguente composto:

IDRURO PIOMBOSO

Il composto rientra nella categoria degli idruri metallici. Guardando la tavola periodica, si evidenzia come il piombo appartenga al gruppo IVA e abbia come numeri di ossidazione +2 e +4, mentre l’idrogeno abbia numero d’ossidazione -1. Il suffisso oso indica che il metallo ha il numero d’ossidazione positivo più basso, ovvero +2.

Essendo il composto nel complesso neutro esso deve essere costituito da due atomi di idrogeno e uno di piombo:

PbH2

ANIDRIDI

Gli ossidi acidi, chiamati anidridi nella nomenclatura tradizionale, sono composti binari costituiti da un non metallo e dall’ossigeno. Si chiamano in questo modo poiché una volta disciolti in acqua, formano ossiacidi in grado di conferire alle soluzioni carattere acido.

Un esempio è l’anidride solforica che una volta disciolta in acqua dà la seguente reazione:

SO3 + H2O → H2SO4

In questi composti, l’ossigeno ha sempre numero d’ossidazione -2, mentre il non metallo ha numero d’ossidazione positivo.

NOMENCLATURA ANIDRIDI

NOMENCLATURA IUPAC

La nomenclatura IUPAC prevede di nominare i composti seguendo la regola dell’incrocio, partendo dal composto che compare come secondo e poi citando quello che compare come primo. Ciascun elemento è accompagnato da un prefisso che identifica in maniera univoca il numero di atomi che lo costituisce.

SO2 – Biossido di zolfo

I2O7 – Eptaossido di diiodio

B2O3 – Triossido di diboro

CO2 – Biossido di carbonio

NOMENCLATURA TRADIZIONALE

La nomenclatura tradizionale non prevede l’utilizzo di prefissi. Questi composti vengono preceduti dal termine anidride seguito dal nome del non metallo con uno specifico suffisso che può variare a seconda del numero d’ossidazione del non metallo stesso:

  • Se il non metallo presenta solo un numero d’ossidazione positivo possibile, tale suffisso è ica. Un esempio è il boro che presenta solo +3 come numero d’ossidazione e forma il seguente composto:

B2O3 – Anidride borica

  • Se il non metallo presenta due possibili numeri d’ossidazione positivi, il più basso ha suffisso osa, mentre il più alto ica. Un esempio è lo zolfo che ha due numeri d’ossidazione positivi che sono +4 e +6.

SO2 – Anidride solforosa

SO3 – Anidride solforica

  • Se il non metallo presenta quattro possibili numeri d’ossidazione positivi, allora si segue il seguente schema:

a) Stato d’ossidazione più basso: anidride ipo + non metallo + osa

b) Stato d’ossidazione intermedio basso: anidride non metallo + osa

c) Stato d’ossidazione intermedio alto: anidride non metallo + ica

d) Stato d’ossidazione più alto: anidride per + non metallo + ica

Un esempio è il cloro che ha quattro numeri d’ossidazione positivi che sono +1, +3, +5, +7 e che forma i seguenti composti:

a) Cl2O – anidride ipoclorosa

b) Cl2O3 – anidride clorosa

c) Cl2O5 – anidride clorica

d) Cl2O7 – anidride perclorica

NOTAZIONE DI STOCK

La notazione di Stock si utilizza solo nel caso di non metalli che presentano più numeri di ossidazione. Si utilizza il seguente schema:

OSSIDO di NON METALLO (stato d’ossidazione del metallo in numero romano)

Alcuni esempi:

SO2 – Ossido di zolfo (IV)

Br2O5 – Ossido di bromo (V)

I2O – Ossido di iodio (I)

N2O5 – Ossido di azoto (V)

ALCUNE ECCEZIONI NELLA NOMENCLATURA TRADIZIONALE:

Alcuni composti, nonostante siano formati da non metallo+ossigeno, non rientrano della categoria delle anidridi in quanto non hanno caratteristiche tipiche degli ossidi acidi. La nomenclatura tradizionale si adatta al comportamento chimico del composto.

Un esempio è il monossido di carbonio CO che non rientra nella categoria delle anidridi nonostante sia formato da un non metallo e dall’ossigeno. Il suo nome è ossido di carbonio o ossido carbonioso e NON anidride carboniosa.

