QUIZ DI "EQUILIBRIO CHIMICO ED EQUILIBRIO DI SOLUBILITA' " - REGIONALI CATEGORIA B

La sintesi dell'ammoniaca attraverso il processo Haber-Bosch è una reazione chimica rappresentata dall'equazione:

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

Analizziamo ora le affermazioni:

A) È necessario utilizzare un catalizzatore a causa della cinetica lenta dovuta alla rottura del triplo legame.
- Questa affermazione è corretta. La rottura del triplo legame nell'azoto molecolare (N₂) richiede energia, e l'utilizzo di un catalizzatore accelera questo processo.

B) Non si può lavorare a temperature estremamente elevate perché la reazione è esotermica.
- Questa affermazione è corretta. Poiché la reazione è esotermica, un aumento eccessivo della temperatura sposterebbe l'equilibrio verso la formazione dei reagenti, riducendo così la resa di ammoniaca.

C) È necessario lavorare ad alte pressioni in modo da spostare l’equilibrio verso il prodotto.
- Questa affermazione è corretta. La reazione mostra che quattro molecole (una di azoto e tre di idrogeno) reagiscono per formare due molecole di ammoniaca. Applicando il principio di Le Châtelier, un aumento di pressione favorisce la formazione di prodotti, quindi l'uso di alte pressioni è benefico per aumentare la resa di ammoniaca.

D) È necessario lavorare alla temperatura più alta possibile per aumentare la velocità di una reazione altrimenti molto lenta.
- Questa affermazione è errata. Sebbene sia vero che temperature più elevate accelerino la velocità di una reazione, l'aumento della temperatura influisce anche sull'equilibrio della reazione. Nella sintesi dell'ammoniaca, temperature troppo elevate spostano l'equilibrio verso i reagenti, riducendo la resa di ammoniaca. Quindi, questa affermazione è in contrasto con l'affermazione B.

Quindi, la risposta corretta è D) È necessario lavorare alla temperatura più alta possibile per aumentare la velocità di una reazione altrimenti molto lenta.

La risposta corretta è la A: un aumento della pressione sposta la reazione a destra.

La spiegazione si basa sul principio di Le Chatelier, il quale afferma che se si applica una perturbazione (come cambiamenti di pressione, temperatura o concentrazione) a un sistema in equilibrio, il sistema reagirà per contrastare tale perturbazione e riportarsi verso uno stato di equilibrio.

Nella reazione data:

2 NO _(g) + O_{2 (g)} ⇌ 2 NO _{2 (g)}

Si noti che il numero totale di moli dei gas coinvolti nella reazione non cambia durante il processo (si passa da 3 molecole iniziali a 2 molecole di NO₂ finali, ma ciò non implica un cambiamento nel numero totale di moli gassose, che rimane costante).

Quando si aumenta la pressione, il sistema reagisce per ridurre la pressione (contrasta la perturbazione) andando verso la direzione in cui ci sono meno moli gassose. Nella reazione data, ci sono 3 moli di gas iniziali (2 moli di NO e 1 mol di O₂) e 2 moli di gas finali (2 moli di NO₂), quindi andando verso la destra (formazione di NO₂), si riduce il numero di moli gassose.

In generale, un aumento della pressione favorisce la formazione di meno moli gassose per ridurre la pressione nel sistema. Pertanto, spostando la reazione verso la formazione di NO₂ (che comporta una diminuzione complessiva del numero di moli gassose), si riduce la pressione e si riporta il sistema verso uno stato di equilibrio.

La reazione chimica data è:

H₂ + S ⇄ H₂S

e il suo equilibrio chimico è rappresentato dalla costante di equilibrio K_c, che è definita come il rapporto delle concentrazioni dei prodotti su quelle dei reagenti, ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico nella reazione.

La relazione matematica che esprime K_c per questa reazione è:

K_c = [H₂S] / [H₂][S]

Nella domanda viene fornito il valore numerico di K_c, che è 62,00. La domanda chiede quale sarà la concentrazione di H₂ all'equilibrio se le concentrazioni di S e H₂S sono uguali.

Se chiamiamo la concentrazione di H₂ all'equilibrio [H₂], la concentrazione di S all'equilibrio sarà [S], e la concentrazione di H₂S all'equilibrio sarà [H₂S], allora possiamo scrivere:

K_c = [H₂S] / [H₂][S]

Poiché le concentrazioni di S e H₂S sono uguali all'equilibrio, possiamo sostituire [S] con [H₂S]:

K_c = [H₂S] / [H₂][H₂S]

Risolvendo questa equazione per [H₂], otteniamo:

[H₂] = 1 / K_c

Sostituendo il valore numerico di K_c, otteniamo:

[H₂] = 1 / 62

Calcolando questo, otteniamo [H₂] = 0,0161 M, che corrisponde alla risposta D. Quindi, la concentrazione di H₂ all'equilibrio è 0,0161 M.