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EQUILIBRIO CHIMICO SILSIS – VIII ciclo Paola Morandi.

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Presentazione sul tema: "EQUILIBRIO CHIMICO SILSIS – VIII ciclo Paola Morandi."— Transcript della presentazione:

1 EQUILIBRIO CHIMICO SILSIS – VIII ciclo Paola Morandi

2 CLASSE 2° I.T.C.S. con indirizzo biologico (biennio comune + triennio di indirizzo) Quadro orario del biennio: 1° anno2° anno Chimica/SN Laboratorio

3 EQUILIBRIO CHIMICO: UN ESEMPIO Spesso le reazioni chimiche non sono complete: una parte dei reagenti è presente anche al termine della reazione Un esempio di equilibrio in fase gassosa: N 2 O 4 /NO 2 N 2 O 4 2 NO 2 NB: NO 2 è un gas tossico di colore rossastro; esiste anche nella forma dimerica incolore N 2 O 4

4 NO 2 N2O4N2O4 Tempo, sec Pressione parziale, atm Per qualsiasi concentrazione iniziale di NO 2 e/o N 2 O 4, la reazione NO 2 N 2 O 4 raggiunge una condizione di equilibrio La condizione di equilibrio è quella in cui le concentrazioni (ovvero le pressioni parziali) delle specie chimiche presenti rimangono costanti nel tempo Perché? una parte di N 2 O 4 continua a trasformarsi in NO 2 e viceversa: ma allequilibrio le velocità delle due reazioni sono uguali: v 1 = v 2 N 2 O 4 2 NO 2 v1v1 v2v2 COSA SIGNIFICA EQUILIBRIO CHIMICO ? Quindi le proprietà macroscopiche del sistema restano costanti, ma i processi microscopici continuano bilanciandosi

5 Esp.P 0 (atm) NO 2 P 0 (atm) N 2 O 4 P eq (atm) NO 2 P eq (atm) N 2 O 4 P eq NO 2 P eq N 2 O 4 (P eq NO 2 ) 2 P eq N 2 O ~ ~ ~ 511 costante di equilibrio K eq Sulla base di misure sperimentali è stato possibile definire un nuovo parametro: la costante di equilibrio (1864) N 2 O 4 2 NO 2 Per la reazione il rapportoè costante in un sistema chiuso, ad una certa T tale rapporto viene definito costante di equilibrio K eq (P NO 2 ) 2 eq P N 2 O 4 eq

6 Ricordiamoci che.... Sistema isolato: non può scambiare né energia né materia con lambiente Sistema chiuso: può scambiare energia ma non può scambiare materia con lambiente Sistema aperto: può scambiare sia energia che materia con lambiente Quindi in un sistema chiuso la massa complessiva di reagenti e prodotti rimane costante A mano a mano che la reazione procede non vi sono perdite di prodotti o aggiunte di reagenti

7 Come già osservato per la reazione lequilibrio viene raggiunto sia partendo dai reagenti che dai prodotti ! H 2(g) + I 2(g) 2 HI (g) 440°C 0 Tempo equilibrio Concentrazione H 2, I 2 HI N 2 O 4 2 NO 2 Reazione diretta inizio: [H 2 ] = [I 2 ] e [HI] = 0 man mano che la reazione procede: [H 2 ] e [I 2 ] e [HI] (v 1 ) fino a quando [H 2 ], [I 2 ] e [HI] raggiungono un valore costante Reazione inversa inizio: ho solo [HI] man mano che la reazione procede: [HI] e [H 2 ] e [I 2 ] (v 2 ) fino a quando [H 2 ], [I 2 ] e [HI] raggiungono un valore costante diretta inversa v 1 = v 2

