Chimica per il liceo/Equilibrio chimico/Esercizi

Esercizi sulla legge dell'equilibrio e calcolo della costante

Esercizio 1

In una reazione all'equilibrio del tipo A(g)+ B(g) ⇌ 2C(g), se si aumenta la pressione totale del sistema mantenendo la temperatura costante, l'equilibrio:

A) Si sposta verso destra.

B) Si sposta verso sinistra.

C) Non subisce variazioni.

D) La costante K_c aumenta.

Esercizio 2

In un reattore da 1,0 L a 500 K, vengono introdotte 2,0 mol di PCl₅. All'equilibrio, il PCl₅ si è dissociato al 40% secondo la reazione: PCl_5(g) ⇌ PCl_3(g) + Cl_2(g)

Calcola la costante di equilibrio K_c.

Esercizio 3

Si introduce una certa quantità di $N H_{4} H S_{(s)}$ in un contenitore vuoto. Il solido si decompone secondo l'equilibrio: $N H_{4} H S_{(s)} ⇌ N H_{3 (g)} + H_{2} S_{(g)}$ .

Se a una data temperatura la pressione totale all'equilibrio è di $0, 60 atm$ , calcola la $K_{p} .$

Esercizio 4:

Per l'equilibrio gassoso $2 C O_{(g)} + O_{2 (g)} ⇌ 2 C O_{2 (g)}$ , esprimere la relazione corretta del $Δ n$ da inserire nella formula $K_{p} = K_{c} (R T)^{Δ n} :$

A) $Δ n = + 1$

B) $Δ n = - 1$

C) $Δ n = 0$

D) $Δ n = - 2$

Esercizio 5:

Vengono mescolate $1, 0 mol$ di A e $1, 0 mol$ di B in un recipiente da $1, 0 L$ . Avviene la reazione A $_{(a q)} + B_{(a q)} ⇌ C_{(a q)} + D_{(a q)} .$ Sapendo che la costante di equilibrio $K_{c}$ è pari a 4,0, quante moli di C saranno presenti all'equilibrio?

Esercizio 6:

Se il valore numerico di una costante di equilibrio $K_{c}$ è estremamente grande ( $K_{c} ≫ 1$ ), significa che:

A) All'equilibrio il sistema è costituito quasi interamente dai reagenti.

B) La reazione è velocissima.

C) All'equilibrio la concentrazione dei prodotti è molto superiore rispetto a quella dei reagenti.

D) La reazione non è spontanea.

Esercizio 7:

In una soluzione satura di un sale poco solubile come $A g C l_{(s)} ⇌ A g_{(a q)}^{+} + C l_{(a q)}^{-}$ , l'aggiunta di NaCl provoca una diminuzione della solubilità di AgCl. Questo fenomeno prende il nome di:

A) Effetto tampone.

B) Effetto dello ione comune.

C) Idrolisi salina.

D) Catalisi omogenea.

Esercizio 8:

In un recipiente da $2, 0 L$ a temperatura costante, si stabilisce il seguente equilibrio: $2 S O_{2 (g)} + O_{2 (g)} ⇌ 2 S O_{3 (g)}$ . Le moli all'equilibrio sono: $n (S O_{2}) = 0, 40, n (O_{2}) = 0, 20, n (S O_{3}) = 0, 40.$ Calcola il valore della $K_{c} .$

Esercizio 9:

Una miscela contenente 3.9 moli di ossido di azoto e 0.88 moli di anidride carbonica è stata fatta reagire in un pallone di 3 litri a temperatura costante. L' equazione è

All’equilibrio sono presenti 0.11 moli di anidride carbonica. Calcola la costante di equilibrio della reazione.

Esercizio 10:

In un sistema eterogeneo costituito dall'equilibrio $C_{(s)} + C O_{2 (g)} ⇌ 2 C O_{(g)}$ , l'espressione corretta della costante di equilibrio $K_{p}$ è:

A) $K_{p} = \frac{(P_{C O})^{2}}{P_{C} \cdot P_{C O_{2}}}$

B) $K_{p} = \frac{(P_{C O})^{2}}{P_{C O_{2}}}$

C) $K_{p} = \frac{P_{C O_{2}}}{(P_{C O})^{2}}$

D) $K_{p} = \frac{2 \cdot P_{C O}}{P_{C O_{2}}}$

Esercizio 11:

In un contenitore sigillato viene introdotto del fosgene gassoso che si dissocia parzialmente secondo l'equilibrio: $C O C l_{2 (g)} ⇌ C O_{(g)} + C l_{2 (g)}$ .

All'equilibrio la pressione parziale di $C O C l_{2}$ è $0, 40 atm$ e la pressione totale del sistema è $1, 00 atm$ . Calcola il valore della $K_{p}$ .

Esercizio 12:

In un contenitore da $2, 0 L$ inizialmente vuoto, vengono introdotte $4, 0 mol$ di $H I$ .

Alla temperatura di $45 0^{\circ} C$ avviene la decomposizione: $2 H I_{(g)} ⇌ H_{2 (g)} + I_{2 (g)}$

Sapendo che all'equilibrio sono presenti $0, 4 mol$ di $I_{2}$ , calcola la costante di equilibrio $K_{c}$ .

