EQUILIBRIO CHIMICOEQUILIBRIO CHIMICO

SILSIS – VIII cicloSILSIS – VIII ciclo Paola MorandiPaola Morandi

CLASSECLASSE

2° I.T.C.S. con indirizzo biologico (biennio comune + triennio di indirizzo)

Quadro orario del biennio:

1° anno

2° anno

Chimica/SNLaboratorio

42

42

EQUILIBRIO CHIMICO: UN ESEMPIOEQUILIBRIO 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: N2O4/NO2

N2O4 2 NO2

NB: NO2 è un gas tossico di colore rossastro; esiste anche nella forma dimerica incolore N2O4

NO2

N2O4

Tempo, sec

Pre

ssio

ne p

arzi

ale,

atm

Per qualsiasi concentrazione iniziale di NO2 e/o N2O4, la reazione NO2 N2O4 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 N2O4 continua a trasformarsi in NO2 e viceversa:

ma all’equilibrio le velocità delle due reazioni sono uguali: v1 = v2

N2O4 2 NO2

v1

v2

COSA SIGNIFICA EQUILIBRIO CHIMICO ?COSA SIGNIFICA EQUILIBRIO CHIMICO ?

Quindi le proprietà macroscopiche del sistema restano costanti, ma i processi microscopici continuano bilanciandosi

Esp. P0 (atm)

NO2

P0 (atm)

N2O4

Peq (atm)NO2

Peq (atm)N2O4

Peq NO2

Peq N2O4

(Peq NO2)2

Peq N2O4

1 0.0 1.0 1.56 0.22 ~ 7 11

2 1.0 0.0 0.86 0.07 ~ 12 11

3 1.0 1.0 2.16 0.42 ~ 5 11

costante di equilibrio Keq

Sulla base di misure sperimentali è stato possibile definire un nuovo parametro: la costante di equilibrio (1864)

N2O4 2 NO2Per la reazione

il rapporto è costante in un sistema chiuso, ad una certa T

tale rapporto viene definito “costante di equilibrio Keq”

(P NO2)2eq

P N2O4 eq

Ricordiamoci che....

• Sistema isolato: non può scambiare né energia né materia con l’ambiente

• Sistema chiuso: può scambiare energia ma non può scambiare materia con l’ambiente

• Sistema aperto: può scambiare sia energia che materia con l’ambiente

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

Come già osservato per la reazione

l’equilibrio viene raggiunto sia partendo dai reagenti che dai prodotti !

H2(g) + I2(g) 2 HI(g) 440°C

0 0

Tempo Tempo

equilibrio

Con

cent

razi

one

H2, I2

HI

N2O4 2 NO2

Reazione diretta

• inizio: [H2] = [I2] e [HI] = 0

• man mano che la reazione procede: [H2] e [I2] e [HI] (v1 )

• fino a quando [H2], [I2] e [HI] raggiungono un valore costante

Reazione inversa

• inizio: ho solo [HI]

• man mano che la reazione procede: [HI] e [H2] e [I2] (v2)

• fino a quando [H2], [I2] e [HI] raggiungono un valore costante

diretta

inversa

v1 = v2

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 + dD KP =

(PC)ceq (PD)d

eq

(PA)aeq (PB)b

eq

LA COSTANTE DI EQUILIBRIOLA COSTANTE DI EQUILIBRIO

[C]ceq [D]d

eq

[A]aeq [B]b

eq

Le pressioni parziali P sono proporzionali alle concentrazioni molari:

PV = nRT da cui P = (n/V) RT cioè P = [M] RT

KC =

Keq dipende soltanto dalla temperatura

gas

reazioni in soluzione

con KP = KC (RT)n n = (c+d) – (a+b) per n = 0

KP = KC

Tutte le reazioni chimiche raggiungono l’equilibrio?