8 è il rapporto tra le pressioni parziali/concentrazioni dei prodotti, ciascuna elevata ad una potenza pari al proprio coefficiente stechiometrico, e le pressioni parziali/concentrazioni dei reagenti, elevate ad una potenza uguale al proprio coefficiente stechiometrico. Consideriamo una generica reazione chimica in fase gassosa: aA + bB cC + dDK P = (P C ) c eq (P D ) d eq (P A ) a eq (P B ) b eq LA COSTANTE DI EQUILIBRIO [C] c eq [D] d eq [A] a eq [B] b eq Le pressioni parziali P sono proporzionali alle concentrazioni molari: PV = nRTda cui P = (n/V) RTcioè P = [M] RT K C = K eq dipende soltanto dalla temperatura gas reazioni in soluzione con K P = K C (RT) n n = (c+d) – (a+b) per n = 0 K P = K C

9 Tutte le reazioni chimiche raggiungono lequilibrio? In alcune reazioni le concentrazioni dei reagenti che rimangono quando il sistema raggiunge lequilibrio sono troppo piccole per essere misurate. In questo caso si dice che la reazione è andata a completezza. Esempio:H 2(g) + Cl 2(g) 2 HCl (g) In alcune reazioni le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti allequilibrio sono misurabili (reazioni reversibili). Esempio:H 2(g) + I 2(g) 2 HI (g) La K eq permette di prevedere quanto una reazione chimica procede verso la completezza (più grande è la K eq, più la reazione è spostata a destra). In generale: K eq 1favorita la formazione dei prodotti K eq 1favoriti i reagenti NB La K eq non dà informazioni sulla velocità di reazione !

10 EQUILIBRIO DINAMICO allequilibrio: v d = v i aA + bB cC + dD vdvd vivi Reazione direttav dir = k dir [A] x [B] y Reazione inversav inv = k inv [C] m [D] n Allequilibrio: k dir [A] x [B] y = k inv [C] m [D] n K C = = [C] c eq [D] d eq [A] a eq [B] b eq k dir k inv k dir, inv = f(T) K eq = f(T) Lequilibrio raggiunto dal sistema non è una condizione statica ma dinamica: le reazioni diretta e inversa continuano ad avvenire bilanciandosi. Lequilibrio si stabilisce quando le velocità della reazione diretta e inversa sono uguali !

11 RIASSUMENDO… Lequilibrio chimico è la condizione in cui le concentrazioni di tutte le specie chimiche presenti in un sistema sono costanti nel tempo Ogni reazione chimica, in un sistema chiuso, raggiunge nel tempo una condizione di equilibrio che può essere più o meno spostato verso i prodotti di reazione Ogni reazione chimica allequilibrio è caratterizzata da una costante di equilibrio, dipendente da T Per una generica reazione: aA + bB + … nN cC + dD + … xX K C = [C] c eq [D] d eq … [X] x eq [A] a eq [B] b eq … [N] n eq Naturalmente: K eq (reazione diretta) = K eq (reazione inversa) 1 Unità di misura : mol/l È adimensionale se nr moli reagenti = nr moli prodotti

12 IL QUOZIENTE DI REAZIONE Si può usare la k eq per prevedere in quale direzione procederà una reazione per ogni data concentrazione iniziale, cioè non di equilibrio, di reagenti e prodotti Definiamo Q = quoziente di reazione aA + bB cC + dDQ = In breve, se sono note le concentrazioni iniziali di reagenti e prodotti, si può prevedere la direzione in cui procederà la reazione nel modo seguente: per Q K eq la reazione procederà verso i prodotti fino a raggiungere lequilibrio per Q K eq la reazione procederà verso i reagenti fino allequilibrio per Q = K eq la reazione è già allequilibrio [A] a iniziale [B] b iniziale [C] c iniziale [D] d iniziale

13 EQUILIBRIO E TERMODINAMICA Esiste una relazione tra K eq ed energia libera di Gibbs G. Ricordiamo che: G = G prodotti – G reagenti G indica la spontaneità di un processo chimico G 0 K eq 1 equilibrio spostato verso i reagenti G 0 K eq 1 equilibrio spostato verso i prodotti G = 0 K eq = 1 non sono favoriti né i prodotti né i reagenti alleq. G = -RTlnK eq È quindi possibile calcolare la K eq di una reazione in condizioni standard (25°C, 1 atm) dal valore di energia libera standard di reagenti e prodotti.