Altre eccezioni sono gli ossidi di azoto. Solo gli ossidi dell’azoto con numeri d’ossidazione +3 e +5 hanno caratteristiche chimiche tipiche degli ossidi acidi.

N2O – Protossido d’azoto

NO – Ossido nitrico

N2O3 – Anidride nitrosa

N2O4 – ipoazotide

N2O5 – Anidride nitrica

CONCETTI CHIAVE:

  • Gli ossidi dei non metalli sono detti anche ossidi acidi perché in acqua formano ossiacidi.
  • La nomenclatura di questi composti segue le regole della nomenclatura IUPAC e tradizionale.
  • La notazione di Stock si utilizza solo in presenza di non metalli aventi più numeri d’ossidazione.
  • Alcuni ossidi di non metalli non mostrano un comportamento caratteristico delle anidridi .

ESERCIZIO SVOLTO:

Nominare il seguente composto seguendo le regole della nomenclatura IUPAC, tradizionale e notazione di Stock:

P2O3

La nomenclatura IUPAC prevede di nominare prima l’ossigeno e poi il fosforo (regola dell’incrocio) ciascun preceduto dal prefisso che ne identifica il numero di atomi.

P2O3 – Triossido di difosforo

La nomenclatura tradizionale prevede di utilizzare il termine anidride seguito dal nome del non metallo con uno specifico suffisso che può variare a seconda del numero d’ossidazione. In presenza di due numeri d’ossidazione positivi del non metallo, quello più basso è accompagnato dal suffisso osa, mentre quello più alto dal suffisso ica.

Nel composto P2O3 il fosforo ha numero d’ossidazione +3. Guardando la tavola periodica, si osserva come il fosforo abbia numeri d’ossidazione +3 e +5. Pertanto, il suffisso da attribuire al non metallo in questo caso è osa.

P2O3 – Anidride fosforosa

La notazione di Stock prevede nel formulare il nome, l’utilizzo del seguente schema:

OSSIDO di NON METALLO (stato d’ossidazione del metallo in numero romano)

P2O3 – Ossido di fosforo (III)

OSSIDI BASICI

Gli ossidi basici sono composti binari costituiti da un metallo e dall’ossigeno. Si chiamano in questo modo poiché una volta disciolti in acqua, formano idrossidi in grado di conferire alle soluzioni carattere basico.

Un esempio è l’ossido di magnesio che una volta disciolto in acqua dà la seguente reazione:

MgO + H2O → Mg(OH)2

In questi composti, l’ossigeno ha sempre numero d’ossidazione -2, mentre il metallo ha numero d’ossidazione positivo.

NOMENCLATURA OSSIDI BASICI

NOMENCLATURA IUPAC

La nomenclatura IUPAC prevede di nominare i composti seguendo la regola dell’incrocio, partendo dal composto che compare come secondo e poi citando quello che compare come primo. Ciascun elemento è accompagnato da un prefisso che identifica in maniera univoca il numero di atomi che lo costituisce.

La formula per la costruzione del nome è il seguente:

Prefisso + Ossido + di + Nome del metallo

Alcuni esempi:

Na2O – Monossido di disodio o Ossido di disodio (Il prefisso mono può anche essere omesso).

Fe2O3 – Triossido di diferro

Al2O3 – Triossido di dialluminio

Mn2O7 – Eptaossido di dimanganese

NOMENCLATURA TRADIZIONALE

La nomenclatura tradizionale non prevede l’utilizzo di prefissi. In presenza di metalli con due stati di ossidazione, a quello avente numero d’ossidazione più basso si aggiunge il suffisso oso, mentre a quello con più alto numero d’ossidazione si aggiunge il suffisso ico.