Esercizio 13:

Abbiamo la reazione:

Sono presenti 15,28 g di e 3,12 g di .

Qual è il valore della costante di equilibrio Keq?

Esercizio 14:

Vengono introdotte 3 moli di e 1 mole di . La reazione è la seguente:

Determinare il valore della Kp sapendo che, raggiunto l'equilibrio, la pressione totale è 121,7 atm e il numero di moli totali è 4,824

Esercizio 15:

In quale delle seguenti reazioni una diminuzione del volume del contenitore (a temperatura costante) provoca uno spostamento dell'equilibrio verso i reagenti?

A) $N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} ⇌ 2 N H_{3 (g)}$

B) $H_{2 (g)} + C l_{2 (g)} ⇌ 2 H C l_{(g)}$

C) $N_{2} O_{4 (g)} ⇌ 2 N O_{2 (g)}$

D) $C O_{(g)} + 3 H_{2 (g)} ⇌ C H_{4 (g)} + H_{2} O_{(g)}$

Esercizio 16:

Quale delle seguenti affermazioni riguardanti un sistema chimico all'equilibrio è FALSA?

A) Le proprietà macroscopiche del sistema rimangono costanti nel tempo.

B) Le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti rimangono costanti.

C) Le reazioni diretta e inversa continuano ad avvenire con la stessa velocità.

D) All'equilibrio, le concentrazioni dei reagenti devono essere sempre numericamente uguali a quelle dei prodotti.

Data la reazione $N_{2} O_{4 (g)} ⇌ 2 N O_{2 (g)}$ con una $K_{c} = 4, 0 \times 1 0^{- 3}$ a una certa temperatura. Se in un reattore da $1, 0 L$ all'equilibrio la concentrazione di $N_{2} O_{4}$ è pari a $0, 10 M$ , qual è la concentrazione di $N O_{2}$ ?

A) $4, 0 \times 1 0^{- 4} M$

B) $2, 0 \times 1 0^{- 2} M$

C) $4, 0 \times 1 0^{- 2} M$

D) $1, 0 \times 1 0^{- 1} M$

Esercizio 18:

In un recipiente vuoto da $1, 0 L$ alla temperatura di $300 K$ , vengono introdotte $0, 50 mol$ di A e $0, 50 mol$ di B.

Si stabilisce il seguente equilibrio in fase gassosa: $A_{(g)} + 2 B_{(g)} ⇌ C_{(g)}$

All'equilibrio si nota che si sono formate $0, 15 mol$ di C.

Calcola il valore della costante di equilibrio $K_{c}$ .

Esercizio 19:

Si consideri la reazione di equilibrio: $C O_{(g)} + H_{2} O_{(g)} ⇌ C O_{2 (g)} + H_{2 (g)}$ . A una certa temperatura la $K_{c}$ è pari a 4,0.

Se all'equilibrio in un contenitore da $1, 0 L$ abbiamo $[C O] = 0, 20 M, [H_{2} O] = 0, 20 M e [C O_{2}] = 0, 40 M$ , qual è la concentrazione di idrogeno $[H_{2}]$ all'equilibrio?

Esercizio 20:

A una data temperatura, l'equilibrio eterogeneo $N H_{4} C O_{2} N H_{2 (s)} ⇌ 2 N H_{3 (g)} + C O_{2 (g)}$ presenta una costante di equilibrio $K_{p} = 2, 9 \times 1 0^{- 4}$ .

Calcola la pressione parziale del gas ammoniaca $(P_{N H_{3}})$ presente all'equilibrio quando il sale solido si decompone in un contenitore vuoto.

Esercizi sulla previsione delle concentrazioni all'equilibrio

Esercizio 21

Alla temperatura di 1000 gradi abbiamo la seguente reazione: $C O_{2} (g) + H_{2} (g) \overset{- ⇀}{↽ -} H_{2} O (g) + C O (g)$ .

La costante di equilibrio è di 1,5, e considerando che le concentrazioni iniziali di $C O$ e $H_{2} O$ sono entrambe di 1,0 mol/L, determina le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti all'equilibrio.

Esercizio 22:

Ad una determinata temperatura due moli di $N H_{3}$ vengono introdotte un recipiente del volume di 800 ml. Avviene la seguente reazione di dissociazione: $2 N H_{3} \overset{- ⇀}{↽ -} N_{2} + 3 H_{2}$ Calcolare il valore della Keq sapendo che ad equilibrio raggiunto è ancora presente 1 mole di $N H_{3}$ .

Esercizio 23:

Consideriamo la relazione: $F e O (s) + C O (g) \overset{- ⇀}{↽ -} F e (l) + C O_{2} (g)$

a) La concentrazione all'equilibrio di $C O_{2}$ è 6,2·10^-4 M e quella di $C O$ è 0,68·10^-4 M. Qual è il valore di K?
b) Quale concentrazione di $C O_{2}$ è in equilibrio con $C O$ di concentrazione 2,1·10^-4 M alla stessa temperatura?

Esercizio 24:

Abbiamo la reazione: $C O + H_{2} O \overset{- ⇀}{↽ -} C O_{2} + H_{2}$

Ci sono 6,50 moli di $C O$ , 0,65 moli di $H_{2} O$ , 0,68 moli di $C O_{2}$ , 0,68 moli di $H_{2}$ All'interno del recipiente sono introdotte 2,00 moli di H2O sotto forma di vapore. Mantenendo costante il volume e la temperatura, calcola le moli di CO e H2 nel nuovo equilibrio.