14 ESERCIZIO In un recipiente da 1 l si introducono 2 moli di H 2 e 1 mole di I 2 a 440°C e si ha la reazione H 2 + I 2 2 HI (NB I 2 è solido a 25°C). Calcolare la concentrazione delle specie allequilibrio, sapendo che K c = 50 a 440°C. H 2 + I 2 2 HI Inizio2 1 / Variazione -x -x 2x Equilibrio 2-x 1-x 2x K C = = 50 da cui x = 0.935, perciò: (2x) 2 (1-x) (2-x) [HI] eq = 2x = M [H 2 ] eq = 2-x = M [I 2 ] eq = 1-x = M

15 PRINCIPIO DI Le Chatelier Un sistema che si trova in condizioni di equilibrio reagisce ad una perturbazione esterna in modo da ripristinare lequilibrio Lequilibrio può essere perturbato dalla variazione di: Concentrazione delle specie chimiche presenti Temperatura Pressione (nel caso di specie chimiche allo stato gassoso) Ricordiamoci che la K eq è una costante che dipende soltanto dalla T NB Lequilibrio non viene influenzato dalla presenza di un catalizzatore Un catalizzatore è un composto in grado di aumentare la velocità con cui è raggiunto lequilibrio chimico, senza modificarne la posizione

16 VARIAZIONE DI CONCENTRAZIONE Se in un sistema allequilibrio si varia la concentrazione di una delle specie presenti, lequilibrio si sposta in modo da compensare la variazione di concentrazione. Supponiamo che la seguente reazione sia allequilibrio: aA + bB cC + dD K C = [C] c eq [D] d eq [A] a eq [B] b eq Si aggiunge A o B: lequilibrio si sposta a dx in modo da consumare una maggiore quantità di reagenti Si allontana C o D: lequilibrio si sposta a dx per ripristinare il prodotto allontanato Se si aggiunge un prodotto o si allontana un reagente, lequilibrio si sposta a sinistra aA + bB cC + dD

17 ESEMPI 1. Consideriamo la seguente reazione: H 2 + I 2 2 HI aggiunta di H 2 spostamento a dx aggiunta di HIspostamento a sin allontanamento di I 2 spostamento a sin allontanamento di HIspostamento a dx 2. Consideriamo la seguente reazione: CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2(g) Operando in un recipiente aperto la CO 2 si allontana man mano che viene prodotta: ciò comporta lo spostamento dellequilibrio verso destra (con conseguente dissolvimento del carbonato di calcio) Quando si elimina un prodotto, si può far arrivare a completezza una reazione che altrimenti andrebbe allequilibrio !

18 VARIAZIONE DI PRESSIONE Se in un sistema allequilibrio in cui siano presenti uno o più gas si ha una variazione di pressione, allora le pressioni parziali (e quindi le concentrazioni) dei gas reagenti cambiano in corrispondenza. In particolare, ciò si verifica nel caso di reazioni in cui tra reagenti e prodotti varia il numero di moli allo stato gassoso, e quindi la pressione. RICORDIAMOCI: 1) Legge dei gas ideali P V = n R T 2) Legge di Dalton delle pressioni parziali P totale = p 1 + p 2 … + p n Consideriamo lequilibrio: 2 A (g) + B (g) C (g) + 4 D (g) In questo caso la reazione verso dx implica un aumento del numero di moli totali (da 3 a 5) e quindi di P Laumento di P fa spostare lequilibrio verso sinistra P eq