In alcune reazioni le concentrazioni dei reagenti che rimangono quando il sistema raggiunge l’equilibrio sono troppo piccole per essere misurate. In questo caso si dice che la reazione è andata a completezza.

Esempio: H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g)

In alcune reazioni le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti all’equilibrio sono misurabili (reazioni reversibili).

Esempio: H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

La Keq permette di prevedere quanto una reazione chimica procede verso la completezza (più grande è la Keq, più la reazione è “spostata a destra”). In generale:

Keq 1 favorita la formazione dei prodotti

Keq 1 favoriti i reagenti

NB La Keq non dà informazioni sulla velocità di reazione !

EQUILIBRIO DINAMICOEQUILIBRIO DINAMICO

all’equilibrio: vd = viaA + bB cC + dD

vd

vi

Reazione diretta vdir = kdir [A]x [B]y

Reazione inversa vinv = kinv [C]m [D]n

All’equilibrio: kdir [A]x [B]y = kinv [C]m [D]n

KC = =

[C]ceq [D]d

eq

[A]aeq [B]b

eq

kdir

kinv

kdir, inv = f(T)

Keq = f(T)

L’equilibrio raggiunto dal sistema non è una condizione statica ma dinamica: le reazioni diretta e inversa continuano ad avvenire bilanciandosi.

L’equilibrio si stabilisce quando le velocità della reazione diretta e inversa sono uguali !

RIASSUMENDO…RIASSUMENDO…

L’equilibrio 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 all’equilibrio è caratterizzata da una costante di equilibrio, dipendente da T

Per una generica reazione:

aA + bB + … nN cC + dD + … xX

KC = [C]c

eq [D]deq … [X]x

eq

[A]aeq [B]b

eq … [N]neq

Naturalmente: Keq (reazione diretta) = Keq (reazione inversa)

1

Unità di misura : mol/l

È adimensionale se nr molireagenti = nr moliprodotti

IL QUOZIENTE DI REAZIONEIL QUOZIENTE DI REAZIONE

• Si può usare la keq 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 + dD Q =

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 Keq la reazione procederà verso i prodotti fino a raggiungere l’equilibrio

per Q Keq la reazione procederà verso i reagenti fino all’equilibrio

per Q = Keq la reazione è già all’equilibrio

[A]ainiziale [B]b

iniziale

[C]ciniziale [D]d

iniziale

EQUILIBRIO E TERMODINAMICAEQUILIBRIO E TERMODINAMICA

Esiste una relazione tra Keq ed energia libera di Gibbs G.

Ricordiamo che: G = Gprodotti – Greagenti G indica la spontaneità di un processo chimico

G 0 Keq 1 equilibrio spostato verso i reagenti

G 0 Keq 1 equilibrio spostato verso i prodotti

G = 0 Keq = 1 non sono favoriti né i prodotti né i reagenti all’eq.

G = -RTlnKeq

È quindi possibile calcolare la Keq di una reazione in condizioni standard (25°C, 1 atm) dal valore di energia libera standard di reagenti e prodotti.

ESERCIZIOESERCIZIO

In un recipiente da 1 l si introducono 2 moli di H2 e 1 mole di I2 a 440°C e si ha la reazione H2 + I2 2 HI (NB I2 è solido a 25°C).

Calcolare la concentrazione delle specie all’equilibrio, sapendo che Kc = 50 a 440°C.

H2 + I2 2 HI

Inizio 2 1 /

Variazione -x -x 2x

Equilibrio 2-x 1-x 2x

KC = = 50

da cui x = 0.935, perciò:

(2x)2

(1-x) (2-x) [HI]eq = 2x = 1.870 M

[H2]eq = 2-x = 1.065 M

[I2]eq = 1-x = 0.065 M

PRINCIPIO DI Le ChatelierPRINCIPIO DI Le Chatelier

Un sistema che si trova in condizioni di equilibrio reagisce ad una perturbazione esterna in modo da ripristinare l’equilibrio

L’equilibrio può essere perturbato dalla variazione di:

• Concentrazione delle specie chimiche presenti • Temperatura• Pressione (nel caso di specie chimiche allo stato gassoso)

Ricordiamoci che la Keq è una costante che dipende soltanto dalla T

NB L’equilibrio non viene influenzato dalla presenza di un catalizzatore

Un catalizzatore è un composto in grado di aumentare la velocità con cui è raggiunto l’equilibrio chimico, senza modificarne la posizione

VARIAZIONE DI CONCENTRAZIONEVARIAZIONE DI CONCENTRAZIONE

Se in un sistema all’equilibrio si varia la concentrazione di una delle specie presenti, l’equilibrio si sposta in modo da compensare la variazione di concentrazione.

Supponiamo che la seguente reazione sia all’equilibrio:

aA + bB cC + dD KC =

[C]ceq [D]d

eq

[A]aeq [B]b

eq

Si aggiunge A o B: l’equilibrio si sposta a dx in modo da consumare una maggiore quantità di reagenti

Si allontana C o D: l’equilibrio si sposta a dx per ripristinare il prodotto allontanato

Se si aggiunge un prodotto o si allontana un reagente, l’equilibrio si sposta a sinistra

aA + bB cC + dD

aA + bB cC + dD

ESEMPIESEMPI

1. Consideriamo la seguente reazione: H2 + I2 2 HIaggiunta di H2 spostamento a dx aggiunta di HI spostamento a sin allontanamento di I2 spostamento a sin allontanamento di HI spostamento a dx

2. Consideriamo la seguente reazione: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

Operando in un recipiente aperto la CO2 si allontana man mano che viene prodotta: ciò comporta lo spostamento dell’equilibrio 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 all’equilibrio !

VARIAZIONE DI PRESSIONEVARIAZIONE DI PRESSIONE

Se in un sistema all’equilibrio 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 T2) Legge di Dalton delle pressioni parziali Ptotale = p1 + p2 … + pn

Consideriamo l’equilibrio: 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

L’aumento di P fa spostare l’equilibrio verso sinistra

P eq

ESEMPI (1)ESEMPI (1)

1. Consideriamo la seguente reazione: 2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(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: H2O(g) + CO(g) H2(g) + CO2(g)

La reazione non comporta variazione del numero di moli tra reagenti e prodotti. In questo caso una perturbazione della pressione non comporta effetti sull’equilibrio

ESEMPI (2)ESEMPI (2)

Consideriamo la reazione: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

V

Pi

V/2

2 Pi Pf 2 Pi

V/2

NH3

N2

H2

N2 + 3 H2 2 NH3 N2 + 3 H2 2 NH3 N2 + 3 H2 2 NH3 Equilibrio Non equilibrio Equilibrio ristabilito

Quando il volume viene dimezzato, l’equilibrio si sposta a destra diminuisce il numero totale di molecole e quindi la pressione totale

VARIAZIONE DI TEMPERATURAVARIAZIONE 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 Keq alle diverse T, è possibile prevedere come si sposta l’equilibrio in conseguenza ad una variazione di T. Per fare questa previsione devo sapere se la reazione è esotermica o endotermica:

Reazione esotermica, H 0 aA + bB cC + dD + caloreReazione endotermica, H 0 aA + 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 dell’equilibrio a sinistra; Keq diminuisce.

Processi esotermici: favoriti da una diminuzione di T (Keq aumenta)

Processi endotermici: favoriti da un aumento di T (Keq aumenta)

ESEMPI (1)ESEMPI (1)

Consideriamo la seguente reazione esotermica:

2 NO2(g) N2O4(g) + calore

rosso incolore

25°C raffreddo 25°C scaldo

equilibrio equilibrio

ESEMPI (2)ESEMPI (2)

Consideriamo la seguente reazione esotermica:

H2(g) + I2(g) 2 HI(g) + calore

Se diminuisce la T, l’equilibrio 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 Keq alle due T. In questo caso ho che:

KC =

[HI]2

[H2] [I2]

KC = 67.5 a 325°C

KC = 50.0 a 450°C

La resa di HI diminuisce con l’aumento di T

RIASSUMENDO…RIASSUMENDO…

PERTURBAZIONEEFFETTO

Aumento di un reagente o diminuzione di un prodottoSpostamento a destra

PERTURBAZIONEEFFETTO

Diminuzione di un reagente o aumento di un prodottoSpostamento a sinistra

REAZIONE ESOTERMICA

PERTURBAZIONE ed EFFETTOPERTURBAZIONE ed EFFETTO

Aumento di T, spostamento a sinDiminuzione di T, spostamento a dx

REAZIONE ENDOTERMICA

PERTURBAZIONE ed EFFETTOPERTURBAZIONE ed EFFETTO

Aumento di T, spostamento a dxDiminuzione di T, spostamento a sin

VARIAZIONI DI CONCENTRAZIONE

VARIAZIONI DI TEMPERATURA

VARIAZIONI DI PRESSIONE

Moli reagenti moli prodotti

PERTURBAZIONE ed EFFETTOPERTURBAZIONE ed EFFETTO

Aumento di P, spostamento a dxDiminuzione di P, spostamento a sin

Moli reagenti moli prodotti

PERTURBAZIONE ed EFFETTO PERTURBAZIONE ed EFFETTO

Aumento di P, spostamento a sinDiminuzione di P, spostamento a dx

Moli reagenti = moli prodotti

PERTURBAZIONE ed EFFETTO Aumento o diminuzione di P, nessun effetto

Tutte le specie chimiche solide, liquide o sciolte in soluzione

PERTURBAZIONE ed EFFETTOAumento o diminuzione di P, nessun effetto

EQUILIBRI ETEROGENEIEQUILIBRI 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 dell’equilibrio 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 nell’espressione della Keq

• Solo le specie in fase gassosa determinano l’equilibrio

* [ ] è mol/l

PM è g/mol

[ ] PM = densità g/l la densità di un solido puro è costante, indipendentemente dalla

quantità presente

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

Kc = [CaO]eq [CO2]eq

[CaCO3]eq

Quindi Kc = [CO2]eq

o in termini di pressioni parziali: Kp = (p CO2)eq

UN ESEMPIO DI EQUILIBRIO ETEROGENEOUN ESEMPIO DI EQUILIBRIO ETEROGENEO

Kp CO2 = 1.04 atm a 900°C

CaCO3 CaCO3 CaO CaO

CO2(g)

25°C 900°C 1.04 atm

CO2(g)

900°C

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

equilibrio l’equilibrio non si raggiunge

la reazione va a completezza

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. L’equilibrio esistente tra un solido indisciolto e le sue specie disciolte (eq. di solubilità)

2. L’equilibrio che si stabilisce tra una specie indissociata ed i suoi ioni dissociati (eq. di dissociazione), che spesso riguarda ACIDI e BASI

EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONEEQUILIBRI 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

EQUILIBRI DI SOLUBILITEQUILIBRI DI SOLUBILITÀ: À: INTRODUZIONEINTRODUZIONE

H2O + 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) KC =

ma [AgCl(s)] è costante (vedi eq. eterogenei), quindi [Ag+] [Cl-] = KC [AgCl] =

Kps

Kps = prodotto di solubilità è una costante che dipende da T

[Ag+] [Cl-]

[AgCl(s)]

Per un generico composto ionico:

AmBn(s) mA(aq) + nB(aq) Kps = [A]meq [B]n

eq

Conoscendo il valore di Kps si può prevedere se in una soluzione si ha o meno precipitazione in determinate condizioni.