Esercizio 25:

Una miscela contenente 3.9 moli di ossido di azoto e 0.88 moli di anidride carbonica è stata fatta reagire in un pallone di 3 litri a temperatura costante. L' equazione è $N O (g) + C O_{2} (g) \overset{- ⇀}{↽ -} N O_{2} (g) + C O (g)$

All’equilibrio sono presenti 0.11 moli di anidride carbonica. Calcola la costante di equilibrio della reazione.

Esercizio 26:

Avendo la seguente reazione: $S O_{2} (g) + C l_{2} (g) \overset{- ⇀}{↽ -} S O_{2} C l_{2} (g)$

In un recipiente di 1 litro, sono presenti all’equilibrio 0.2 moli di $S O_{2}$ , 0.1 moli di $C l_{2}$ e 0.6 moli di $S O_{2} C l_{2}$ . Calcola la nuova composizione all’equilibrio se si aggiungono altre 0.2 moli di Cl2.

Esercizio 27:

Per la reazione a 25 °C: $H_{2} (g) + I_{2} (g) \overset{- ⇀}{↽ -} 2 H I (g)$

La costante di equilibrio è 49 mol/l . All'equilibrio ci sono 0,35 moli di $H I$ e 0,050 moli di $H_{2}$ . Calcola le moli di $I_{2}$ .

Esercizio 28:

Abbiamo la seguente reazione: $N_{2} O_{4} (g) \overset{- ⇀}{↽ -} 2 N O_{2} (g)$

0,100 mol di N₂O₄ sono introdotte in un recipiente da 1 L a 25 °C. K_c = 4,63 × 10⁻³. Calcola le concentrazioni all'equilibrio.

Esercizio 29:

Abbiamo la reazione: $N_{2} O_{4} (g) \overset{- ⇀}{↽ -} 2 N O_{2} (g)$

Sono presenti 15,28 g di $N_{2} O_{4}$ e 3,12 g di $N O_{2}$ .

Qual è il valore della costante di equilibrio Keq?

Esercizio 30:

Vengono introdotte 3 moli di $C O C l_{2}$ e 1 mole di $C l_{2}$ . La reazione è la seguente: $C O C L_{2} (g) \overset{- ⇀}{↽ -} C O (g) + C L_{2} (g)$

Determinare il valore della Kp sapendo che, raggiunto l'equilibrio, la pressione totale è 121,7 atm e il numero di moli totali è 4,824.

Esercizi sul quoziente di reazione

Esercizio 41:

L’idrogeno e lo iodio gassosi reagiscono per formare lo ioduro di idrogeno gassoso. La reazione ci è data da:

$H_{2} (g) + I_{2} (g) \overset{- ⇀}{↽ -} 2 H I (g)$

La costante di equilibrio per questa reazione a 25°C è pari 7.1 ∙ 102.

Le concentrazioni dei gas sono: [ $H_{2}$ ] = 0.81 M ; [ $I_{2}$ ] = 0.44 M e [ $H I$ ] = 0.58 M.ù

Prevedi in quale direzione avverrà la reazione.

Esercizio 42:

0.350 moli di $S O_{2}$ , 0.500 moli di $S O_{2} C l_{2}$ e 0.0800moli di $C l_{2}$ vengono messi in un recipiente avente volume pari a 5.00 L a 100°C. Calcolare Qc e prevedere in quale direzione procede la reazione $S O_{2} C l_{2} \overset{- ⇀}{↽ -} S O_{2} + C l_{2}$ sapendo che Kc a quella temperatura vale 0.078

Esercizio 43:

Calcolare Qc e prevedere in quale direzione procede la reazione $C O + H_{2} O \overset{- ⇀}{↽ -} C O_{2} + H_{2}$ sapendo che Kc = 1.0 e che le concentrazioni delle specie sono: [ $C O_{2}$ ] = 2.0 M , [ $H_{2}$ ] = 2.0 M , [ $C O$ ] = 1.0 M e [ $H_{2} O$ ] = 1.0 M.

Esercizio 44:

Data la reazione $N_{2} + 3 H_{2} \overset{- ⇀}{↽ -} 2 N H_{3}$ determinare Qc e prevedere in quale direzione procede la reazione sapendo che Kc = 0.040 e che [ $N_{2}$ ] = 0.04 M; [ $H_{2}$ ] = 0.09 M e [ $N H_{3}$ ] = 0.01 M.

Esercizio 45:

Abbiamo la seguente reazione con K_c = 4,2 × 10⁻⁸: $2 N O (g) + O_{2} (g) \overset{- ⇀}{↽ -} 2 N O_{2} (g)$ .

In un recipiente si misurano: [ $N O$ ] = 0,10 M, [ $O_{2}$ ] = 0,20 M, [ $N O_{2}$ ] = 1,0 × 10⁻⁵ M.