19 ESEMPI (1) 1. Consideriamo la seguente reazione: 2 CO (g) + O 2(g) 2 CO 2(g) La trasformazione dei reagenti nei prodotti comporta una diminuzione del numero di moli (da 3 a 2), quindi: - Se P allora spostamento a dx - Se P allora spostamento a sin 2.Consideriamo la seguente reazione: H 2 O (g) + CO (g) H 2(g) + CO 2(g) La reazione non comporta variazione del numero di moli tra reagenti e prodotti. In questo caso una perturbazione della pressione non comporta effetti sullequilibrio

20 ESEMPI (2) Consideriamo la reazione: N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) V PiPi V/2 2 P i P f 2 P i V/2 NH 3 N2N2 H2H2 N H 2 2 NH 3 N H 2 2 NH 3 N H 2 2 NH 3 Equilibrio Non equilibrio Equilibrio ristabilito Quando il volume viene dimezzato, lequilibrio si sposta a destra diminuisce il numero totale di molecole e quindi la pressione totale

21 VARIAZIONE DI TEMPERATURA Una variazione della temperatura influenza la posizione di un equilibrio perché cambia il valore della costante di equilibrio. Anche senza conoscere il valore della K eq alle diverse T, è possibile prevedere come si sposta lequilibrio in conseguenza ad una variazione di T. Per fare questa previsione devo sapere se la reazione è esotermica o endotermica: Reazione esotermica, H 0aA + bB cC + dD + calore Reazione endotermica, H 0aA + bB + calore cC + dD Il calore ceduto o assorbito può essere indicato nel simbolo di reazione insieme a reagenti e prodotti. Es: nel caso di una reazione esotermica, un aumento di T provoca lo spostamento dellequilibrio a sinistra; K eq diminuisce. Processi esotermici: favoriti da una diminuzione di T (K eq aumenta) Processi endotermici: favoriti da un aumento di T (K eq aumenta)

22 ESEMPI (1) Consideriamo la seguente reazione esotermica: 2 NO 2(g) N 2 O 4(g) + calore rosso incolore 25°C raffreddo 25°C scaldo equilibrio

23 ESEMPI (2) Consideriamo la seguente reazione esotermica: H 2(g) + I 2(g) 2 HI (g) + calore Se diminuisce la T, lequilibrio idrogeno-iodio si sposta verso destra: il calore così prodotto tende ad aumentare la T, contrapponendosi alla diminuzione iniziale di T. Il contrario per una diminuzione iniziale di T. Si può arrivare alla stessa conclusione se si conoscono i valori delle K eq alle due T. In questo caso ho che: K C = [HI] 2 [H 2 ] [I 2 ] K C = 67.5 a 325°C K C = 50.0 a 450°C La resa di HI diminuisce con laumento di T

24 RIASSUMENDO… PERTURBAZIONE EFFETTO Aumento di un reagente o diminuzione di un prodotto Spostamento a destra PERTURBAZIONE EFFETTO Diminuzione di un reagente o aumento di un prodotto Spostamento a sinistra REAZIONE ESOTERMICA PERTURBAZIONE ed EFFETTO Aumento di T, spostamento a sin Diminuzione di T, spostamento a dx REAZIONE ENDOTERMICA PERTURBAZIONE ed EFFETTO Aumento di T, spostamento a dx Diminuzione di T, spostamento a sin VARIAZIONI DI CONCENTRAZIONE VARIAZIONI DI TEMPERATURA

25 VARIAZIONI DI PRESSIONE Moli reagenti moli prodotti PERTURBAZIONE ed EFFETTO Aumento di P, spostamento a dx Diminuzione di P, spostamento a sin Moli reagenti moli prodottiPERTURBAZIONE ed EFFETTO Aumento di P, spostamento a sin Diminuzione di P, spostamento a dx Moli reagenti = moli prodotti PERTURBAZIONE ed EFFETTOAumento o diminuzione di P, nessun effetto Tutte le specie chimiche solide, liquide o sciolte in soluzione PERTURBAZIONE ed EFFETTO Aumento o diminuzione di P, nessun effetto

