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Fase1Fase1 Fase2Fase2 Fase3Fase3 Premessa teorica Premessa teorica Considerazioni finali finali Un altro esempio di equilibrio…Un altro esempio di equilibrio…

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Presentazione sul tema: "Fase1Fase1 Fase2Fase2 Fase3Fase3 Premessa teorica Premessa teorica Considerazioni finali finali Un altro esempio di equilibrio…Un altro esempio di equilibrio…"— Transcript della presentazione:

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2 Fase1Fase1 Fase2Fase2 Fase3Fase3 Premessa teorica Premessa teorica Considerazioni finali finali Un altro esempio di equilibrio…Un altro esempio di equilibrio…

3 Premessa teorica Le reazioni che non esauriscono completamente i reagenti per dare prodotti sono dette incomplete o reversibili: in tali trasformazioni i prodotti possono reagire fra loro per riformare i reagenti. Ad un certo stadio la concentrazione dei reagenti e dei prodotti si stabilizza su valori che si mantengono invariati nel tempo perché la velocità della reazione diretta ed inversa si eguagliano: la reazione ha raggiunto lequilibrio. A B reazione diretta reazione inversa

4 Studiare le dinamiche di un sistema allequilibrio quando si sottrae o si aggiunge un reagente al sistema.

5 1)4 provette 2)1 portaprovette 3)2 beker da 200ml 4)2 bacchette di vetro 5)2 vetrini da orologio 6)bilancia tecnica 7)dicromato di potassio ( K 2 Cr 2 O 7 ) 8)cromato di potassio (K 2 CrO 4 ) 9)HCl sol. 1 M 10) NaOH sol 1M

6 Dicromato di potassio ione dicromato Cromato di potassio ione cromato K 2 Cr 2 O 7 K 2 CrO 4

7 Con le soluzioni preparate si allestiscono 4 provette di cui 2 contenenti 4 ml di dicromato di potassio e le altre due contenenti 4 ml di cromato di potassio. 2 provette, una contenente dicromato di potassio e laltra cromato di potassio, serviranno da riferimento cromatico; le 2 restanti verranno utilizzate per effettuare le reazioni chimiche.

8 Nella provetta contenente il dicromato di potassio si versa idrossido di sodio (NaOH) 1 M goccia a goccia, fino a variare il colore della soluzione. Si osserva così il viraggio dallarancione al giallo. Cr 2 O OH - 2CrO H 2 O

9 Aggiungendo poi alcune gocce di acido cloridrico (HCl) sol. 1 M si può notare che il sistema regredisce alla colorazione originaria ovvero allarancione. Ciò accade perché gli ioni H + rilasciati da HCl reagiscono con gli ioni OH - rilasciati dallidrossido di sodio in soluzione, sottraendoli allequilibrio che si sposta verso sinistra. H + + OH - H 2 O Aggiungendo successivamente idrossido di sodio la soluzione ritorna gialla.

10 2CrO H + Cr 2 O H 2 O Gli ioni H + rilasciati da HCl in soluzione reagiscono con il cromato per dare il dicromato. Nella provetta contenente il cromato di potassio si versa acido cloridrico (HCl) sol. 1 M goccia a goccia fino alla variazione di colore. Si può osservare ad operazione terminata il viraggio dal giallo allarancione. Aggiungendo poi alcune gocce di NaOH sol. 1 M si può notare che il sistema regredisce alla colorazione originaria ovvero al giallo. Ciò accade perché gli ioni OH - rilasciati da NaOH reagiscono con gli ioni H + rilasciati da HCl sottraendoli allequilibrio che si sposta verso sinistra secondo la reazione: H + + OH - H 2 O

11 Aggiungendo poi alcune gocce di NaOH sol. 1 M si può notare che il sistema regredisce alla colorazione originaria ovvero al giallo. Ciò accade perché gli ioni OH - rilasciati da NaOH reagiscono con gli ioni H + rilasciati da HCl sottraendoli allequilibrio che si sposta verso sinistra secondo la reazione: H + + OH - H 2 O

12 Considerazioni finali…… Le evidenze sperimentali si possono così riassumere: Alla sottrazione di un reagente un sistema allequilibrio risponde spostandosi a sinistra e riformandolo. All aggiunta di un reagente un sistema allequilibrio risponde spostandosi verso destra e consumandolo. Il sistema pertanto ristabilisce lequilibrio spostandosi nella direzione in cui si riforma il componente sottratto o si consuma il componente aggiunto. Lo stato di equilibrio di un sistema è descritto da proprietà macroscopiche (ad es. il colore ) che lo caratterizzano.

13 CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) Ca ++ (aq) + 2 HCO 3 - (aq) Questa reazione molto frequente in natura è allorigine ad esempio dei fenomeni carsici…….

14 A cura della prof.ssa M. Laura Riccardi foto di Martina Mangione Tutti i contenuti della presentazione nelle loro varie forme si riferiscono ad una attività sperimentale progettata dalla prof.ssa M. Laura Riccardi e realizzata con la classe IA (a.s ) nel laboratorio di chimica del liceo classico L.Manara di Roma.


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