CaO – Ossido di calcio

Li2O – Ossido di litio

Cu2O – Ossido rameoso

CuO – Ossido rameico

SnO – Ossido stannoso

SnO2 – Ossido stannico

NOTAZIONE DI STOCK

La notazione di Stock si utilizza solo nel caso di metalli che presentano più numeri di ossidazione. Si utilizza il seguente schema:

OSSIDO di METALLO (stato d’ossidazione del metallo in numero romano)

Alcuni esempi:

FeO – Ossido di ferro (II)

Mn2O5 – Ossido di manganese (V)

CrO3 – Ossido di cromo (VI)

Au2O3 – Ossido di oro (III)

ALCUNE ECCEZIONI NELLA NOMENCLATURA TRADIZIONALE:

Alcuni composti, nonostante siano formati da metallo+ossigeno, mostrano un comportamento anfotero. Questo è tipico di alcuni ossidi di metalli di transizione che presentano diversi numeri d’ossidazione. Gli ossidi del metallo con più bassi numeri d’ossidazione hanno in genere comportamento basico, mentre quelli dello stesso metallo con più alti numeri d’ossidazione hanno caratteristiche tipiche degli ossidi acidi (anidridi). Anche la nomenclatura tradizionale si adatterà al comportamento chimico del composto.

Un esempio sono gli ossidi del manganese e del cromo:

MnO – Ossido manganoso

Mn2O3 – Ossido manganico

MnO2 – Diossido di manganese

MnO3 – Anidride manganica

Mn2O7 – Anidride permanganica

CrO – Ossido cromoso

Cr2O3 – Ossido cromico

CrO3 – Anidride cromica

CONCETTI CHIAVE:

  • Gli ossidi dei metalli sono detti anche ossidi basici perché in acqua formano idrossidi.
  • La nomenclatura di questi composti segue le regole della nomenclatura IUPAC e tradizionale.
  • La notazione di Stock si utilizza solo in presenza di metalli aventi più numeri d’ossidazione.
  • Alcuni ossidi di metalli mostrano un comportamento tipico degli ossidi acidi (anidridi).

ESERCIZIO SVOLTO 1:

Nominare il seguente composto seguendo le regole della nomenclatura IUPAC, tradizionale e notazione di Stock:

Ni2O3

La nomenclatura IUPAC prevede di nominare prima l’ossigeno e poi il nichel (regola dell’incrocio) ciascun preceduto dal prefisso che ne identifica il numero di atomi.

Ni2O3 – Triossido di dinichel

La nomenclatura tradizionale prevede di nominare prima l’ossigeno e poi il nichel (regola dell’incrocio) senza alcun prefisso che ne identifichi il numero di atomi. In presenza di più numeri d’ossidazione del metallo, quello più basso è accompagnato dal suffisso oso, mentre quello più alto dal suffisso ico.

Per la regola dell’elettroneutralità, nel composto Ni2O3, il nichel ha numero d’ossidazione +3.

Guardando la tavola periodica, si osserva come il nichel abbia numeri d’ossidazione +2 e +3. Pertanto, il suffisso da attribuire al metallo in questo caso è ico.

Ni2O3 – Ossido nichelico

La notazione di Stock prevede nel formulare il nome, l’utilizzo del seguente schema:

OSSIDO di METALLO (stato d’ossidazione del metallo in numero romano)

Ni2O3 – Ossido di nichel (III)

ESERCIZIO SVOLTO 2:

Determinare la formula del seguente composto:

OSSIDO DI SODIO

Indicare che tipologia di nomenclatura è stata utilizzata? (IUPAC, tradizionale, Stock)

Guardando la tavola periodica si evidenzia come il sodio sia un elemento del Gruppo IA e abbia come unico numero di ossidazione +1, mentre l’ossigeno abbia numero d’ossidazione -2. Pertanto il composto, essendo nel complesso neutro, deve essere costituito da due atomi di sodio e un atomo di ossigeno.

Soluzione: Na2O

Secondo la nomenclatura IUPAC questo si chiamerebbe ossido di disodio.

La notazione di Stock non viene utilizzata dal momento che il sodio ha solo un numero di ossidazione.

Pertanto, si può concludere che il composto è stato riportato secondo la nomenclatura tradizionale.

LEGGE DI CHARLES

Secondo la legge di Charles, in condizioni isobare (pressione costante), il volume occupato da un certo quantitativo di gas ideale è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta.