26 EQUILIBRI ETEROGENEI Sono gli equilibri in cui le sostanze coinvolte non sono tutte nello stesso stato di aggregazione (fasi gassose con fasi condensate) In questi sistemi la posizione dellequilibrio è indipendente dalla concentrazione di liquido o di solido presente, perché tale concentrazione è costante nel corso della reazione* Pertanto le concentrazioni delle specie condensate non compaiono nellespressione della K eq Solo le specie in fase gassosa determinano lequilibrio * [ ] è mol/l PM è g/mol [ ] PM = densità g/l la densità di un solido puro è costante, indipendentemente dalla quantità presente

27 CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2(g) K c = [CaO] eq [CO 2 ] eq [CaCO 3 ] eq Quindi K c = [CO 2 ] eq o in termini di pressioni parziali: K p = (p CO 2 ) eq UN ESEMPIO DI EQUILIBRIO ETEROGENEO K p CO 2 = 1.04 atm a 900°C CaCO 3 CaCO 3 CaO CaO CO 2(g) 25°C900°C 1.04 atm CO 2(g) 900°C CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2(g) CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2(g) equilibrio lequilibrio non si raggiunge la reazione va a completezza

28 Gli equilibri che si stabiliscono tra ioni in soluzione acquosa vengono interpretati secondo le leggi generali che regolano gli equilibri chimici. Verranno considerati due tipi di equilibri ionici: 1. Lequilibrio esistente tra un solido indisciolto e le sue specie disciolte (eq. di solubilità) 2.Lequilibrio che si stabilisce tra una specie indissociata ed i suoi ioni dissociati (eq. di dissociazione), che spesso riguarda ACIDI e BASI EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE Ricordiamo che: ELETTROLITA = sostanza che in soluzione si dissocia totalmente o parzialmente in ioni (cationi + e anioni -). Si distinguono: - Elettrolita forte, completamente dissociato (sali, alcuni acidi e basi) - Elettrolita debole, parzialmente dissociato (solo acidi e basi) Grado di dissociazione α = rapporto tra nr di molecole dissociate e nr totale di molecole

29 EQUILIBRI DI SOLUBILITÀ: INTRODUZIONE H 2 O + solido poco solubile soluzione SATURA: gli ioni di sale disciolto sono in equilibrio con il soluto non sciolto Esempio: AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) K C = ma [AgCl (s) ] è costante (vedi eq. eterogenei), quindi [Ag + ] [Cl - ] = K C [AgCl] = K ps K ps = prodotto di solubilitàè una costante che dipende da T [Ag + ] [Cl - ] [AgCl (s) ] Per un generico composto ionico: A m B n(s) mA (aq) + nB (aq) K ps = [A] m eq [B] n eq Conoscendo il valore di K ps si può prevedere se in una soluzione si ha o meno precipitazione in determinate condizioni.

30 ACIDI E BASI: INTRODUZIONE Nel corso dei secoli gli ACIDI e le BASI sono state definiti in vari modi, e ogni nuova definizione ha cercato di comprendere un numero progressivamente maggiore di casi. 1.Arrhenius Acido = sostanza che in H 2 O si dissocia in ioni H + e X - Es. HCl H + + Cl - Base = sostanza che in H 2 O si dissocia in ioni M + e OH - Es. NaOH Na + OH - 2.Brönsted-Lowry Acido = sostanza in grado di cedere protoniEs. HCl H + + Cl - Base = sostanza in grado di accettare protoniEs. NH 3 +H 2 O NH 4 + +OH - Alcune sostanze possono sia cedere che accettare protoni (anfoteri). Lacqua è un anfotero (lo scambio può avvenire anche tra due molecole di acqua: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - autoprotolisi dellacqua)

