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A.A. 2018/2019 – Tutoraggio Chimica (Prof. L. Pilia) – Nicola Melis

TUTORAGGIO CHIMICA 04.12.2018

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EQUILIBRIO CHIMICO

Esercizio 1: Scrivere l’espressione della costante di equilibrio della seguente reazione:

C(s) + CO2(g) 2CO(g)


[Cu(NH3)4]2+(aq) Cu2+(aq) + 4NH3(aq)


CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO-(aq) + H3O+(aq)

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EQUILIBRIO CHIMICO


C(s) + CO2(g) 2CO(g)


[Cu(NH3)4]2+(aq) Cu2+(aq) + 4NH3(aq)


CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO-(aq) + H3O+(aq)

𝐾 =𝐶𝑂 2

𝐶𝑂2

𝐾 =𝐶𝑢2+ 𝑁𝐻3

4

𝐶𝑢 𝑁𝐻3 42+

𝐾 =𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− 𝐻3𝑂+

𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−

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EQUILIBRIO CHIMICO: Q

2NO2(g) N2O4(g)

Esercizio 4: Data la seguente reazione, si supponga che la concentrazione di NO2 sia 0,015 M e quella di N2O4 0,025 M. Sapendo che Kc=170, calcolare il quoziente di reazione Q e prevedere in che direzione evolverà l’equilibrio:

butano isobutano

Esercizio 5: Data la seguente reazione, si supponga che la concentrazione di butano sia 0,00075 M e quella di isobutano 0,00260 M. Sapendo che Kc=2,50, calcolare il quoziente di reazione Q e prevedere in che direzione evolverà l’equilibrio:

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EQUILIBRIO CHIMICO: Q

2NO2(g) N2O4(g)

Esercizio 4: Data la seguente reazione, si supponga che la concentrazione di NO2 sia 0,015 M e quella di N2O4 0,025 M. Sapendo che Kc=170, calcolare il quoziente di reazione Q e prevedere in che direzione evolverà l’equilibrio:

butano isobutano

Esercizio 5: Data la seguente reazione, si supponga che la concentrazione di butano sia 0,00075 M e quella di isobutano 0,00260 M. Sapendo che Kc=2,50, calcolare il quoziente di reazione Q e prevedere in che direzione evolverà l’equilibrio:

𝑸 =𝑁2𝑂4

𝑁𝑂22 =

0,025

0,015 2 =0,025

0,000225= 𝟏𝟏𝟏

Q < KC LA REAZIONE PROCEDE CONSUMANDO

REAGENTI E FORMANDO ALTRO PRODOTTO FINO A CHE Q = KC.

𝑸 =𝑖𝑠𝑜𝑏𝑢𝑡𝑎𝑛𝑜

𝑏𝑢𝑡𝑎𝑛𝑜=

0,00260

0,00075= 𝟑, 𝟒𝟔

Q > KC LA REAZIONE PROCEDE CONSUMANDO

PRODOTTO E FORMANDO ALTRO REAGENTE FINO A CHE Q = KC.

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EQUILIBRIO CHIMICO

PCl5(g) Cl2(g) + PCl3(g)

Esercizio 6: La seguente reazione è stata esaminata a 250 °C. All’equilibrio, [PCl5]=4,2x10-5 mol/L, [PCl3]= 1,3x10-2 mol/L e [Cl2]=3,9x10-3 mol/L. Calcolare la costante di equilibrio Kc per la reazione.

Esercizio 7: 3,60 mol di ammoniaca vengono poste in 2,00 L di volume, dove avviene la decomposizione in azoto ed idrogeno molecolari. Calcolare la concentrazione all’equilibrio dei composti sapendo che Kc=6,3. Quale è la pressione totale nel contenitore?

NH3(g) H2(g) + N2(g)

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EQUILIBRIO CHIMICO


Esercizio 6: La seguente reazione è stata esaminata a 250 °C. All’equilibrio, [PCl5]=4,2x10-5 mol/L, [PCl3]= 1,3x10-2 mol/L e [Cl2]=3,9x10-3 mol/L. Calcolare la costante di equilibrio Kc per la reazione.

Esercizio 7: 3,60 mol di ammoniaca vengono poste in 2,00 L di volume, dove avviene la decomposizione in azoto ed idrogeno molecolari. Calcolare la concentrazione all’equilibrio dei composti sapendo che Kc=6,3. Quale è la pressione parziale nel contenitore?

NH3(g) H2(g) + N2(g)

𝐾𝑐 =𝐶𝑙2 𝑃𝐶𝑙3

𝑃𝐶𝑙5= 1,2

𝑵𝑯𝟑 = 0,67 𝑀 𝑵𝟐 = 0,57𝑀 𝑯𝟐 = 1,7 𝑀

𝑷𝒕𝒐𝒕 = 180 𝑎𝑡𝑚

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EQUILIBRIO CHIMICO

SO2(g) + O2(g) SO3(g)

Esercizio 8: Si supponga di porre 0,00100 mol di SO2 e 0,00100 mol di O2 in un matraccio da 1,00 L a 1000 K. All’equilibrio, si sono formate 0,00054 mol SO3. Calcolare la costante di equilibrio.

