EQUILIBRIO CHIMICO

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 anno 2 anno
Chimica/SN Laboratorio 4 2 4 2
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
  N2O4/NO2

NB NO2 è un gas tossico di colore rossastro
esiste anche nella forma dimerica incolore N2O4
4
COSA SIGNIFICA EQUILIBRIO CHIMICO ?

• 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 allequilibrio le velocità delle due reazioni
  sono uguali v1 v2

Quindi le proprietà macroscopiche del sistema
restano costanti, ma i processi microscopici
continuano bilanciandosi
5
Sulla base di misure sperimentali è stato
possibile definire un nuovo parametro la
costante di equilibrio (1864)
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
Per la reazione
(P NO2)2eq
il rapporto è costante in un sistema chiuso, ad
una certa T tale rapporto viene definito
costante di equilibrio Keq
P N2O4 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 !
diretta
H2(g) I2(g) 2 HI(g) 440C

• 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

inversa
HI
Concentrazione

• 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

H2, I2
0 0
Tempo ? ? Tempo
v1 v2
equilibrio
8
LA COSTANTE DI EQUILIBRIO
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)deq
gas
(PA)aeq ? (PB)beq
Le pressioni parziali P sono proporzionali alle
concentrazioni molari PV nRT da cui P
(n/V) ? RT cioè P M ? RT
con KP KC (RT)?n ?n (cd) (ab)
per ?n 0 KP KC
KC
Keq dipende soltanto dalla temperatura
reazioni in soluzione
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 H2(g) Cl2(g) ? 2 HCl(g)
• In alcune reazioni le concentrazioni dei
  reagenti e dei prodotti allequilibrio 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 !
10
EQUILIBRIO DINAMICO
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 !

• allequilibrio vd vi

Reazione diretta vdir kdir Ax By Reazione
inversa vinv kinv Cm Dn Allequilibrio
kdir Ax By kinv Cm Dn KC
kdir, inv f(T) Keq f(T)
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
• KC

Cceq ? Ddeq ? ? Xxeq

• Unità di misura mol/l
• È adimensionale se nr molireagenti nr
  moliprodotti

Aaeq ? Bbeq ? ? Nneq
1
Naturalmente Keq (reazione diretta)
Keq (reazione inversa)
12
IL 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 lequilibrio
• per Q ? Keq la reazione procederà verso i
  reagenti fino allequilibrio
• per Q Keq la reazione è già allequilibrio

13
EQUILIBRIO 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 alleq.
• ?G -RTlnKeq
• È quindi possibile calcolare la Keq di una
  reazione in condizioni standard (25C, 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
  H2 e 1 mole di I2 a 440C e si ha la reazione H2
  I2 ? 2 HI (NB I2 è solido a 25C).
• Calcolare la concentrazione delle specie
  allequilibrio, sapendo che Kc 50 a 440C.

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
HIeq 2x 1.870 M H2eq 2-x 1.065
M I2eq 1-x 0.065 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 Keq 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 KC

• 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
aA bB cC dD
17
ESEMPI

• Consideriamo la seguente reazione H2 I2 ?
  2 HI
• aggiunta di H2 spostamento a dx ?
• aggiunta di HI spostamento a sin ?
• allontanamento di I2 spostamento a sin ?
• allontanamento di HI spostamento a dx ?
• 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 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
• Legge dei gas ideali P ?
  V n ? R ? T
• Legge di Dalton delle pressioni parziali
  Ptotale p1 p2 pn

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)

• 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
• 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 sullequilibrio

20
ESEMPI (2)
NH3
N2
Consideriamo la reazione N2(g) 3 H2(g) ?
2 NH3(g)
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, 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 Keq 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 ? 0 aA bB ? cC dD
  calore
• Reazione 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
  dellequilibrio a sinistra Keq diminuisce.
• Processi esotermici favoriti da una diminuzione
  di T (Keq aumenta)
• Processi endotermici favoriti da un aumento di T
  (Keq aumenta)

22
ESEMPI (1)
Consideriamo la seguente reazione esotermica
2 NO2(g) ? N2O4(g) calore
rosso incolore
25C raffreddo
25C scaldo
equilibrio
equilibrio
23
ESEMPI (2)
Consideriamo la seguente reazione esotermica
H2(g) I2(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 Keq
alle due T. In questo caso ho che KC
KC 67.5 a 325C KC 50.0 a 450C
La resa di HI diminuisce con laumento di T
24
RIASSUMENDO
VARIAZIONI DI CONCENTRAZIONE
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
VARIAZIONI DI TEMPERATURA
REAZIONE ESOTERMICA PERTURBAZIONE ed EFFETTO PERTURBAZIONE ed EFFETTO Aumento di T, spostamento a sin Diminuzione di T, spostamento a dx
REAZIONE ENDOTERMICA PERTURBAZIONE ed EFFETTO PERTURBAZIONE ed EFFETTO Aumento di T, spostamento a dx Diminuzione di T, spostamento a sin
25
VARIAZIONI DI PRESSIONE
Moli reagenti ? moli prodotti PERTURBAZIONE ed EFFETTO PERTURBAZIONE ed EFFETTO Aumento di P, spostamento a dx Diminuzione di P, spostamento a sin
Moli reagenti ? moli prodotti PERTURBAZIONE ed EFFETTO PERTURBAZIONE ed EFFETTO Aumento di P, spostamento a sin Diminuzione 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 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
  Keq
• 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
UN ESEMPIO DI EQUILIBRIO ETEROGENEO
CaCO3(s) ? CaO(s) CO2(g)
Quindi Kc CO2eq o in termini di pressioni
parziali Kp (p CO2)eq
Kp CO2 1.04 atm a 900C
CO2(g)
25C
900C 1.04 atm
900C
CO2(g)
CaCO3 CaCO3 CaO
CaO
CaCO3(s) ? CaO(s) CO2(g) CaCO3(s) ?
CaO(s) CO2(g)?
equilibrio lequilibrio
non si raggiunge la reazione va a
completezza
28
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE

• 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
• Lequilibrio esistente tra un solido indisciolto
  e le sue specie disciolte (eq. di solubilità)
• Lequilibrio che si stabilisce tra una specie
  indissociata ed i suoi ioni dissociati (eq. di
  dissociazione), che spesso riguarda ACIDI e BASI

• 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 a rapporto tra nr di
  molecole dissociate e nr totale di molecole

29
EQUILIBRI DI SOLUBILITÀ INTRODUZIONE

• H2O solido poco solubile ? soluzione
  SATURA
• gli ioni di sale disciolto sono in equilibrio
  con il soluto non sciolto

Ag Cl-
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
AgCl(s)
Per un generico composto ionico AmBn(s) ?
mA(aq) nB(aq) Kps Ameq ?
Bneq Conoscendo il valore di Kps 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.

• 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-
• Brönsted-Lowry
• Acido sostanza in grado di cedere protoni Es.
  HCl ? H Cl-
• Base sostanza in grado di accettare
  protoni Es. NH3H2O ? NH4 OH-
• Alcune sostanze possono sia cedere che accettare
  protoni (anfoteri).
• Lacqua è un anfotero (lo scambio può
  avvenire anche tra due molecole di acqua
  H2O H2O ? H3O OH- autoprotolisi
  dellacqua)

31

• 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

acido base
32
FORZA 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).
Stesso discorso vale per le basi !
33
ESPERIENZE DI LABORATORIOModifiche
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 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 lacido solforico concentrato o
  lacido 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 allaria per dare biossido di
  azoto NO2(g) .
• Materiali occorrenti trucioli di rame acido
  nitrico sol. 65 - acido solforico conc.
  ghiaccio - vetreria.
• Esecuzione dellesperienza
• Porre dei trucioli di rame in una provetta e
  coprirli con circa 2 ml di acqua.
• Sotto cappa aggiungere circa 2 ml di acido
  solforico conc., lentamente.
• 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.
• Porre il palloncino in ghiaccio e lasciar
  raffreddare per almeno 15 minuti. Annotare il
  colore del gas.
• 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 CrO42-(aq) 2 H(aq) ? Cr2O72-(aq) H2O
• Laggiunta di nitrato di bario Ba(NO3)2 ad una
  soluzione contenente ioni cromato determina la
  precipitazione del cromato di bario BaCrO4.

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
• 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.
• A ciascun tubo aggiungere goccia a goccia
  (massimo 5 gocce) 1 M HCl e annotare il colore
  selle soluzioni.
• 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.
• Aggiungere ai tubi del punto 2 ( HCl) 1 M NaOH
  (massimo 10 gocce). Annotare il colore delle
  soluzioni.
• Aggiungere ai tubi del punto 3 ( NaOH) 1 M HCl
  (massimo 10 gocce). Annotare il colore delle
  soluzioni.
• Parte seconda
• 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.
• 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.
• Aggiungere al tubo del punto 1 del 1 M HCl
  goccia a goccia e osservare.
• Aggiungere al tubo del punto 2 del 1 M NaOH
  goccia a goccia e osservare.
• Preparare due nuovi tubi uno con ca. 1 ml di
  0.1 M CrO42- e uno con 1 ml di 0.1 M Cr2O72-.
  Aggiungere ca. 5 gocce di 0.1 M Ba(NO3)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 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. Lequilibrio che
verrà preso in considerazione è il seguente
Co(H2O)62 4 Cl- calore ? CoCl42- 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-
38

• Materiali occorrenti CoCl2 soluzione acquosa 0.4
  M HCl sol. 37 - AgNO3 soluzione acquosa 0.1 M
  ghiaccio piastra riscaldante vetreria.
• Esecuzione dellesperienza
• 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.
• Dividere il contenuto in tre provette A, B e C
  (questultima da usare come riferimento).
• Immergere la provetta A in acqua bollente e la
  provetta B in acqua e ghiaccio. Annotare le
  variazioni di colore.
• Ripetere il punto 1 e aggiungere 0.1 M AgNO3
  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 Co2.

39
SCHEDA DI LABORATORIO

• Prima esperienza
• Scrivere la reazione che descrive lequilibrio
  in fase gassosa e spiegare le variazioni di
  colore del gas osservate
• Spiegare come la temperatura influenza
  lequilibrio chimico
• Seconda esperienza
• Scrivere la reazione che descrive lequilibrio
  cromato/dicromato
• Spiegare la variazione di colore osservata in
  seguito allaggiunta dellacido o della base o di
  acido e base insieme
• Spiegare in quale condizione si è osservata
  formazione di un precipitato e perché
• 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
• Scrivere la reazione che descrive lequilibrio
  in esame
• Spiegare la variazione di colore in seguito al
  variare della temperatura
• Spiegare la variazione di colore dopo aggiunta
  di nitrato dargento
• Provare a spiegare come funzionano le statuine
  segnatempo

40
Step Variazione introdotta 2 CrO42- 2 H Cr2O72- H2O
2 1 M HCl
3 1 M NaOH
etc.
41
cromato NaOH Ba(NO3)2
HCl
bicromato HCl Ba(NO3)2
NaOH
NaOH HCl
cromato bicromato
Ba(NO3)2
2 CrO42- 2 H ? Cr2O72- H2O