31 3.Lewis Acido = accettore di una coppia di elettroni (elettrofilo) Base = donatore di una coppia di elettroni (nucleofilo) La reazione tra un acido di Lewis e una base di Lewis porta alla formazione di un legame covalente DATIVO Es: F - B + N - H F - B N - H F H acido base

32 FORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASI Un generico acido HA si dissocia in H 2 O secondo la reazione: HA + H 2 O H 3 O + + A - K C = = K a costante di dissociazione acida Acido FORTEmolto dissociatoalti valori di K a Acido DEBOLEpoco dissociatobassi valori di K a NB gli acidi POLIPROTICI possono dare la dissociazione di più protoni H + ; generalmente le K a sono progressivamente più piccole negli stadi successivi al primo (es. H 3 PO 4 ). [H 3 O + ] eq [A - ] eq [HA] eq Stesso discorso vale per le basi !

33 ESPERIENZE DI LABORATORIO Modifiche dellequilibrio chimico Prima esperienza: spostamento dellequilibrio al variare di T Obiettivo: lesperienza permette di osservare uno degli esempi di equilibrio chimico illustrati nel corso della lezione. In particolare, si verificherà come un equilibrio in fase gassosa venga influenzato dal variare della temperatura. Note sicurezza: gli acidi utilizzati provocano gravi ustioni per contatto ed i loro vapori sono nocivi. I gas prodotti nel corso della reazione sono forti irritanti delle vie polmonari. Il solfato di rame è tossico. Tutte le operazioni richiedono luso di camice, guanti e occhiali. Evitare lingestione di soluzioni o solidi. Evitare di respirare i vapori degli acidi e i gas prodotti nel corso della sperimentazione (LAVORARE SOTTO CAPPA). In caso di contatto della pelle o degli occhi con gli acidi lavarsi abbondantemente con acqua corrente. Ricordarsi di aggiungere gli acidi allacqua e mai viceversa (lidratazione di alcuni acidi quali lacido solforico è fortemente esotermica), lentamente e senza produrre schizzi. Lavare bene tutto il materiale utilizzato e il banco di lavoro al termine dellesperimento.

34 Premessa: per portare in soluzione un metallo (ed ottenere i suoi composti) bisogna ossidarlo. Lo ione H 3 O + è in grado di ossidare la maggior parte dei metalli, ma non il rame (e tutti i metalli detti nobili). Per ossidare il rame è necessario utilizzare acidi che siano forti ossidanti, quali lacido solforico concentrato o lacido nitrico. Il rame metallico, in presenza di questi acidi, reagisce secondo la reazione: 3 Cu (s) + 2 HNO H 2 SO 4 3 CuSO NO (g) + 4 H 2 O NO (g) si ossida allaria per dare biossido di azoto NO 2(g). Materiali occorrenti: trucioli di rame – acido nitrico sol. 65% - acido solforico conc. – ghiaccio - vetreria. Esecuzione dellesperienza: 1.Porre dei trucioli di rame in una provetta e coprirli con circa 2 ml di acqua. 2.Sotto cappa aggiungere circa 2 ml di acido solforico conc., lentamente. 3.Sotto cappa aggiungere circa 2 ml di acido nitrico sol. 65% e chiudere velocemente la provetta con un tappo munito di tubo di sviluppo, raccogliendo il gas prodotto in un palloncino. Infine chiudere il palloncino con un tappo di gomma. Annotare il colore del gas prodotto. 4.Porre il palloncino in ghiaccio e lasciar raffreddare per almeno 15 minuti. Annotare il colore del gas. 5.Lasciar riscaldare il palloncino alla T ambiente (per es. tenere il palloncino tra le mani) e annotare il colore del gas.