Esercizio 9: In soluzione acquosa, gli ioni ferro(III) reagiscono con gli ioni ioduro per dare ioni ferro(II) e ioni triioduro I3

-. Si supponga che le concentrazioni iniziali di Fe2+ e I- siano rispettivamente 0,200 M e 0,300 M e che la concentrazione di I3

- all’equilibrio sia 0,0866 M. Qual è il valore di Kc?

2 Fe3+(aq) + 3 I-(aq) 2 Fe2+(aq) + I3-(aq)

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EQUILIBRIO CHIMICO

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

Esercizio 8: Si supponga di porre 0,00100 mol di SO2 e 0,00100 mol di O2 in un matraccio da 1,00 L a 1000 K. All’equilibrio, si sono formate 0,00054 mol SO3. Calcolare la costante di equilibrio.

Esercizio 9: In soluzione acquosa, gli ioni ferro(III) reagiscono con gli ioni ioduro per dare ioni ferro(II) e ioni triioduro I3

-. Si supponga che le concentrazioni iniziali di Fe3+ e I- siano rispettivamente 0,200 M e 0,300 M e che la concentrazione di I3

- all’equilibrio sia 0,0866 M. Qual è il valore di Kc?

2 Fe3+(aq) + 3 I-(aq) 2 Fe2+(aq) + I3-(aq)

𝑺𝑶𝟐 = 0,00046 𝑀 𝑶𝟐 = 0,00073 𝑀

𝑲𝒄 = 1,9 ∗ 103

𝑭𝒆𝟑+ = 0,027 𝑀 𝑰− = 0,040 𝑀 𝐹𝑒2+ = 0,173 𝑀

𝑲𝒄 = 5,6 ∗ 104

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Esercizio 2: Si consideri la seguente reazione all’equilibrio: Prevedere come si sposta l’equilibrio a: - diminuzione del volume - aumento di temperatura - aumento della concentrazione di N2O4

PRINCIPIO DI LE CHATELIER

N2(g) + O2(g) 2NO(g)

Esercizio 1: Si consideri la seguente reazione all’equilibrio: Prevedere come si sposta l’equilibrio a: - aumento di pressione - aumento di temperatura - aumento della concentrazione di O2

ΔrH° = +180,0 kJ/mol

2NO2(g) N2O4 (g) ΔrH° = -57,1 kJ/mol

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Esercizio 2: Si consideri la seguente reazione all’equilibrio: Prevedere come si sposta l’equilibrio a: - diminuzione del volume La reazione si sposta verso la formazione del prodotto - aumento di temperatura La reazione retrocede per formare reagente - aumento della concentrazione di N2O4 La reazione retrocede per formare reagente

PRINCIPIO DI LE CHATELIER

N2(g) + O2(g) 2NO(g)

Esercizio 1: Si consideri la seguente reazione all’equilibrio: Prevedere come si sposta l’equilibrio a: - aumento di pressione Non ha influenza - aumento di temperatura La reazione procede a formare i prodotti - aumento della concentrazione di O2 La reazione si sposta verso la formazione di NO


2NO2(g) N2O4 (g) ΔrH° = -57,1 kJ/mol

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ENTALPIA, ENTROPIA, LEGGE DI HESS

Es. 1: La combustione dell’etano (C2H6, MM: 30,07 g/mol) ha una variazione di entalpia pari a -2857,3 kJ/mol. Calcolare il valore di ΔH° quando si bruciano 15,0 g di C2H6.

2 C2H6(g) + 7 O2(g) 4 CO2(g) + 6 H2O(g)

Es. 2: Calcolare l’entalpia della seguente reazione:

S(s) + O2(g) SO2(g) ΔrH°2 = -296,8 kJ/mol

Conoscendo le entalpie delle seguenti reazioni:

C(s) + O2(g) CO2(g) ΔrH°1 = -393,5 kJ/mol

CS2(l) + 3O2(g) CO2(g) + 2SO2 (g) ΔrH°3 = -1103,9 kJ/mol

C(s) + 2S(s) CS2(g)

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ENTALPIA, ENTROPIA, LEGGE DI HESS

Es. 1: La combustione dell’etano (C2H6, MM: 30,07 g/mol) ha una variazione di entalpia pari a -2857,3 kJ/mol. Calcolare il valore di ΔH° quando si bruciano 15,0 g di C2H6.