V = kT

  • V è il volume
  • T è la temperatura espressa in gradi Kelvin (K)
  • k è la costante di proporzionalità tra il volume e la temperatura

Quando l’aria viene riscaldata, si espande diminuendo la propria densità. Lo scienziato Jacques Charles misurò l’effetto delle variazioni di temperatura su diversi campioni d’aria. A pressione costante, il grafico del volume in funzione della temperatura per diverse quantità di gas, è una retta con intercetta sull’asse delle ascisse a -273,15°C (Figura 1). Questa temperatura rappresenta la più bassa raggiungibile e per questo prende il nome di zero assoluto.

Figura 1 – Volume occupato da diverse quantità di gas in funzione della temperatura

Le diverse rette riportate in Figura 1 sono associate a diverse quantità di gas. All’aumentare del numero moli di gas, si assiste a un aumento della pendenza della retta. La parte tratteggiata della retta è stata ricavata attraverso un’estrapolazione in quanto non misurabile sperimentalmente. Molti gas, a tali temperature, diventano liquidi.

V = kT (a pressione e n° di moli di gas costanti)

La temperatura è espressa in gradi Kelvin K = °C + 273,15

CONCETTI CHIAVE:

  • La legge di Charles afferma la proporzionalità diretta che vi è per una certa quantità di gas tra la sua temperatura assoluta e il volume occupato in condizioni isobare.
  • La legge di Charles si applica a tutti i gas il cui comportamento viene assunto come ideale.
  • La legge di Charles rappresenta uno dei capisaldi per la formulazione dell’equazione di stato dei gas ideali.

ESERCIZIO SVOLTO:

Se a 25°C il volume occupato da un certo quantitativo di gas è pari a 1,5 m3 , quanto volume occupa lo stesso gas a 75°C?

Apparentemente potrebbe sembrare che la temperatura sia triplicata e con essa anche il volume occupato dal gas. Tuttavia, occorre fare una grande attenzione all’unità di misura con cui la temperatura è riportata.

Per prima cosa bisogna convertire la temperatura da gradi Celsius a gradi Kelvin.

25°C = 298,15 K

75°C = 348,15 K

A questo punto è possibile utilizzare la proporzione:

T1 : V1 = T2 : V2

\mathbf{V_{2} = V_{1}\cdot \frac{T_{2}}{T_{1}}=1,5 m^{3}\cdot \frac{348,15 K}{298,15 K}=1,75 m^{3}}

LEGGE DI BOYLE

Secondo la legge di Boyle, il volume occupato da un gas ideale, in condizioni isoterme (temperatura costante), è inversamente proporzionale alla pressione a cui il gas è soggetto.

PV = k

  • P è la pressione.
  • V è il volume.
  • k è una costante.

S’immagini di avere delle molecole di gas all’interno di un contenitore a pareti rigide. Da un punto di vista microscopico, la pressione all’interno del contenitore è legata al numero di urti che le molecole esercitano contro le pareti del contenitore. Riducendo il volume del contenitore si assiste a un avvicinamento reciproco delle molecole e al conseguente incremento del numero di urti contro le pareti (Figura 1).

Figura 1 – Effetto di una riduzione del volume sul numero di urti per un gas ideale

Il grafico presente in Figura 2 mostra come per ottenere un raddoppio della pressione occorra un dimezzamento del volume, a un incremento triplo della pressione corrisponda una riduzione di tre volte il volume iniziale e così via.

Figura 2 – Volume di un gas ideale in funzione della sua pressione

A temperatura costante il volume di un gas è direttamente proporzionale al reciproco della pressione applicata (Figura 3).

Figura 3 – Volume di un gas ideale in funzione del reciproco della pressione.

V \;proporzionale\;a\; \frac{1}{P} (a temperatura e n° di moli di gas costanti)

V = k\cdot \frac{1}{P}

PV = k

Per mantenere costante questo prodotto, è necessario che al raddoppiare di uno vi sia il dimezzamento dell’altro. Questa legge, che prende il nome di Legge di Boyle o legge pressione-volume, vale per tutti i tipi di gas il cui comportamento venga assunto come ideale.