35 Seconda esperienza: spostamento dellequilibrio al variare delle concentrazioni Obiettivo: lesperienza è un esempio di equilibrio ionico in soluzione. Essa permette di osservare come varia lequilibrio cromato/bicromato in seguito al variare della concentrazione delle specie chimiche coinvolte in tale equilibrio. Inoltre, la precipitazione di una delle specie chimiche coinvolte consente di ragionare sullequilibrio in fase eterogenea. Note sicurezza: i composti del cromo(VI) sono molto tossici se ingeriti. Anche se le quantità utilizzate in questo esperimento sono modeste, evitare assolutamente di ingerire le soluzioni. Evitare il contatto della pelle e degli occhi con tutti i reagenti utilizzati e nel caso di contatto lavarsi abbondantemente con acqua corrente. Indossare camice, guanti e occhiali. Lavare con sapone le mani al termine dellesperimento. Lavare bene anche tutto il materiale utilizzato e il banco di lavoro. Premessa : una soluzione acquosa di cromato di potassio è gialla; una soluzione acquosa di bicromato di potassio è arancione. Lequilibrio che verrà preso in considerazione è il seguente: 2 CrO 4 2- (aq) + 2 H + (aq) Cr 2 O 7 2- (aq) + H 2 O Laggiunta di nitrato di bario Ba(NO 3 ) 2 ad una soluzione contenente ioni cromato determina la precipitazione del cromato di bario BaCrO 4.

36 Materiali occorrenti: cromato di potassio sol. 0.1 M – bicromato di potassio sol. 0.1 M– acido cloridrico sol. 1 M – idrossido di sodio sol. 1 M – nitrato di bario sol. 0.1 M – vetreria (tubi da 13 x 100 mm). Esecuzione dellesperienza: Parte prima 1. In un tubo pulito versare ca. 1 ml (10 gocce) di CrO 4 2- sol. 0.1 M. In un secondo tubo pulito versare ca. 1 ml di Cr 2 O 7 2- sol. 0.1 M. Annotare il colore delle soluzioni. 2. A ciascun tubo aggiungere goccia a goccia (massimo 5 gocce) 1 M HCl e annotare il colore selle soluzioni. 3. Ripetere il punto 1 utilizzando due tubi puliti. Aggiungere a ciascun tubo, goccia a goccia (massimo 5 gocce) 1 M NaOH. Annotare il colore delle soluzioni. 4. Aggiungere ai tubi del punto 2 (+ HCl) 1 M NaOH (massimo 10 gocce). Annotare il colore delle soluzioni. 5. Aggiungere ai tubi del punto 3 (+ NaOH) 1 M HCl (massimo 10 gocce). Annotare il colore delle soluzioni. Parte seconda 1. In un tubo pulito versare ca. 1 ml (10 gocce) di 0.1 M CrO 4 2- e aggiungere 2 gocce di 1 M NaOH; aggiungere goccia a goccia 0.1 M Ba(NO 3 ) 2 ed osservare cosa succede. 2. In un tubo pulito versare ca. 1 ml di 0.1 M Cr 2 O 7 2- e aggiungere 2 gocce di 1 M HCl; aggiungere goccia a goccia 0.1 M Ba(NO 3 ) 2 e osservare cosa succede. 3. Aggiungere al tubo del punto 1 del 1 M HCl goccia a goccia e osservare. 4. Aggiungere al tubo del punto 2 del 1 M NaOH goccia a goccia e osservare. 5. Preparare due nuovi tubi: uno con ca. 1 ml di 0.1 M CrO 4 2- e uno con 1 ml di 0.1 M Cr 2 O Aggiungere ca. 5 gocce di 0.1 M Ba(NO 3 ) 2 e annotare cosa succede.