ACIDI E BASI: INTRODUZIONEACIDI 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 H2O si dissocia in ioni H+ e X- Es. HCl H+ + Cl-

Base = sostanza che in H2O si dissocia in ioni M+ e OH- Es. NaOH Na + OH-

2. Brönsted-Lowry

Acido = sostanza in grado di cedere protoni Es. HCl H+ + Cl-

Base = sostanza in grado di accettare protoni Es. NH3+H2O NH4+

+OH-

Alcune sostanze possono sia cedere che accettare protoni (anfoteri).

L’acqua è un anfotero (lo scambio può avvenire anche tra due molecole di acqua: H2O + H2O H3O+ + OH- autoprotolisi dell’acqua)

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-BN-H

F H F H

F H F H

acido base

FORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASIFORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASI

Un generico acido HA si dissocia in H2O secondo la reazione:

HA + H2O H3O+ + A-

KC = = Ka costante di dissociazione acida

Acido FORTE molto dissociato alti valori di Ka

Acido DEBOLE poco dissociato bassi valori di Ka

NB gli acidi POLIPROTICI possono dare la dissociazione di più protoni H+; generalmente le Ka sono progressivamente più piccole negli stadi successivi al primo (es. H3PO4).

[H3O+]eq [A-]eq

[HA]eq

Stesso discorso vale per le basi !

ESPERIENZE DI LABORATORIOESPERIENZE DI LABORATORIOModifiche dell’equilibrio chimicoModifiche dell’equilibrio chimico

Prima esperienza: spostamento dell’equilibrio al variare di T

Obiettivo: l’esperienza 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 l’uso di camice, guanti e occhiali. Evitare l’ingestione 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 all’acqua e mai viceversa (l’idratazione di alcuni acidi quali l’acido solforico è fortemente esotermica), lentamente e senza produrre schizzi. Lavare bene tutto il materiale utilizzato e il banco di lavoro al termine dell’esperimento.

Premessa: per portare in soluzione un metallo (ed ottenere i suoi composti) bisogna ossidarlo. Lo ione H3O+ 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 l’acido solforico concentrato o l’acido nitrico. Il rame metallico, in presenza di questi acidi, reagisce secondo la reazione:

3 Cu(s) + 2 HNO3 + 3 H2SO4 3 CuSO4 + 2 NO(g) + 4 H2O

NO(g) si ossida all’aria per dare biossido di azoto NO2(g) .

Materiali occorrenti: trucioli di rame – acido nitrico sol. 65% - acido solforico conc. – ghiaccio - vetreria.

Esecuzione dell’esperienza:

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.

Seconda esperienza: spostamento dell’equilibrio al variare delle

concentrazioni

Obiettivo: l’esperienza è un esempio di equilibrio ionico in soluzione. Essa permette di osservare come varia l’equilibrio 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 sull’equilibrio 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 dell’esperimento. 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. L’equilibrio che verrà preso in considerazione è il seguente:

2 CrO42-

(aq) + 2 H+(aq) Cr2O7

2-(aq) + H2O

L’aggiunta di nitrato di bario Ba(NO3)2 ad una soluzione contenente ioni cromato determina la precipitazione del cromato di bario BaCrO4.

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 dell’esperienza: Parte prima

1. In un tubo pulito versare ca. 1 ml (10 gocce) di CrO42- sol. 0.1 M. In un secondo

tubo pulito versare ca. 1 ml di Cr2O72- 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 CrO42- e aggiungere 2

gocce di 1 M NaOH; aggiungere goccia a goccia 0.1 M Ba(NO3)2 ed osservare cosa succede.

2. In un tubo pulito versare ca. 1 ml di 0.1 M Cr2O72- e aggiungere 2 gocce di 1 M

HCl; aggiungere goccia a goccia 0.1 M Ba(NO3)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 CrO4

2- e uno con 1 ml di 0.1 M Cr2O7

2-. Aggiungere ca. 5 gocce di 0.1 M Ba(NO3)2 e annotare cosa succede.