CONCETTI CHIAVE:

  • La legge di Boyle afferma che il volume occupato da un gas è inversamente proporzione alla pressione a cui è sottoposto in condizioni isoterme.
  • La legge di Boyle si applica a tutti i tipi di gas il cui comportamento venga assunto come ideale.
  • La legge di Boyle rappresenta uno dei capisaldi per la formulazione dell’equazione di stato dei gas ideali o perfetti.

PRINCIPIO DI AVOGADRO

Il principio di Avogadro afferma che volumi uguali di gas, nelle stesse condizioni di pressione e temperatura, contengono lo stesso numero di molecole. Questo principio si applica a qualsiasi tipo di molecola gassosa.

A pressione e temperatura costanti:

n = kV

  • n = numero di moli di gas
  • V = volume occupato dalle molecole gassose.
  • k = costante di proporzionalità

Si consideri la seguente reazione:

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)

Secondo il principio di Avogadro se tutte le specie chimiche coinvolte nella reazione sono misurate nelle medesime condizioni di pressione e temperatura allora si può osservare:

Specie chimican° moliVolumi
H2(g)22
O2(g)11
H2O(g)22

Tabella 1 – Proporzionalità tra il numero di moli e volumi di gas coinvolti nella reazione. I valori riportati sono arbitrari.

CONCETTI CHIAVE:

  • Secondo il principio di Avogadro, a parità di pressione e temperatura, volumi uguali di gas contengono lo stesso numero di molecole.
  • Il principio di Avogadro si estende a tutte le specie gassose.
  • Il principio di Avogadro è uno dei capisaldi per la formulazione dell’equazione di stato dei gas ideali.

ESERCIZIO SVOLTO:

Data la seguente reazione:

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Sapendo che l’Idrogeno gassoso occupa un volume di 67,2 L, determinare il volume occupato da azoto e ammoniaca.

Dalla stechiometria della reazione per 1 mole di N2 reagiscono 3 moli di H2 per ottenere 2 moli di NH3.

Secondo il principio di Avogadro:

Specie chimican° moliVolumi
N2(g)11
H2(g)33
NH3(g)22

Il volume occupato da N2(g) è pertanto 1/3 rispetto a quello occupato da H2(g)

Il volume occupato da NH3(g) è pertanto 2/3 rispetto a quello occupato da H2(g)

Volume N2(g) = 22,4 L

Volume NH3(g) = 44,8 L

L’EQUAZIONE DI STATO DEI GAS IDEALI

L’equazione di stato dei gas ideali o perfetti mette in relazione le grandezze fisiche di pressone, volume, temperatura, numero di moli.

Il suo enunciato è il seguente:

PV = nRT

  • P = pressione
  • V = volume
  • n = numero di moli
  • R = costante universale dei gas ideali
  • T = temperatura

La costante universale dei gas può assumere valore di 8,314 J/(K·mol) o 0,0821 (L·atm)/(mol·K).

Con R = 8,314 J/(K·mol):

  • La pressione è espressa in Pa
  • Il volume è espresso in m3
  • La temperatura in K

Con R = 0,0821 (L·atm)/(mol·K):

  • La pressione è espressa in atm
  • Il volume è espresso in L
  • La temperatura in K

FORMULAZIONE DELL’EQUAZIONE DI STATO DEI GAS IDEALI

L’equazione di stato dei gas ideali è stata formulata combinando i seguenti enunciati:

Per il principio di Avogadro il volume è proporzionale al numero di moli (T e P costante).

Per la legge di Boyle il volume è proporzionale a 1/P (n e T costante).

Per la legge di Charles il volume è proporzionale alla temperatura (n e P costante).

Per la legge di Gay-Lussac la pressione è proporzionale alla temperatura (n e V costante).

Combinando le quattro equazioni è possibile ricavare:

V \;proporzionale\; a\; \frac{nT}{P}

Il fattore di proporzionalità è la costante universale dei gas R.

V = \frac{nRT}{P}


Da questa espressione è possibile arrivare all’equazione di stato dei gas ideali:

PV = nRT

CONCETTI CHIAVE:

  • L’equazione di stato dei gas ideali può essere scritta come PV = nRT.
  • R è la costante universale dei gas ideali.
  • R può assumere valore di 8,314 J/(K·mol) o 0,0821 (L·atm)/(mol·K).

