reazione di equilibrio

[Oscar.91]

Ciao a tutti e ciao Luisa (perché di certo lei mi risponderà)

beh.....!sono di nuovo qui a chiedervi aiuto con un esercizio sull'equilibrio, vi posto la traccia....
Venerdì ho il compito e sono nel panico più assoluto quindi capitemi se vi scrivo cose assurde.... ciò troppe cose da ricordarmi e da fare..  

Esercizio

la reazione di equilibrio e in fase gassosa

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

è fatta avvenire in un reattore dal volume costante di 3 m3 alla temperatura di 3000°C. Supponendo di partire da una miscela costituita da 12 Kg di NO, di 11.2Kg di N2 e 6.4Kg di O2 e sapendo che questa temperatura Kp= 1.1*10^-2. Si calcoli la composizione in frazione molare all'equilibrio. Dire se ed in che direzione si sposta l' equilibrio se aggiungiamo azoto.

Soluzione

le masse da kg a g sono :  12000 g di NO,  11200 g di N2 e 6400 g di O2

la temperatura è T= 3272 K e V= 3 m^3=3000litri

essendo un equilibrio omogeneo (giusto Luisa?) devo trovarmi Delta

Delta=2-(1+1)=0                     allora Kp=Kc =1.1*10^-2 per l'equilibrio omogeneo

a questo punto trovo le moli

moli N2= massa/Pm= 400 moli

moli NO= massa/Pm= 400 moli

moli O2= massa/Pm= 200 moli

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

 moli iniziali                               400 moli      200 moli              400 moli

 Variazione                                 -x                  -x                      +x

moli finali                                   400-x              200-x              400+x



determino le concentrazioni:

[NO]=400+2x/V
[N2]= 400-x/V
[O2] = 200-x/V

Kc= [NO]/[N2]*[O2]=1.1*10^-2

E giusto fino a qui?

Facendo i calcoli però  il valore della x è negativo....quindi sbaglio di certo....Per Favore mi aiutate  passo-passo

Poi dopo che trovo le concentrazioni e ricavandomi le moli, calcolo le frazioni molari come ho fatto vedere in un esercizio precedente
Ma la seconda parte come si svolge? mi riferisco a "Dire se ed in che direzione si sposta l' equilibrio se aggiungiamo azoto."


Grazie mille per il vostro aiuto

[LuiCap]

L'impostazione è corretta, solo l'impostazione della Kc è sbagliata:

Kc = 1,1·10^-2 = [NO]^2/[N2]·[O2]

Dato che per questo equilibrio in fase omogenea il Δn = 0, nel calcolo della quantità x che si dissocia il volume si semplifica:

1,1·10^-2 = [(400 + 2x)^2 / V^2] / [(400 - x) · (200 - x) / V^2]

Risolvendo:
x = -176 mol.

Non c'è nulla di strano nell'ottenere un numero di moli negativo, significa semplicemente che il quoziente di reazione prima dell'instaurarsi dell'equilibrio era maggiore della Kc:

Qr = 400^2 / 400 · 200 = 2,0 > 1,1·10^-2

Affinché Qr = Kc è perciò necessario che una parte dei prodotti si riassocino per formare più reagenti rispetto all'inizio della reazione:

Qr = [(400 + 2·(-176)]^2 / [(400 - (-176)) · (200 - (-176)) = 1,1·10^-2 = Kc..........et voilà, le jeux sont fait !!!

Dopo è facile calcolare le frazioni molari dei tre componenti all'equilibrio:
X N2 = 575 mol / 1000 mol = 0,575
X O2 = 376 mol / 1000 mol = 0,376
X NO = 49 mol / 1000 mol = 0,049

Se lo stato di equilibrio raggiunto viene perturbato con l'aggiunta di un'altra quantità di reagente N2, secondo il principio di Le Châtelier il sistema si modifica per ridurre al minimo l'effetto spostandosi verso la formazione di altro prodotto NO.