Calcola Q_c e stabilisci in che direzione procede la reazione

Esercizio 46:

In un contenitore da 1,0 L si trovano 3,0 mol di $H_{2}$ , 3,0 mol di F₂ e 6,0 mol di $H F$ , e abbiamo K_c = 1,15 × 10². La reazione è la seguente: $H_{2} (g) + F_{2} (g) \overset{- ⇀}{↽ -} 2 H F (g)$

Esercizio 47:

Abbiamo $P C l_{3} (g) + C l_{2} (g) \overset{- ⇀}{↽ -} P C l_{5} (g)$ ; con K_c = 49.

All'equilibrio si misura: [ $P C l_{3}$ ] = 0,20 M e [ $P C l_{5}$ ] = 0,70 M.

Trova la concentrazione di $C l_{2}$ all'equilibrio.

Esercizio 48:

In un sistema abbiamo: $C O (g) + H_{2} O (g) \overset{- ⇀}{↽ -} C O_{2} (g) + H_{2} (g)$

A 800 gradi, all'equilibrio, abbiamo K_c = 4,24 con: [ $C O$ ] = 0,30 M, [ $H_{2} O$ ] = 0,30 M, [ $C O_{2}$ ] = 0,55 M, [ $H_{2}$ ] = 0,55 M. Si aggiungono 0,20 mol/L di $C O$ . Calcola il nuovo Q e stabilisci la direzione del nuovo spostamento.

Esercizi sul principio di Le Chatelier

Esercizio 61

Considera il seguente equilibrio chimico in fase gassosa:

N₂(g)+3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) ΔH<0

In un recipiente chiuso all’equilibrio si effettuano le seguenti perturbazioni, una alla volta:

Si aumenta la pressione totale del sistema.
Si aumenta la temperatura.
Si aggiunge una certa quantità di ammoniaca (NH₃).
Si rimuove idrogeno (H₂).
Si aggiunge un catalizzatore.

Per ciascun caso, indica:

In quale direzione si sposta l’equilibrio (destra, sinistra, oppure nessuno spostamento).
Se la concentrazione di NH₃ aumenta, diminuisce o resta invariata.

Esercizio 62

Dato l’equilibrio 2HI(g) ⇄ H₂(g) + I₂(g) se all’equilibrio sono presenti 0.97 moli di HI, 0.18 moli di H₂ e 0.12 moli di I₂ in un recipiente di 10.0 L calcolare:

a) Il valore della costante di equilibrio

b) Il valore delle concentrazioni delle tre specie all’equilibrio dopo l’aggiunta di 0.40 moli di HI

Esercizio 63

Data la reazione:

2SO₃(g) + CO₂(g) → CS₂(g) + 4O₂(g) (ΔH > 0)

determina come si modifica la posizione dell’equilibrio quando:

a) aumentano le moli di CO₂

b) aumenta la temperatura

c) aumenta il volume

d) aumentano le moli di O₂

Esercizio 64

Considera la reazione di decomposizione del pentacloruro di fosforo:

PCl₅(g) m PCl₃(g) + Cl₂(g)

All’equilibrio, la concentrazione di PCl5 è 0,015 mol/L e Kc è uguale a 0,041 mol/L. Calcola la concentrazione di PCl₃ e Cl₂.

Esercizio 65

Determina quale effetto ha un aumento di temperatura sulla reazione:

2 H₂O(g) → H2(g) + O₂(g) (ΔH = 484 kJ)

che ha raggiunto l’equilibrio.

Esercizio 66

Considera la reazione di sintesi del triossido di zolfo:

2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g)

All’equilibrio, le concentrazioni di SO₂ e O₂ sono uguali a 0,005 mol/L e Kc è uguale a 85 (mol/L)^-1.

Calcola la concentrazione di SO₃

Esercizio 67

Considera il seguente equilibrio gassoso:

2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g)

La reazione diretta è esotermica.

1) Se si aggiunge O₂ al sistema all’equilibrio, in quale direzione si sposta l’equilibrio? Spiega il motivo.

2) Cosa succede all’equilibrio se il volume del recipiente viene diminuito?

3) Cosa accade se la temperatura aumenta? Spiega considerando che la reazione diretta è esotermica.

Esercizio 68

Considera la seguente reazione: CO(g) + H₂O(g) ⇌ CO₂(g) + H₂(g)

All’equilibrio, l’analisi chimica ha rilevato la presenza di 0,2 mol/L di CO, di 0,5 mol/L di H₂O, di 0,32 mol/L di H₂ e di 0,42 mol/L di CO₂. Calcola la costante di equilibrio Kc.

Esercizio 69

The synthesis reaction of hydrogen iodide is represented by the following reaction: H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2HI(g)

At equilibrium, the chemical analysis has detected the presence of 5.28 mol/L of H₂, of 0.12 mol/L of I₂ and of 5.64 mol/L of HI. Calculate the equilibrium constant Kc.

Esercizio 70

Consider the following equilibrium: H2(g) + Cl2(g) m 2 HCl(g)

Determine what happens to the equilibrium after:

a) A decrease in H₂ moles.

b) An increase in HCl moles.

c) An increase in Cl₂ moles.

Esercizio 71

Considera la seguente reazione

N₂ (g) + 3H₂ (g) ⇄ 2NH₃(g) esotermica

Segnare gli interventi che spostano a destra l’equilibrio, favorendo la formazione di NH_3.