PRINCIPIO DI LE CHATELIER

Il principio di Le Chatelier afferma che se un sistema all’equilibrio è soggetto a una perturbazione, esso reagisce in modo da minimizzare l’effetto di tale perturbazione.

Le perturbazioni a cui un sistema è soggetto sono:

  • Aggiunta o allontanamento di un reagente o un prodotto di reazione.
  • Variazione del volume o pressione.
  • Variazione della temperatura.

Aggiunta o allontanamento di un reagente o un prodotto di reazione

Si prenda in considerazione la reazione utilizzata industrialmente per la produzione di ammoniaca:

N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g)

Al raggiungimento dell’equilibrio, le concentrazioni di reagenti e prodotti sono tali da rispettare il valore della costante d’equilibrio Kc.

\boldsymbol{ K_{c}=\frac{[NH_{3}]^{2}}{[N_{2}][H_{2}]^{3}}}

Se dall’esterno viene addizionato azoto gassoso, si ha un aumento delle concentrazioni dei reagenti al denominatore, e il valore della costante d’equilibrio non è più rispettato. Il quoziente di reazione Q diventa minore di Kc. Per rispristinare l’equilibrio, il sistema si oppone alla perturbazione convertendo un’ulteriore aliquota di reagenti in prodotti fino a che le loro concentrazioni sono di nuovo coerenti con il valore di Kc. In questo modo viene favorita la reazione diretta.

L’aumento della concentrazione dei reagenti favorisce la formazione dei prodotti.

Se dall’esterno viene addizionata invece ammoniaca gassosa, si assiste a un aumento della concentrazione dei prodotti al numeratore e il valore del quoziente di reazione Q diventa maggiore di Kc. Per rispristinare l’equilibrio, il sistema si oppone alla perturbazione convertendo un’ulteriore aliquota di prodotti nei reagenti, fino a a che le loro concentrazioni sono di nuovo coerenti con il valore di Kc. In questo modo viene favorita la reazione inversa.

L’aumento della concentrazione dei prodotti favorisce la formazione dei reagenti.

Se l’ammoniaca viene allontanata dal sistema, si ha una quantità di prodotto in difetto che il sistema cerca di ripristinare. Infatti, con la diminuzione della concentrazione al numeratore, il valore alla costante d’equilibrio non è più rispettato e Q<Kc. Il sistema si oppone alla perturbazione favorendo la reazione diretta per convertire un’ulteriore aliquota di reagenti nei prodotti desiderati, fino a che le loro concentrazioni sono di nuovo coerenti con il valore di Kc.

La diminuzione della concentrazione dei prodotti favorisce la formazione dei prodotti.

Se dall’ambiente di reazione andassimo ad allontanare uno dei reagenti, il sistema cercherà di ripristinare l’equilibrio aumentando la concentrazione dei reagenti. L’unico modo è quello di favorire la reazione inversa e aumentare la concentrazione dei reagenti fino a ottenere concentrazioni che siano nuovamente solidali con Kc.

La diminuzione della concentrazione dei reagenti favorisce la formazione dei reagenti.

Variazione del volume o della pressione

Si consideri la seguente reazione all’equilibrio in fase gassosa:

2P2(g) ⇄ P4(g)

La reazione avviene con una diminuzione del numero di moli, con due moli di reagente che vengono convertite in una mole di prodotto.

S’immagini ora di ridurre il volume del sistema (Figura 1). Secondo la legge di Boyle, a una diminuzione del volume corrisponde un aumento della pressione.

Figura 1 – Contenitori in cui sono presenti molecole di reagente e di prodotto. Nel secondo contenitore il volume è stato ridotto.

Il sistema tende a opporsi a questa perturbazione cercando di ridurre la pressione totale. L’unico modo per raggiungere tale scopo è quello di ridurre il numero di molecole gassose. Dalla stechiometria della reazione, questo è possibile solo favorendo la reazione diretta che porta a una riduzione del numero di moli.

Un aumento della pressione favorisce la reazione che porta a una diminuzione del numero di moli.