[Oscar.91]

L'impostazione è corretta, solo l'impostazione della Kc è sbagliata:

Kc = 1,1·10^-2 = [NO]^2/[N2]·[O2]

Dato che per questo equilibrio in fase omogenea il Δn = 0, nel calcolo della quantità x che si dissocia il volume si semplifica:

1,1·10^-2 = [(400 + 2x)^2 / V^2] / [(400 - x) · (200 - x) / V^2]

Risolvendo:
x = -176 mol.

Non c'è nulla di strano nell'ottenere un numero di moli negativo, significa semplicemente che il quoziente di reazione prima dell'instaurarsi dell'equilibrio era maggiore della Kc:

Qr = 400^2 / 400 · 200 = 2,0 > 1,1·10^-2

Affinché Qr = Kc è perciò necessario che una parte dei prodotti si riassocino per formare più reagenti rispetto all'inizio della reazione:

Qr = [(400 + 2·(-176)] / [(400 - (-176)) · (200 - (-176)) = 1,1·10^-2 = Kc..........et voilà, le jeux sont fait !!!

Dopo è facile calcolare le frazioni molari dei tre componenti all'equilibrio:
X N2 = 575 mol / 1000 mol = 0,575
X O2 = 376 mol / 1000 mol = 0,376
X NO = 49 mol / 1000 mol = 0,049

Se lo stato di equilibrio raggiunto viene perturbato con l'aggiunta di un'altra quantità di reagente N2, secondo il principio di Le Châtelier il sistema si modifica per ridurre al minimo l'effetto spostandosi verso la formazione di altro prodotto NO.


Grazie Luisa.....
PS: per la Kc è stato un errore di trascrizione dalla brutta..... il solito sbadato......! ma ti assicuro che lo scritto così... 
     Mi togli un dubbio per Qr  intendi questa formula Qr=nRTlnVf/Vi ovvero l'espansione del gas in modo reversibile?

[LuiCap]

Il quoziente di reazione (Qr) è il rapporto tra le concentrazioni molari dei prodotti e quelle dei reagenti ognuna elevata al suo coefficiente stechiometrico.

In una reazione in fase omogenea del tipo:
A + 2B 3C
Qr = [C]^3/[A][B]^2

Il valore numerico di Qr cambia continuamente nel tempo fino a quando, raggiunto lo stato di equilibrio, rimane costante. Questo valore di Qr rappresenta la costante di equilibrio K della reazione; si tratta comunque sempre di un equilibrio dinamico, nel senso che la velocità della reazione diretta è uguale a quella della reazione inversa, perciò la reazione appare "ferma".
Se le concentrazioni molari all'equilibrio di reagenti e prodotti sono:
[A] = 0,15 mol/L
[B] = 0,50 mol/L
[C] = 0,20 mol/L
la costante di equilibrio Kc è:
Kc = 0,20^3/0,15x0,50^2 = 0,21

Quando si aggiungono 0,10 mol/L di ciascun componente alla composizione di equilibrio, il nuovo Qr diventa:
Qr = 0,30^3/0,25x0,60^2 = 0,30
Poiché Qr = 0,30 è maggiore della Kc = 0,21, le concentrazioni molari di reagenti e prodotti si riassestano per far sì che la Kc resti costante: una parte dei prodotti si ritrasformano nei reagenti, ovvero l'equilibrio retrocede.
Una volta raggiunto il nuovo stato di equilibrio, le concentrazioni molari dovranno essere:
[A] > 0,25 mol/L
[B] > 0,60 mol/L
[C] < 0,30 mol/L

Verifichiamo con i calcoli.
All'equilibrio avremo:
[A] = 0,25 - x mol/L
[B] = 0,60 - 2x mol/L
[C] = 0,30 + 3x mol/L