Giustificare ciascun punto sulla base della relazione tra Q e Keq

1) aumento della concentrazione di N₂

2) diminuzione concentrazione H₂

3) aumento concentrazione NH₃

Esercizio 72

In un recipiente chiuso da 5,0 L viene introdotta una miscela gassosa alla temperatura di 450 °C in cui avviene l’equilibrio: N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)

All’equilibrio sono presenti:

1,0 mol di N2
3,0 mol di H2
2,0 mol di NH3

Successivamente il sistema subisce le seguenti perturbazioni, una alla volta.

Domande:

Scrivi l’espressione della costante di equilibrio Kc.
Calcola il valore di Kc.
Si aggiungono 2,0 mol di H2. Spiega, secondo il principio di Le Châtelier:
- in quale direzione si sposta l’equilibrio;
- cosa succede alla quantità di ammoniaca

Esercizio 73

In un recipiente chiuso è stabilito l'equilibrio:

N_2(g)+ 3H_2(g) ⇌ 2NH_3(g) + calore

Rispondi alle seguenti domande, spiegando il motivo di ogni risposta secondo il principio di Le Châtelier.

1) Cosa accade all'equilibrio se si aumenta la concentrazione di H₂?

2) Cosa accade all'equilibrio se si rimuove una parte di NH₃?

3) Cosa accade all'equilibrio se si aumenta la temperatura?

Esercizi sull'equilibrio di solubilità

Esercizio 81

testo

...

Soluzioni agli esercizi

Esercizio 1:
- C) Non subisce variazioni.

Esercizio 2:

Calcoliamo le moli dissociate: $2, 0 mol \times 0, 40 = 0, 8 mol$ .
Costruiamo la tabella delle moli (ICE):
- Iniziale: $n (P C l_{5}) = 2, 0; n (P C l_{3}) = 0; n (C l_{2}) = 0$
- Variazione: $Δ n (P C l_{5}) = - 0, 8; Δ n (P C l_{3}) = + 0, 8; Δ n (C l_{2}) = + 0, 8$
- Equilibrio: $n (P C l_{5}) = 1, 2; n (P C l_{3}) = 0, 8; n (C l_{2}) = 0, 8$
Poiché il volume è $1, 0 L$ , le concentrazioni molari equivalgono alle moli.
Applichiamo l'espressione della $K_{c}$ :
$K_{c} = \frac{[P C l_{3}] [C l_{2}]}{[P C l_{5}]} = \frac{0, 8 \times 0, 8}{1, 2} = \frac{0, 64}{1, 2} \approx 0, 533$

Esercizio 3:

Dalla stechiometria della reazione notiamo che per ogni mole di $N H_{3}$ prodotta si forma anche una mole di $H_{2} S$ . Trattandosi di gas in un unico contenitore, le loro pressioni parziali all'equilibrio saranno uguali: $P_{N H_{3}} = P_{H_{2} S} .$

La pressione totale è la somma delle pressioni parziali:

$P_{t o t} = P_{N H_{3}} + P_{H_{2} S} = 2 \cdot P_{N H_{3}} = 0, 60 atm ⟹ P_{N H_{3}} = P_{H_{2} S} = 0, 30 atm$

L'espressione della $K_{p}$ esclude il solido reagente:

$K_{p} = P_{N H_{3}} \cdot P_{H_{2} S} = 0, 30 \times 0, 30 = 0, 09$

Esercizio 4:

B) $Δ n = - 1$

Esercizio 5:

Impostiamo la tabella ICE (usando le concentrazioni, dato che $V = 1 L)$ :

Iniziale: $[A] = 1, 0; [B] = 1, 0; [C] = 0; [D] = 0$ $;$
Variazione: -x; -x; +x; +x
Equilibrio: 1,0 - x; 1,0 - x; x; x

Scriviamo l'equazione della costante di equilibrio:

$K_{c} = \frac{[C] [D]}{[A] [B]} ⟹ 4, 0 = \frac{x \cdot x}{(1, 0 - x) (1, 0 - x)} = \frac{x^{2}}{(1, 0 - x)^{2}}$

Estraendo la radice quadrata da entrambi i membri:

$2, 0 = \frac{x}{1, 0 - x}$

Risolviamo rispetto a x:

$2, 0 (1, 0 - x) = x ⟹ 2, 0 - 2, 0 x = x ⟹ 3, 0 x = 2, 0 ⟹ x = \frac{2, 0}{3, 0} \approx 0, 67 mol$

Dato che $[C] = x$ , all'equilibrio avremo $0, 67 mol$ di C.

Esercizio 6:

C) All'equilibrio la concentrazione dei prodotti è molto superiore rispetto a quella dei reagenti.

Esercizio 7:

B) Effetto dello ione comune.