2 C2H6(g) + 7 O2(g) 4 CO2(g) + 6 H2O(g)

ΔrH°= -1426 kJ/mol


2S(s) + 2O2(g) 2SO2(g) ΔrH°2 = 2*(-296,8 kJ/mol)



CS2(l) + 3O2(g) CO2(g) + 2SO2 (g) ΔrH°3 = +1103,9 kJ/mol


C(s) + 2S(s) CS2(g)

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ENTALPIA, ENTROPIA, LEGGE DI HESS Es. 3: Calcolare l’entalpia della seguente reazione:

C(s) + 2H2(g) CH4(g)

H2(g) + ½O2(g) H2O(l) ΔrH°2 = -285,8 kJ/mol



CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ΔrH°3 = -890,3 kJ/mol



C(s) + ½O2(g) CO(g)

CO(g) + ½O2(g) CO2(g) ΔrH°1 = -283,0 kJ/mol


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ENTALPIA, ENTROPIA, LEGGE DI HESS Es. 3: Calcolare l’entalpia della seguente reazione:

C(s) + 2H2(g) CH4(g)

2 H2(g) + 2 ½O2(g) 2 H2O(l) ΔrH°2 = 2*(-285,8 kJ/mol)



CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ΔrH°3 = +890,3 kJ/mol

ΔrH° = -74,8 kJ/mol



C(s) + ½O2(g) CO(g)

CO(g) + ½O2(g) CO2(g) ΔrH°1 = +283,0 kJ/mol


ΔrH° = -110,5 kJ/mol

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ENTALPIA, ENTROPIA, LEGGE DI HESS Es. 5: Calcolare la variazione di entropia standard a 25 °C per i seguenti processi: a) Dissoluzione di 1,00 mol di NH4Cl(s) in acqua b) Ossidazione dell’etanolo

NH4Cl(s) NH4Cl(aq)

C2H5OH(g) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g)

Composto S°

NH4Cl(s) 94,85 J/K mol

NH4Cl(aq) 169,9 J/K mol

O2(g) 205,07 J/K mol

CO2(g) 213,74 J/K mol

H2O(g) 188,84 J/K mol

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ENTALPIA, ENTROPIA, LEGGE DI HESS Es. 5: Calcolare la variazione di entropia standard a 25 °C per i seguenti processi: a) Dissoluzione di 1,00 mol di NH4Cl(s) in acqua b) Ossidazione dell’etanolo

NH4Cl(s) NH4Cl(aq)

C2H5OH(g) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g)

Composto S°

NH4Cl(s) 94,85 J/K mol

NH4Cl(aq) 169,9 J/K mol

O2(g) 205,07 J/K mol

CO2(g) 213,74 J/K mol

H2O(g) 188,84 J/K mol

ΔrS°= +75,1 J/K mol

ΔrS°= +96,09 J/K mol

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GIBBS

Esercizio 6: Calcolare la variazione di energia libera standard, ΔfG°, per la seguente reazione a 298 K, utilizzando i valori tabulati di ΔfH° e ΔfS°


C(grafite) + 2 H2(g) CH4(g)

Composto S° ΔH°

C(grafite) 5,6 J/K mol

CH4(g) 186,26 J/K mol -74,84 kJ/mol

H2(g) 130,7 J/K mol

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Composto S° ΔH°

N2(g) 191,56 J/K mol 0 kJ/mol

NH3(g) 192,77 J/K mol -45,60 kJ/mol

H2(g) 130,7 J/K mol

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GIBBS



C(grafite) + 2 H2(g) CH4(g)

Composto S° ΔH°

C(grafite) 5,6 J/K mol

CH4(g) 186,26 J/K mol -74,84 kJ/mol

H2(g) 130,7 J/K mol

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Composto S° ΔH°

N2(g) 191,56 J/K mol 0 kJ/mol

NH3(g) 192,77 J/K mol -45,60 kJ/mol

H2(g) 130,7 J/K mol

ΔrG°= -50,9 kJ/mol

ΔrG°= -32,8 kJ/mol

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EQUILIBRIO CHIMICO

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

Esercizio 10: La reazione seguente ha Kc= 55,64). Se in un matraccio da 25 L sono mescolati 0,130 mol di H2 e 0,130 mol di I2, quali saranno le concentrazioni all’equilibrio di H2, I2 e HI?

Esercizio 11: Si consideri la reazione seguente (Kc = 1,20). Se la concentrazione iniziale di PCl5 è 0,0920 M, calcolare le concentrazioni di reagenti e prodotti all’equilibrio.


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EQUILIBRIO CHIMICO

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

Esercizio 10: La reazione seguente ha Kc= 55,64). Se in un matraccio da 25 L sono mescolati 0,130 mol di H2 e 0,130 mol di I2, quali saranno le concentrazioni all’equilibrio di H2, I2 e HI?

Esercizio 11: Si consideri la reazione seguente (Kc = 1,20). Se la concentrazione iniziale di PCl5 è 0,0920 M, calcolare le concentrazioni di reagenti e prodotti all’equilibrio.

[𝑯𝟐] = 𝑰𝟐 = 1,10 ∗ 10−3 𝑀 𝑯𝑰 = 8,20 ∗ 10−3

𝒙 = 4,10 ∗ 10−3


[𝑪𝒍𝟐] = 𝑷𝑪𝒍𝟑 = 0,0859 𝑀 𝑷𝑪𝒍𝟓 = 0,0061 𝑀

𝒙 = 0,0859

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