Kc = 0,21 = (0,30 + 3x)^3 / (0,25 - x) (0,60 - 2x)^2
Risolvendo l'equazione di 3° grado x = -0,0082 mol/L
Perciò al nuovo equilibrio:
[A] = 0,25 - (-0,0082) = 0,26 mol/L
[B] = 0,60 - (2·-0.0082) = 0,62 mol/L
[C] = 0,30 + (3·-0.0082) = 0,28 mol/L

In generale:
Se Keq < 1, quando Qr aumenta l'equilibrio retrocede: parte dei prodotti si ritrasformano nei reagenti.
Se Keq < 1, quando Qr diminuisce l'equilibrio avanza: parte dei reagenti si trasformano in ulteriori prodotti.

Se Keq > 1, quando Qr diminuisce l'equilibrio avanza: parte dei reagenti si trasformano in ulteriori prodotti.
Se Keq > 1, quando Qr aumenta l'equilibrio retrocede: parte dei prodotti si ritrasformano nei reagenti.

[Oscar.91]

Ciao a tutti

Scusatemi se non mi son fatto più vivo....problemi con il lavoro

Ora vi posto alcuni esercizi che ho svolto ed altri che proprio non so riuscito a fare...... son uscito di testa  non capisco dove sbaglio...

se per favore mi aiutate ne sarei veramente grato

ESERCIZI CHE NON RIESCO A RISOLVERE:

1) In un recipiente chiuso vengono introdotti cianuro di ammonio ed ammoniaca alla temperatura di 100°C. La temperatura viene portata a 300°C e si stabilisce l’equilibrio secondo la reazione:

NH4CN(s) NH3(g)+HCN(g)

Le pressioni iniziali a 100°C e finali a 300°C sono rispettivamente 0.1 atm e 1976 mmHg. Calcolare la costante di equilibrio della reazione a 300°C. In che direzione e perché si sposta l’equilibrio se introduciamo azoto?

2) Un composto di formula ABC2 subisce decomposizione termica secondo la seguente reazione (da bilanciare):

ABC2(g) AC2(s)+AB(g)+BC2(g)

Un eccesso di ABC2 viene riscaldato da 12°C a 582°C in un recipiente chiuso contente azoto e BC2 gassoso in rapporto molare 2:1. Le pressioni iniziali a 12°C e finali a 582°C sono rispettivamente 0.4 atm e 1216 mmHg. Calcolare la costante di equilibrio della reazione a 582°C.

3) In un recipiente chiuso vengono introdotti carbonato di ammonio ed ammoniaca alla temperatura di 22°C ed alla pressione di 0.7 atm. La miscela viene portata a 130°C e si instaura il seguente equilibrio (reazione da bilanciare):

(NH4)2CO3(s) CO2(s) + NH3(g) + H2O(g)

La pressione finale risulta 37 atm. Determinare KP e KC della reazione a 130°C e la composizione percentuale in volume della fase gassosa. Stabilire se e in che direzione si sposta l’equilibrio se diminuisce il volume del recipiente.

Nota bene : non ci troviamo in fase omogenea, Giusto? abbiamo sostanze solide e gassose  quindi...... aiuto....

ESERCIZI SVOLTI

1) In un recipiente di volume 0.500L, in un esperimento si è visto che dopo aver posto 0.100 moli di Co,0.250 moli di H2 e 0.0250 moli di CH3OH, si stabilisce il seguente equilibrio :

CO+2H2 CH3OH

alla T=120°C con la concentrazione finale di CH3OH di 4.30*10-3M . Calcolare il Kc alla T=120°C

SOLUZIONE

CO+2H2 CH3OH

mi trovo la molarità iniziale

 

[CO2]=0.100moli/0.500L=0.200M

[H2]=0.250moli/0.500L=0.500M

[CH3OH]=0.0250moli/0.500L=0.0500M

sapendo che la concentrazione finale di [CH3OH]=4.30*10-3 è più piccola di quella iniziale, con X indico la variazione della concentrazione;