Esercizio 8:

Troviamo le concentrazioni molari dividendo le moli per il volume(2,0 L):
- $[S O_{2}] = \frac{0, 40 mol}{2, 0 L} = 0, 20 M$
- $[O_{2}] = \frac{0, 20 mol}{2, 0 L} = 0, 10 M$
- $[S O_{3}] = \frac{0, 40 mol}{2, 0 L} = 0, 20 M$
Scriviamo l'espressione per $K_{c}$ e inseriamo i valori:

$K_{c} = \frac{[S O_{3}]^{2}}{[S O_{2}]^{2} [O_{2}]} = \frac{(0, 20)^{2}}{(0, 20)^{2} \times 0, 10} = \frac{0, 04}{0, 04 \times 0, 10} = \frac{1}{0, 10} = 10$

Esercizio 9: Keq= 1.76 mol/l

Esercizio 10: B) $K_{p} = \frac{(P_{C O})^{2}}{P_{C O_{2}}}$

Esercizio 11:

Sappiamo che la pressione totale è data dalla somma delle pressioni parziali dei singoli gas:

$P_{t o t} = P_{C O C l_{2}} + P_{C O} + P_{C l_{2}}$

Sostituiamo i valori noti: $1, 00 = 0, 40 + P_{C O} + P_{C l_{2}} ⟹ P_{C O} + P_{C l_{2}} = 0, 60 atm .$
Dalla stechiometria della reazione di dissociazione del fosgene puro, si nota che le moli prodotte di CO e $C l_{2}$ sono in rapporto 1:1, quindi le loro pressioni parziali devono essere uguali:

$P_{C O} = P_{C l_{2}} = \frac{0, 60}{2} = 0, 30 atm$

Calcoliamo la $K_{p}$ :

$K_{p} = \frac{P_{C O} \cdot P_{C l_{2}}}{P_{C O C l_{2}}} = \frac{0, 30 \times 0, 30}{0, 40} = \frac{0, 09}{0, 40} = 0, 225$

Esercizio 12:

Costruiamo la tabella delle moli (ICE) basandoci sulla stechiometria. Poiché si formano 0,4 mol di I2, si formeranno anche 0,4 mol di H2 e si consumeranno 2×0,4=0,8 mol di HI.
- Iniziale: $n (H I) = 4, 0; n (H_{2}) = 0; n (I_{2}) = 0$
- Variazione: $Δ n (H I) = - 0, 8; Δ n (H_{2}) = + 0, 4; Δ n (I_{2}) = + 0, 4$
- Equilibrio: $n (H I) = 3, 2; n (H_{2}) = 0, 4; n (I_{2}) = 0, 4$
Calcoliamo le concentrazioni all'equilibrio dividendo per il volume (V=2,0 L):
- $[H I] = \frac{3, 2}{2, 0} = 1, 6 M$
- $[H_{2}] = \frac{0, 4}{2, 0} = 0, 2 M$
- $[I_{2}] = \frac{0, 4}{2, 0} = 0, 2 M$
Sostituiamo nell'espressione della $K_{c}$ :

$K_{c} = \frac{[H_{2}] [I_{2}]}{[H I]^{2}} = \frac{0, 2 \times 0, 2}{(1, 6)^{2}} = \frac{0, 04}{2, 56} = 0, 015625 \approx 0, 0156$

Esercizio 13: Keq = 0,58 · 10^-2 mol/l

Esercizio 14: Kp = 17,43 atm

Esercizio 15: C) $N_{2} O_{4 (g)} ⇌ 2 N O_{2 (g)}$

Esercizio 16:D) All'equilibrio, le concentrazioni dei reagenti devono essere sempre numericamente uguali a quelle dei prodotti.

Esercizio 17:

Scriviamo l'espressione della costante di equilibrio:

$K_{c} = \frac{[N O_{2}]^{2}}{[N_{2} O_{4}]}$

Sostituiamo i valori noti nell'equazione:

$4, 0 \times 1 0^{- 3} = \frac{[N O_{2}]^{2}}{0, 10}$

Ricaviamo $[N O_{2}]^{2}$ :

$[N O_{2}]^{2} = 4, 0 \times 1 0^{- 3} \times 0, 10 = 4, 0 \times 1 0^{- 4}$

Estraiamo la radice quadrata per trovare la concentrazione:

$[N O_{2}] = \sqrt{4, 0 \times 1 0^{- 4}} = 2, 0 \times 1 0^{- 2} M$

Esercizio 18:

Costruiamo la tabella ICE tenendo conto che il volume è 1,0 L, quindi moli = concentrazione (M):
- Iniziale: [A] = 0,50; [B] = 0,50; [C] = 0
- Variazione: Poiché si formano $0, 15 mol/L$ di C, consumiamo $0, 15 mol/L$ di A e $2 \times 0, 15 = 0, 30 mol/L$ di B (per via del coefficiente stechiometrico 2).
- Equilibrio:
- $[A] = 0, 50 - 0, 15 = 0, 35 M [B] = 0, 50 - 0, 30 = 0, 20 M [C] = 0, 15 M$
Scriviamo l'espressione della costante $K_{c}$ ed inseriamo i valori calcolati:

$K_{c} = \frac{[C]}{[A] [B]^{2}} = \frac{0, 15}{0, 35 \times (0, 20)^{2}} = \frac{0, 15}{0, 35 \times 0, 04} = \frac{0, 15}{0, 014} \approx 10, 71$

Esercizio 19:

Scriviamo la relazione della costante d'equilibrio:

$K_{c} = \frac{[C O_{2}] [H_{2}]}{[C O] [H_{2} O]}$

Sostituiamo i valori noti all'interno dell'equazione:

$4, 0 = \frac{0, 40 \times [H_{2}]}{0, 20 \times 0, 20}$

Semplifichiamo il denominatore: $0, 20 \times 0, 20 = 0, 04.$

$4, 0 = \frac{0, 40 \times [H_{2}]}{0, 04}$

Isoliamo $[H_{2}]$ :

$4, 0 \times 0, 04 = 0, 40 \times [H_{2}] ⟹ 0, 16 = 0, 40 \times [H_{2}] ⟹ [H_{2}] = \frac{0, 16}{0, 40} = 0, 40 M$

Esercizio 20:

Trattandosi della decomposizione di un solido puro in un contenitore precedentemente vuoto, i prodotti gassosi si formano in base ai loro coefficienti stechiometrici. Se la pressione parziale di $C O_{2}$ all'equilibrio è x, quella di $N H_{3}$ sarà il doppio, cioè $2 x$ .
Scriviamo l'espressione per la $K_{p}$ (escludendo il solido):

$K_{p} = (P_{N H_{3}})^{2} \cdot P_{C O_{2}} = (2 x)^{2} \cdot x = 4 x^{3}$

Uguagliamo al valore numerico dato:

$4 x^{3} = 2, 9 \times 1 0^{- 4} ⟹ x^{3} = \frac{2, 9 \times 1 0^{- 4}}{4} = 7, 25 \times 1 0^{- 5}$

Estraiamo la radice cubica per trovare x $(P_{C O_{2}})$ :

$x = \sqrt[3]{7, 25 \times 1 0^{- 5}} \approx 0, 0417 atm$

Calcoliamo la pressione parziale dell'ammoniaca $(P_{N H_{3}})$ :

$P_{N H_{3}} = 2 x = 2 \times 0, 0417 \approx 0, 0834 atm \approx 0, 084 atm$

Esercizio 21:

Dopo aver verificato che la reazione è già bilanciata, osserviamo che le concentrazioni iniziali dei reagenti sono:

[ $C O$ ] = [ $H_{2} O$ ] =1,0 M

[ $C O_{2}$ ] = [ $H_{2}$ ] = 0 M

Indichiamo con x le concentrazioni dei prodotti all'equilibrio, quelle dei reagenti all’equilibrio si indicheranno quindi con (1,0 - x) M:

[ $C O_{2}$ ]_eq = [ $H_{2}$ ]_eq = x M

[ $C O$ ]_eq = [ $H_{2} O$ ]_eq = (1,0 - x) M

Sostituiamo questi valori nell’espressione della Keq,

Keq = [ $C O_{2}$ ] · [ $H_{2}$ ] / [ $C O$ ] · [ $H_{2} O$ ]

1,5 = x · x / (1,0 - x)·(1,0 - x)

risolviamo l'equazione di secondo grado e otteniamo un valore di x pari a 0,56 M, da cui si calcoliamo le seguenti concentrazioni di reagenti e prodotti all'equilibrio:

[CO] = [H₂O] = 0,44 M

[CO₂] = [H₂] = 0,56 M $N_{2}$

Esercizio 22:

Notiamo che per due moli d $N H_{3}$ che si decompongono, si formano una mole di azoto e tre moli di idrogeno. Nel recipiente vengono introdotte 2 moli di ammoniaca ma di queste se ne decompone soltanto una, infatti a fine reazione si ha ancora una mole di ammoniaca. Grazie a delle semplici proporzioni è possibile pertanto determinare le moli di $N_{2}$ prodotte e le moli di $H_{2}$ prodotte.

Determiniamo le moli di $N_{2}$ prodotte:

2 : 1 = 1: X

da cui:

X = 0,5 mol di $N_{2}$

Determiniamo le moli di $H_{2}$ prodotte:

2 : 3 = 1: X

da cui:

X = 1,5 mol $H_{2}$

Consideriamo una mole di ammoniaca reagita, le moli di prodotte sono quindi 0,5, mentre le moli di $H_{2}$ prodotte sono 1,5.

Determiniamo la molarità dividendo le rispettive moli per il volume in litri (800 ml = 0,8 l).

Si ha: [ $H_{2}$ ] = 1,5 mol / 0,8 l = 1,875 M

[ $N_{2}$ ] = 0,5 mol / 0,8 l = 0,625 M

[ $N H_{3}$ ] = 1 / 0,8 = 1,25 M

L'espressione della Keq è:

Keq = ([ $N_{2}$ ]·[ $H_{2}$ ] 3 ) / [ $N H_{3}$ ] 2 da cui:

Keq = ([ $N_{2}$ ] · [ $H_{2}$ ] 3 ) / [ $N H_{3}$ ] 2 = (0,625 · 1,875 3 )/(1,25 2 ) = 2,64

Quindi Keq = 2,64

Esercizio 23:

Keq = [ $C O_{2}$ ] / [ $C O$ ]

Nell'espressione della costante di equilibrio, non si tiene conto di $F e O$ e di $F e$ in quanto rispettivamente solido e liquido.

La concentrazione all'equilibrio di $C O_{2}$ è 6,2·10^-4 M mentre quella di $C O$ è 0,68·10^-4 M.

Sostituendo questi valori nell'espressione della costante di equilibrio, è possibile determinare il valore della Keq:

Keq = [ $C O_{2}$ ] / [ $C O$ ] = (6,2·10 -4 M) / (0,68 · 10 -4 M) = 9,11 .