Terza esperienza:

spostamento dell’equilibrio al variare delle concentrazioni e di T

Obiettivo: l’esperienza è un esempio di equilibrio ionico in soluzione. Permette di osservare come varia l’equilibrio tetraclorocobalto/esacquocobalto in seguito al variare della concentrazione di cloro e, inoltre, di valutare l’effetto della temperatura sull’equilibrio in esame. Infine tale esperienza consente un curioso richiamo alla vita di tutti i giorni.

Note sicurezza: l’acido cloridrico al 37% provoca gravi ustioni per contatto ed i suoi vapori sono nocivi. Tutte le operazioni richiedono l’uso di camice, guanti e occhiali. Evitare l’ingestione di soluzioni. Evitare di respirare i vapori dell’acido (prelevare SOTTO CAPPA). In caso di contatto della pelle o degli occhi con l’acido lavarsi abbondantemente con acqua corrente. Ricordarsi di aggiungere l’acido all’acqua e mai viceversa. Lavare bene tutto il materiale utilizzato e il banco di lavoro al termine dell’esperimento.

Premessa: lo ione Co2+ manifesta la tendenza a legarsi con specie chimiche ricche di elettroni (basi di Lewis) quali H2O e ioni Cl-, formando ioni complessi spesso colorati. L’equilibrio che verrà preso in considerazione è il seguente:

[Co(H2O)6]2+ + 4 Cl- + calore [CoCl4]2- + 6 H2O

Lo ione esacquocobalto è rosa e si forma sciogliendo CoCl2 in acqua ; lo ione tetraclorocobalto è blu. Ricordiamo inoltre che: AgNO3 + Cl- AgCl(s) + NO3

-

Materiali occorrenti: CoCl2 soluzione acquosa 0.4 M – HCl sol. 37% - AgNO3 soluzione acquosa 0.1 M – ghiaccio – piastra riscaldante – vetreria.

Esecuzione dell’esperienza:

1. In una provetta versare circa 5 ml di 0.4 M CoCl2 (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 (quest’ultima 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 AgNO3 osservando come varia il colore.

CURIOSITÀ : il colore delle statuine segnatempo varia dall’azzurro (con il bel tempo) al rosa (quando volge al brutto e aumenta l’umidità nell’aria). La superficie di queste statuine è rivestita di un sale di Co2+.

SCHEDA DI LABORATORIOSCHEDA DI LABORATORIO

Prima esperienza

1. Scrivere la reazione che descrive l’equilibrio in fase gassosa e spiegare le variazioni di colore del gas osservate2. Spiegare come la temperatura influenza l’equilibrio chimico

Seconda esperienza

1. Scrivere la reazione che descrive l’equilibrio cromato/dicromato2. Spiegare la variazione di colore osservata in seguito all’aggiunta dell’acido o della base o di acido e base insieme3. Spiegare in quale condizione si è osservata formazione di un precipitato e perché4. Facendo riferimento alla formazione del precipitato, spiegare perché si ottengono risultati diversi in presenza o in assenza dell’acido o della base (quindi qual è l’effetto dell’acido o della base sulla reazione di precipitazione)Potete aiutarvi utilizzando la tabella alla pagina seguente

Terza esperienza:

1. Scrivere la reazione che descrive l’equilibrio in esame2. Spiegare la variazione di colore in seguito al variare della temperatura3. Spiegare la variazione di colore dopo aggiunta di nitrato d’argento4. Provare a spiegare come funzionano le statuine segnatempo

Step Variazione introdotta

2 CrO42- + 2 H+ Cr2O7

2- + H2O

2 + 1 M HCl

3 + 1 M NaOH

etc.

+ NaOH + HCl

cromato bicromato

+ HCl + NaOH

cromato + NaOH + Ba(NO3)2 + HCl

bicromato + HCl + Ba(NO3)2 + NaOH

cromato bicromato

+ Ba(NO3)2

2 CrO42- + 2 H+ Cr2O7

2- + H2O