Quindi

CO     +       2H2       CH3OH

Concen. iniziali                                               0.200            0.500                 0.0500
variazione                                                          +x              +2x                      -x
Concen. finale                                            0.200+x           0.500+2x           0.0500-x

il valore di X lo calcolo così

[CH3OH]= 0.0500-x=4.30*10-3M

X=0.0500-4.30*10-3=0.0457M

sostituisco in CO2 e H2 e ho

[CO2]=0.200+x=0.200+0.0457=0.2457M

[H2]=0.500+2x=0.500+2*0.0457=0.591M

Trovo

Kc=[CH3OH]/[CO2]*[H2]^2=5.00*10-2

2) A 100°C e alla presiione di 30 atm, le frazioni molari per la reazione:

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

sono Xco2=0.17 , Xco=0.83. Calcolare la Kp alla T=100°C

SOLUZIONE

Ptot= 30 atm trovo le pressioni parziali

Pco2=Xco2*Ptot=0.17*30=5.1atm

Pco=Xco*Ptot=0.83*30=24.9atm

Kp=(Pco)^2/(Pco2)=(24.9)^2/(5.1)=121.5

3) La costante di equilibrio a 723°C per la reazione

 A(g)+B(g) C(g)

 vale 50 atm. In un recipiente a pareti chiuse ha volume di 50L ; vengono immerse 1 moli e di A e 1 mole di B Calcolare le concentrazioni delle specie gassose all'equilibrio. Vengono poi immerse 0.2 moli di B .Calcolare le nuove concentrazioni all'equilibrio. 

SOLUZIONE

devo trovarmi  Kp che è

Kp=(Pc)/(PA)*(PB)

Uso la legge dei gas perfetti per trovarmi le pressini parziali di A e B , visto che il n° di moli sono uguali (1mole di A e di B)

T=273+723°C=996K

P(A=B)=nRT/V=1.63atm 

La variazione è

A(g)         +        B(g) C(g)

pressioni parz. inizio                                           1.63                   1.63           0
variaz.                                                              -x                         -x            +x
equilibrio                                                          1.63-x                1.63-x         +x

scrivo la Kp in funzione di x

Kp=(Pc)/(PA)*(PB)=x/(1.63-x)^2=50

risolvendo l'eq. di 2° X=1.44atm

Pertanto sostituisco X nelle pressioni parziali è ho

A=0.19atm
B=0.19atm
C=1.44atm

Calcolo le nuove concentrazioni trovandomi le moli

moli(A=B) PV/RT=0.12 moli

moliC=PV/RT=0.88 moli

le conc. sono

[A]=[B]=moli/V=2.4*10-3M

[C]=moli/V=17.6*10-3M

Inserisco ora 0.2 moli di B, significa un incremento della pressione parziale di B pari a 1.63*0.2= 0.33 atm, riutilizzo lo schema di prima dove ora la pressione iniziale di B sarà
1.63+0.33atm=1.96

A(g)         +        B(g) C(g)

pressioni parz. inizio                                           1.63                   1.96          0
variaz.                                                              -x                         -x            +x
equilibrio                                                          1.63-x                1.96-x         +x

scrivo la Kp in funzione di x

Kp=(Pc)/(PA)*(PB)=x/(1.63-x)*(1.96-x)  =50

risolvendo l'eq. di 2° X=1.56atm

A=1.63-1.56=0.07atm
B=1.93-1.56=0.4atm
C=1.56atm

Calcolo le nuove concentrazioni trovandomi le moli

moli A= PV/RT=0.04 moli
moli B= PV/RT=0.24 moli
moli C= PV/RT=0.96moli

le conc.  nuove sono

[A]=moli/V=8*10-4M
[B]=moli/V=4.8*10-3M
[C]=moli/V=1.92*10-2M


Grazie Sempre a tutti quelli che lo leggono

[LuiCap]

Esercizi svolti

Il procedimento di risoluzione è corretto per tutti e tre gli esercizi che hai postato.
Nell'esercizio 3, a mio parere, il procedimento è molto laborioso e contorto; il risultato però, a parte gli arrotondamenti numerici intermedi, è corretto.
Ti allego la mia risoluzione:

      

Esercizi non svolti

Ti allego, per il momento, la risoluzione dell'esercizio 3 sperando che, da questa, tu possa trovare la strada per risolvere anche gli altri.