Nella seconda parte dell'esercizio bisogna determinare la concentrazione di $C O_{2}$ se la concentrazione di $C O$ viene portata a 2,1·10^-4 mol/l.

Mantenendo costante la temperatura, il valore della costante di equilibrio non cambia e quindi: Keq = [ $C O_{2}$ ] / [ $C O$ ] = 9,11.

Sostituendo il valore della concetrazione di $C O$ nell'espressione della costante di equilibrio, è possibile, grazie a semplici passaggi matematici, ricavare il valore della concentrazione di $C O_{2}$ :

Keq = [ $C O_{2}$ ] / (2,1·10^-4 ) = 9,11 da cui: [CO2 ] = 9,11 · 2,1·10^-4 = 1,91 ·10^-3 mol/l

Quindi il valore della concentrazione di $C O_{2}$ in equilibrio con 2,1·10^-4 mol/l di $C O$ è 1,91 ·10^.3mol/l.

Esercizio 24: n( $C O$ ) = 5,99 mol; n( $H_{2}$ ) = 1,18 mol

Esercizio 25: Keq= 1.76 mol/l

Esercizio 26: $[S O_{2}]$ = 0.011 mol/l; $[C l_{2}]$ = 0.021 mol/l; $[S O_{2} C l_{2}]$ = 0.69 mol/l

Esercizio 27: [ $I_{2}$ ] = 0,050 mol/l

Esercizio 28: [ $N_{2} O_{4}$ ] = 0,0897 M; [ $N O_{2}$ ] = 0,0206 M

Esercizio 29: Keq = 0,58 · 10^-2 mol/l

Esercizio 30: Kp = 17,43 atm

Esercizio 41:

Qc = [ $H I$ ]2/ [ $H_{2}$ ][ $I_{2}$ ]

Sostituendo in tale espressione i valori dati si ha:

Qc = ( 0.58)2 / 0.81 ∙ 0.44 = 0.94

Poiché Qc < Kc l’equilibrio si sposterà verso destra con aumento della concentrazione di $H I$ e diminuzione dalla concentrazione di $H_{2}$ e $I_{2}$

Esercizio 42:

Qc = 0.0112 ; La reazione procederà verso destra.

Esercizio 43:

Qc = 4.0 ; La reazione procederà verso sinistra

Esercizio 44:

Qc = 3.4 ; La reazione procederà verso sinistra

Esercizio 45:

Q_c = 5,0×10⁻⁸ ; La reazione procederà verso sinistra

Esercizio 46:

Q_c = 4,0 ; La reazione procederà verso destra.

Esercizio 47:

[ $C l_{2}$ ] = 7,1 × 10⁻² M

Esercizio 48:

Q_c = 2,02 ; La reazione procederà verso destra.

Esercizio 61:
1. Aumento della pressione
  - Spostamento: verso destra
  - [NH₃]: aumenta
2. Aumento della temperatura
  - Spostamento: verso sinistra
  - [NH₃]: diminuisce
3. Aggiunta di NH₃
  - Spostamento: verso sinistra
  - [NH₃]: diminuisce (rispetto al valore subito dopo l’aggiunta)
4. Rimozione di H₂
  - Spostamento: verso sinistra
  - [NH₃]: diminuisce
5. Aggiunta di catalizzatore
  - Spostamento: nessuno
  - [NH₃]: invariata
Esercizio 62: a) Kc = 0.o23 b) [HI] = 0.119M; [H2] = 0.027 M; [I2] = 0.021 M
Esercizio 63: a) Si sposta a destra; b) Si sposta a destra; c) Si sposta a destra; d) Si sposta a sinistra
Esercizio 64: [PCl₃] = [Cl₂] = 0,025 mol/L
Esercizio 65: L’equilibrio si sposta a destra e aumenta il valore di Kc
Esercizio 66: 1,03 x 10^-1 mol/L
Esercizio 67: 1) Spostamento verso destra e aumento di produzione di SO₃_. 2) Spostamento verso destra. Il sistema favorisce il lato con meno moli di gas. 3) Spostamento verso sinistra. Diminuisce la quantità di SO₃ e aumentano SO₂ e O₂
Esercizio 68: Kc = 1,3
Esercizio 69: Kc = 50

Esercizio 70: a) Equilibrium moves to the left. b) Equilibrium moves to the left. c) Equilibrium moves to the right.
Esercizio 71: 1) Aumento della concentrazione di N₂ (si sposta a dex perché Q<Keq) 2) Diminuzione concentrazione H₂ (NO, si sposta a sin perché Q > Keq) 3) Aumento concentrazione NH₃ (NO, si sposta a sin perché Q > Keq)
Esercizio 72: 1) _{$\frac{[N H 3] 2}{[N 2] [H 2] 3}$}

2) Kc≈3,7

3) aumenta la produzione di NH₃ e diminuiscono parte di N₂ e H₂

Esercizio 73: 1) Si forma più NH₃ 2) Si produce altra ammoniaca. 3) diminuisce la quantità di NH₃.

Fonti

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General Chemistry Steps: protetto da Copyright però buon sito per spiegazioni ed esempi
Libro di testo scolastico