I colori di un equilibrio… chimico

Presentazione sul tema: "I colori di un equilibrio… chimico"— Transcript della presentazione:

1 I colori di un equilibrio… chimico

2 Obiettivi dell’esperimento Un altro esempio di equilibrio…
Premessa teorica Obiettivi dell’esperimento Materiali Procedimento F ase1 F ase2 F ase3 Considerazioni finali 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 l’equilibrio. A B reazione diretta reazione inversa

4 Obiettivi dell’esperimento
Studiare le dinamiche di un sistema all’equilibrio quando si sottrae o si aggiunge un reagente al sistema .

5 Materiali 4 provette 1 portaprovette 2 beker da 200ml
2 bacchette di vetro 2 vetrini da orologio bilancia tecnica dicromato di potassio ( K2Cr2O7) cromato di potassio (K2CrO4) HCl sol. 1 M NaOH sol 1M

6 Esecuzione dell’esperimento: fase 1
Allestire 100 ml di una soluzione di dicromato di potassio 0,1 M (2,94 g di dicromato di potassio in 100ml di soluzione). La soluzione assumerà una colorazione arancione per la presenza dello ione dicromato. K2Cr2O H2O K+ + Cr2O72- K2CrO H2O K+ + CrO42- ione dicromato Dicromato di potassio Allestire 100 ml di una soluzione di cromato di potassio 0,1 M (1,94 g cromato di potassio in 100 ml di soluzione). La soluzione assumerà una colorazione gialla per la presenza dello ione cromato. K2Cr2O7 ione cromato Cromato di potassio K2CrO4

7 Con le soluzioni preparate si allestiscono 4 provette di cui 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 l’altra cromato di potassio, serviranno da riferimento cromatico; le 2 restanti verranno utilizzate per effettuare le reazioni chimiche.

8 Esecuzione dell’esperimento: fase 2
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 dall’arancione al giallo. Cr2O OH CrO42- + H2O

9 Aggiungendo poi alcune gocce di acido cloridrico (HCl) sol
Aggiungendo poi alcune gocce di acido cloridrico (HCl) sol. 1 M si può notare che il sistema regredisce alla colorazione originaria ovvero all’arancione. Ciò accade perché gli ioni H+ rilasciati da HCl reagiscono con gli ioni OH- rilasciati dall’idrossido di sodio in soluzione, sottraendoli all’equilibrio che si “sposta “ verso sinistra . H+ + OH- → H2O Aggiungendo successivamente idrossido di sodio la soluzione ritorna gialla .

10 Esecuzione dell’esperimento: fase 3
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 all’arancione. 2CrO H Cr2O72- + H2O Gli ioni H + rilasciati da HCl in soluzione reagiscono con il cromato per dare il dicromato. 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 all’equilibrio che si sposta verso sinistra secondo la reazione: H+ + OH- → H2O

11 Aggiungendo poi alcune gocce di NaOH sol
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 all’equilibrio che si sposta verso sinistra secondo la reazione: H+ + OH- → H2O

12 Considerazioni finali……
Le evidenze sperimentali si possono così riassumere: Alla sottrazione di un reagente un sistema all’equilibrio risponde “spostandosi” a sinistra e riformandolo . All’ aggiunta di un reagente un sistema all’equilibrio risponde “spostandosi” verso destra e consumandolo . Il sistema pertanto ristabilisce l’equilibrio 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 Un altro esempio di equilibrio…..
CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l) Ca ++ (aq) + 2 HCO3- (aq) Un altro esempio di equilibrio….. Questa reazione molto frequente in natura è all’origine 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.