      

[LuiCap]

Esercizi non svolti

Sarà sicuramente incapacità mia, ma io trovo sempre qualcosa che non mi quadra nei testi degli esercizi che scrivi.
Nell'esercizio non svolto 2, secondo me, il reagente ABC2 è solido e non gassoso sia a 12° che a 582°C.
Hai modo di controllare il testo?

[Oscar.91]

Esercizi non svolti

Sarà sicuramente incapacità mia, ma io trovo sempre qualcosa che non mi quadra nei testi degli esercizi che scrivi.
Nell'esercizio non svolto 2, secondo me, il reagente ABC2 è solido e non gassoso sia a 12° che a 582°C.
Hai modo di controllare il testo?

Sono i testi dei compiti, è ho fatto copia incolla dalle email mandate dalla stessa prof.....inoltre quando ho scritto alla prof.(perché non son voluto andare al ricevimento) ho chiesto dell'ultimo compito che ho svolto, e bene gli errori erano quelli che abbiamo visto noi...

inoltre io ho cercato di svolgere gli esercizi come mi insegni tu...ma e possibile mai che mi trovi la X con valori negativi?

Forse e meglio che lo scriva:

1)Esercizio : In un recipiente chiuso vengono introdotti cianuro di ammonio ed ammoniaca alla temperatura di 100°C. La temperatura viene portata a 300°C e si stabilisce l’equilibrio secondo la reazione:

NH4CN(s) NH3(g)+HCN(g)

Le pressioni iniziali a 100°C e finali a 300°C sono rispettivamente 0.1 atm e 1976 mmHg. Calcolare la costante di equilibrio della reazione a 300°C. In che direzione e perché si sposta l’equilibrio se introduciamo azoto?

Soluzione

la reazione in questo caso è bilanciata (verifica per scrupolo)

poi  Δn=2-1=-1

quindi  Kp=Kc(RT)^ Δn

la Ti=273+100=373K  , Tf=273+300=573K

la Pi=0.1 atm , Pf=1976mmHg=2.6atm

alla T=100°C la pressione a 0.1 atm  il V=1L , trovo le moli

n=RT/PV=0.0821*373/0.1*1=306.2moli  ATTENZIONE: il valore è giusto ? 

NH4CN(s)       NH3(g)   + HCN(g)

moli iniz.                                                                -                  306.2          0

variaz.                                                                   -                     +x           +x

moli finali                                                               -                 306.2+x       +x

moli totali=306.2+2x

per la pressione di 2.6 atm si ha

PV=nRT  ovvero 2.6*1=(306.2+2x)*0.0821*573

dopo aver fatto i calcoli x=-153.07 è GIUSTO...!?

anche l'altro esercizio ho lo stesso problema. dove sbaglio

PS: Luisa nel tuo esercizio svolto (mi riferisco al n°3 non svolto) il valore delle moli di NH3 introdotte a me viene 34.6 e non 0.029, e possibile?

in questo modo anche gli altri valori son sbagliati.... ho son io che dò i numeri?

GRAZIE MILLE........

[LuiCap]

Per l'esercizio 3 mi sto dando delle botte in testa da sola: il risultato numerico è giusto (0,029 mol), ma avevo scritto l'espressione rovesciata
Ora ho corretto l'allegato.

