I colori di un equilibrio… chimico

1. I colori di un equilibrio… chimico

2. MENÙ Premessateorica Obiettivi dell’esperimento Materiali Procedimento F ase1 F ase2 F ase3 Considerazioni finali Un altro esempio di equilibrio…

3. AB 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. 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. • K2Cr2O7 H2O2K+ + Cr2O72- • K2CrO4 H2O2K+ + 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 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 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. Cr2O72- + 2OH- 2CrO42- + H2O

9. 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. 2CrO42-+ 2H+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. 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. 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. 2011-2012) nel laboratorio di chimica del liceo classico “L.Manara” di Roma.