37 Terza esperienza: spostamento dellequilibrio al variare delle concentrazioni e di T Obiettivo: lesperienza è un esempio di equilibrio ionico in soluzione. Permette di osservare come varia lequilibrio tetraclorocobalto/esacquocobalto in seguito al variare della concentrazione di cloro e, inoltre, di valutare leffetto della temperatura sullequilibrio in esame. Infine tale esperienza consente un curioso richiamo alla vita di tutti i giorni. Note sicurezza: lacido cloridrico al 37% provoca gravi ustioni per contatto ed i suoi vapori sono nocivi. Tutte le operazioni richiedono luso di camice, guanti e occhiali. Evitare lingestione di soluzioni. Evitare di respirare i vapori dellacido (prelevare SOTTO CAPPA). In caso di contatto della pelle o degli occhi con lacido lavarsi abbondantemente con acqua corrente. Ricordarsi di aggiungere lacido allacqua e mai viceversa. Lavare bene tutto il materiale utilizzato e il banco di lavoro al termine dellesperimento. Premessa: lo ione Co 2+ manifesta la tendenza a legarsi con specie chimiche ricche di elettroni (basi di Lewis) quali H 2 O e ioni Cl -, formando ioni complessi spesso colorati. Lequilibrio che verrà preso in considerazione è il seguente: [Co(H 2 O) 6 ] Cl - + calore [CoCl 4 ] H 2 O Lo ione esacquocobalto è rosa e si forma sciogliendo CoCl 2 in acqua ; lo ione tetraclorocobalto è blu. Ricordiamo inoltre che:AgNO 3 + Cl - AgCl (s) + NO 3 -

38 Materiali occorrenti: CoCl 2 soluzione acquosa 0.4 M – HCl sol. 37% - AgNO 3 soluzione acquosa 0.1 M – ghiaccio – piastra riscaldante – vetreria. Esecuzione dellesperienza: 1. In una provetta versare circa 5 ml di 0.4 M CoCl 2 (soluzione rosa) e aggiungere goccia a goccia HCl 37% (sotto cappa) fino a colorazione intermedia tra rosa e blu. 2. Dividere il contenuto in tre provette A, B e C (questultima da usare come riferimento). 3. Immergere la provetta A in acqua bollente e la provetta B in acqua e ghiaccio. Annotare le variazioni di colore. 4. Ripetere il punto 1 e aggiungere 0.1 M AgNO 3 osservando come varia il colore. CURIOSITÀ : il colore delle statuine segnatempo varia dallazzurro (con il bel tempo) al rosa (quando volge al brutto e aumenta lumidità nellaria). La superficie di queste statuine è rivestita di un sale di Co 2+.

39 SCHEDA DI LABORATORIO Prima esperienza 1. Scrivere la reazione che descrive lequilibrio in fase gassosa e spiegare le variazioni di colore del gas osservate 2. Spiegare come la temperatura influenza lequilibrio chimico Seconda esperienza 1. Scrivere la reazione che descrive lequilibrio cromato/dicromato 2. Spiegare la variazione di colore osservata in seguito allaggiunta dellacido o della base o di acido e base insieme 3. Spiegare in quale condizione si è osservata formazione di un precipitato e perché 4. Facendo riferimento alla formazione del precipitato, spiegare perché si ottengono risultati diversi in presenza o in assenza dellacido o della base (quindi qual è leffetto dellacido o della base sulla reazione di precipitazione) Potete aiutarvi utilizzando la tabella alla pagina seguente Terza esperienza: 1. Scrivere la reazione che descrive lequilibrio in esame 2. Spiegare la variazione di colore in seguito al variare della temperatura 3. Spiegare la variazione di colore dopo aggiunta di nitrato dargento 4. Provare a spiegare come funzionano le statuine segnatempo

40 StepVariazione introdotta 2 CrO H + Cr 2 O H 2 O 2+ 1 M HCl 3+ 1 M NaOH etc.

41 + NaOH + HCl cromato bicromato + HCl + NaOH cromato + NaOH + Ba(NO 3 ) 2 + HCl bicromato + HCl + Ba(NO 3 ) 2 + NaOH cromato bicromato + Ba(NO 3 ) 2 2 CrO H + Cr 2 O H 2 O


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