Nell'esercizio che hai postato ora, c'è l'errore che avevo commesso io, sorry.
n NH3 = PV/RT = 0,1/(0,0821·373) = 0,0033 mol (0,003265)

C'è però anche un errore tuo.
Negli equilibri in fase eterogenea il Δn si calcola tenendo conto solo dei componenti in fase gassosa, perciò:
Δn = 1 + 1 - 0 = 2
I risultati sono:
Kc = 7,61·10^-4
Kp = 1,68
Addizionando N2 l'equilibrio si sposta a destra: a pressione costante l'aggiunta di un gas inerte fa aumentare il volume del sistema reagente; l'effetto è analogo a quello che si avrebbe se si abbassasse la pressione esterna esercitata sul sistema facendolo espandere. Dato che la reazione avviene con aumento del numero di moli dei componenti gassosi (Δn>0), cioè con aumento di volume, il sistema reagisce producendo una maggior quantità di prodotti gassosi, ovvero l'equilibrio si sposta a destra.

[Oscar.91]

Ciao a tutti
 scusate il ritardo....vi propongo dei nuovi esercizi....come sempre chiedo il vostro aiuto e se ho sbagliato ditemelo
GRAZIE

1)ESERCIZIO

In un recipiente chiuso vengono introdotti cromato di ammonio ed azoto ed argon(rapportoN2/Ar in volume1/1) alla temperatura di 20°C ed alla pressione di 1.6 atm. La miscela viene portata a 300°C e si instaura il seguente equilibrio (reazione da bilanciare):
(NH4)2Cr2O7(s) Cr2O3(s) + N2(g) + H2O(g)
La pressione finale risulta 36 atm. Determinare KP e KC della reazione a 300°C e la composizione percentuale in volume della fase gassosa. Stabilire se e in che direzione si sposta l’equilibrio se viene rimosso l'argon  dal recipiente.

Soluzione
la reazione bilanciata è



(NH4)2Cr2O7(s) Cr2O3(s) + N2(g) +4 H2O(g)





Δn=(4+1)-0=5      Δn>0

Kc=[N2][H2O]^4

Kp=Kc(RT)^Δn

Ti=293K
Tf=573K

moli=PV/RT=1.6*1/0.0821*293=0.0665

                                               (NH4)2Cr2O7(s) Cr2O3(s) +       N2(g)        +    4H2O(g)
moli iniz.                                                 -                  -               0.0665            0
variaz.                                                     -                  -             +x               +4x                                                      moli finali                                                       -                     -                0.0665+x       +4x

moli totali= 0.0665+x+4x=0.0665+5x

PV=nRT  
36=(0.0665+5x)*0.0821*573

X=0.140

Kc=[N2][H2O]^4=0.0203<1

Kp=Kc(RT)^Δn=4.70*10^6

[N2]=0.2065M
[H2O]=0.560M

la composizione percentuale in volume della fase le ricavo come nell'esercizio di prima (i risultati li ho svolti e che non trovo il foglio in brutta )

l’equilibrio si sposta,  quando viene rimosso l'argon  dal recipiente, a sinistra.
in altre parole se un reagente viene rimosso, il sistema si sposterà per riformare il componente allontanato giusto?.

2)ESERCIZIO
in un recipiente di 10L contiene SnO2 solido e H2 alla pressione di 6,00 bar e alla temperatura di 800K .
calcolare la massa di stagno che si è formata quando si è raggiunto l'equilibrio Keq=0.600 della reazione 
SnO2(g)+2H2(g)  Sn(s) + 2H2O(g)  
 
Soluzione

6 bar= 5.9 atm
PV=nRT
moliH2=PV/RT=0.904moli

                                                                SnO2(g)+2H2(g)  Sn(s) + 2H2O(g)  
moli iniz.                                                         -        0.904              -           0
variaz.                                                            -         -2x                -           +2x
moli finali                                                       -         0.904-2x         -           +2x


dopo i dovuti calcoli  trovo

X=0.394
moliH2= 0.904-2x=0.116
moli H2O=2x=0.788

2H2O sono il doppio dello stagno e la massa è
massa=(moli/2)*PM=46.8


Grazie per il vostro aiuto