Un aumento del volume corrisponde invece a una diminuzione della pressione. In questo caso il sistema reagisce aumentando il numero di molecole gassose in modo da ripristinare la pressione iniziale. Questo è possibile solo favorendo la reazione inversa che porta a un aumento del numero di moli.

Una diminuzione della pressione favorisce la reazione che porta a un aumento del numero di moli.

Per una reazione:

H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g)

Non si denota una variazione del numero di moli. Per questa tipologia di reazioni, un cambiamento della pressione non ha alcun effetto sull’equilibrio.

Variazione della temperatura

Si consideri la seguente reazione esotermica:

2SO2(g) + O2(g) ⇄ 2SO3(g)

ΔH= -197,8 KJ/mol

Dal momento che la reazione libera energia, questa può essere considerata come un prodotto della reazione stessa. É possibile riscrivere la reazione nel seguente modo:

2SO2(g) + O2(g) ⇄ 2SO3(g) + energia

Se dall’esterno viene innalzata la temperatura, il sistema reagisce in modo da ripristinare la temperatura iniziale. Per raggiungere tale scopo è necessario ridurre la quantità di calore (energia) liberato nel corso della reazione. L’unico modo è quello di favorire la reazione inversa che invece assorbe calore, con un aumento nella concentrazione dei reagenti e diminuzione in quella dei prodotti. (Da ricordare, se la reazione diretta è esotermica quella inversa è endotermica e viceversa).

Il nuovo equilibrio è caratterizzato da un nuovo valore di costante d’equilibrio inferiore rispetto al precedente.

Se invece dall’esterno viene abbassata la temperatura, il sistema reagisce favorendo la reazione diretta che porta a un rilascio di calore. Questo porta un aumento nella concentrazione dei prodotti e una diminuzione in quella dei reagenti.

Il nuovo equilibrio è caratterizzato da un nuovo valore costante di equilibrio maggiore rispetto al precedente.

  • Un incremento della temperatura favorisce la reazione nella direzione che produce un assorbimento di calore (variazione endotermica).
  • Una diminuzione della temperatura sposta la reazione nella direzione che produce un rilascio di calore (variazione esotermica).

CONCETTI CHIAVE:

  • L’aggiunta o l’allontanamento di un reagente o di un prodotto all’equilibrio, porta il sistema a reagire in modo da mantenere le concentrazioni di reagenti e prodotti solidali con il valore di Kc.
  • Per reazioni in fase gassosa la variazione della pressione all’equilibrio, porta il sistema a reagire in modo da mantenere le pressioni parziali di reagenti e prodotti solidali con il valore di Kp.
  • Una variazione di temperatura all’equilibrio, porta a un nuovo equilibrio, con un nuovo valore di costante d’equilibrio.
  • La costante d’equilibrio dipende solo dalla temperatura.

REAZIONI ENDOTERMICHE ED ESOTERMICHE

Le reazioni chimiche sono accompagnate da un assorbimento di calore da parte del sistema o da un rilascio di calore dal sistema verso l’ambiente esterno. A seconda della direzione in cui avviene il flusso di calore, le reazione chimiche possono essere classificate come:

  • Endotermiche quando avviene un assorbimento di calore da parte del sistema.
  • Esotermiche quando avviene un rilascio di calore da parte del sistema.

REAZIONI ENDOTERMICHE

Quando a seguito di una reazione chimica si assiste a un trasferimento di calore dall’ambiente esterno verso il sistema, l’entalpia di quest’ultimo aumenta.

Reazioni chimiche in cui si assiste a un assorbimento di calore da parte del sistema si definiscono ENDOTERMICHE (Figura 1).

Figura 1 – Schematizzazione di un processo endotermico

Nelle reazioni endotermiche, il calore può essere considerato come parte integrante della reazione stessa. Infatti, senza il contributo del calore proveniente dall’ambiente esterno, la reazione non procederebbe.

Per tale ragione il calore Q può essere considerato come un reagente che prende parte alla reazione.

CH4 + H2O + Q ⇄ CO + 3H2

ΔH = +206 KJ/mol

REAZIONI ESOTERMICHE

Quando a seguito di una reazione chimica il calore viene liberato dal sistema, l’entalpia di questo diminuisce. L’allontanamento di calore dal sistema comporta una diminuzione della sua temperatura.

Reazioni chimiche associate a un rilascio di calore da parte del sistema a favore dell’ambiente esterno si definiscono ESOTERMICHE (Figura 2).

Figura 2 – Schematizzazione di un processo esotermico

Nelle reazioni esotermiche, il calore può essere considerato come un prodotto della reazione stessa.

CO + H2O ⇄ CO2 + H2 + Q

ΔH = -41 KJ/mol

PERCHÉ ALCUNE REAZIONI SONO ENDOTERMICHE E ALTRE ESOTERMICHE?

Quando avviene una reazione chimica si ha una rottura dei legami nelle molecole dei reagenti e la formazione di nuovi legami per la formazione dei prodotti.

  • La rottura di legami chimici è un processo che assorbe calore.
  • La formazione di legami chimici è un processo che libera calore.

ΔH della reazione = (energia dei legami che si sono rotti) – (energia dei legami che si sono formati)

  1. Se i legami che si sono formati nei prodotti sono più forti di quelli che si sono rotti nei reagenti ΔH<0 e la reazione è esotermica.
  2. Se i legami che si sono formati nei prodotti sono più deboli di quelli che si sono rotti nei reagenti ΔH>0 e la reazione è endotermica.

DIAGRAMMI DI ENERGIA

In una reazione endotermica vi è un assorbimento di calore da parte del sistema utile per fare avvenire la reazione. Per il principio di conservazione dell’energia, al termine della reazione i prodotti hanno un’entalpia superiore ai reagenti.

In una reazione esotermica si assiste a un rilascio di calore nel corso della reazione. Pertanto l’entalpia dei prodotti, al termine della reazione, è inferiore rispetto a quella dei reagenti (Figura 3).

Figura 3 – Diagramma energetico per reazioni endotermiche (sinistra) ed esotermiche (destra).

CONCETTI CHIAVE:

  • Una reazione endotermica richiede un assorbimento di calore da parte del sistema.
  • Una reazione esotermica è accompagnata dal rilascio di calore da parte del sistema.
  • In una reazione endotermica i legami nei prodotti sono meno stabili rispetto a quelli dei reagenti.
  • In una reazione esotermica i legami nei prodotti sono più stabili rispetto a quelli dei reagenti.

PROCESSI ENDOTERMICI ED ESOTERMICI

I processi chimico-fisici sono caratterizzati da un trasferimento di calore che può avvenire dal sistema verso l’ambiente esterno o dall’ambiente esterno verso il sistema. A seconda della direzione in cui avviene il flusso di calore, i processi possono essere suddivisi in:

  • Endotermici
  • Esotermici

PROCESSI ENDOTERMICI

Quando il calore viene trasferito dall’ambiente esterno verso il sistema, l’entalpia di quest’ultimo aumenta. Il trasferimento di calore verso il sistema comporta un aumento della sua temperatura.

Processi in cui è associato un trasferimento di calore dall’ambiente esterno verso il sistema si definiscono ENDOTERMICI (Figura 1).

Figura 1 – Schematizzazione di un processo endotermico

Esempi di processi endotermici sono:

  • La fusione
  • L’evaporazione
  • L’ebollizione
  • La sublimazione

PROCESSI ESOTERMICI

Quando il calore viene trasferito dal sistema verso l’ambiente esterno, l’entalpia del sistema diminuisce. L’allontanamento di calore dal sistema comporta una diminuzione della sua temperatura.

Processi in cui è associato un trasferimento di calore dal sistema verso l’ambiente esterno si definiscono ESOTERMICI (Figura 2).

Figura 2 – Schematizzazione di un processo esotermico

Esempi di processi esotermici sono:

  • La condensazione
  • La liquefazione
  • La cristallizzazione
  • Il brinamento

CONCETTI CHIAVE:

  • In un processo endotermico il flusso di calore va dall’ambiente esterno verso il sistema.
  • In un processo endotermico si ha un incremento della temperatura del sistema.
  • In un processo esotermico il flusso di calore va dal sistema verso l’ambiente esterno.
  • In un processo esotermico si ha una diminuzione della temperatura del sistema.