Concetti Chiave
- Nella prima parte dell'esperimento, due beute con carbonato di calcio e acido cloridrico mostrano come l'equilibrio chimico sia dinamico e reversibile in un sistema chiuso, mentre è completo e irreversibile in un sistema aperto.
- La seconda parte dimostra l'equilibrio di dissociazione del cloruro rameico, dove l'aggiunta di acqua favorisce la dissociazione in ioni, mentre l'aggiunta di acido cloridrico concentra l'associazione degli ioni.
- La terza parte esplora l'influenza della concentrazione dei reagenti sull'equilibrio chimico, evidenziando come la reazione tra acido cloridrico e idrossido di sodio modifichi il colore della soluzione da arancione a giallo.
- La quarta parte dell'esperimento rileva la presenza di diversi ioni attraverso reazioni chimiche specifiche, osservando variazioni di colore e la formazione di precipitati distintivi per ciascun ione.
- Conclusioni degli esperimenti mostrano che le reazioni chimiche in equilibrio sono influenzate dalla presenza di reagenti e dalla possibilità di formare prodotti attraverso interazioni con altri composti chimici.
Equilibrio chimico
Materiale: beute, carbonato di calcio, acido cloridrico, becher, acqua distillata, cloruro rameico, provette, cromato di potassio in soluzione, acido cloridrico in soluzione, idrossido di sodio in soluzione, apparecchio di scarano, idrossido di potassio in soluzione, zolfo-cianuro di potassio in soluzione, ferri-cianuro di potassio, acido solforico, cloruro stannoso, cloruro ferrico.
Procedimento:
1° parte: l’equilibrio chimico
Abbiamo preso due beute, abbiamo messo in ognuna delle beute 2 gr di carbonato di calcio; poi abbiamo aggiunto in entrambe 50mL.
2° parte: equilibrio di dissociazione
Dopo aver preso un becher, abbiamo posto in questo 10mL. di acqua distillata e alcuni grammi di cloruro rameico; quindi lo abbiamo posto a scaldare su una piastra. Successivamente abbiamo aggiunto altra acqua distillata, fino alla completa soluzione del cloruro rameico. Infine abbiamo versato nel becher alcune gocce di acido cloridrico concentrato.
3° parte: influenza della concentrazione dei reagenti sull’equilibrio chimico
Abbiamo preso 2 provette, abbiamo posto in esse 2mL di cromato di potassio, abbiamo aggiunto in entrambe qualche mL di acido cloridrico 1M. Nella seconda, immediatamente dopo aver inserito l’acido cloridrico, abbiamo aggiunto alcune gocce di idrossido di sodio.
4° parte: l’equilibrio chimico in soluzione
Abbiamo preso 4 provette, in ognuna abbiamo messo 3mL. di cloruro stannoso 0,01M, 3mL. di cloruro ferrico 0,01M e qualche goccia di acido cloridrico diluito, per acidificare l’ambiente; poi in ogni provetta abbiamo aggiunto diverse sostenze:
saggio per rilevare la presenza dello ione Sn2+
Abbiamo aggiunto alla soluzione alcuni mL di idrossido di potassio e, per verificare meglio la formazione dello ione, qualche goccia di ammoniaca.
saggio per rilevare la presenza dello ione Fe3+
Abbiamo aggiunto qualche mL di zolfo-cianuro di potassio diluito.
saggio per rilevare la presenza dello ione Sn4+
Per mezzo dell’apparecchio di scarano, abbiamo collegato una provetta, contenente acido solforico, con quella avente cloruro stannoso, cloruro ferrico e acido cloridrico, in modo tale che l’acido solforico evaporando finisse nell’altra provetta.
saggio per rilevare Fe2+
Abbiamo aggiunto un po’ di ferri-cianuro di potassio in soluzione.
Risultati:
1° parte: l’equilibrio chimico
Abbiamo osservato come nella prima beuta, quella chiusa ermeticamente, la reazione sia incompleta e reversibile, quindi come si sia cercato un equilibrio, apparentemente statico, ma in realtà dinamico tra la reazione diretta e la reazione inversa. Mentre nella seconda beuta notiamo come la reazione sia completa e irreversibile.
2° parte: equilibrio di dissociazione
Inizialmente la soluzione, satura, si andrà a colorare di verde; questo ad indicare la presenza di un sale indissociato. Poi aggiungendo altra acqua distillata, in modo da far tornare in completa soluzione il cloruro rameico, la soluzione apparirà azzurrina; questo per la presenza dello ione Cu ++.
CuCl2 + H2O 2HCl + CuO (reazione di equilibrio)
Con l’aggiunta di alcune gocce di acido cloridrico concentrato, abbiamo osservato un’ulteriore variazione di colore della soluzione, che è ritornata ad assumere il colore verde iniziale; questo perché si è riformato il cloruro rameico indissociato.
CuO + 2HCl CuCl2 + H2O
Abbiamo potuto constatare che l’aggiunta di acqua favorisce la dissociazione del sale e dei suoi ioni, mentre l’aggiunta dello ione Cl- favorisce la reazione opposta, cioè di associazione degli ioni.
3° parte: influenza della concentrazione dei reagenti sull’equilibrio chimico
2K2CrO4 + 2HCl K2Cr2O7 + H2O + 2KCl da giallo ad arancione
2K2CrO4 + 2HCl K2Cr2O7 + H2O + 2KCl HCl + NaOH NaCl + H2O da arancione a giallo
Nella seconda provetta, abbiamo sottratto alla soluzione in equilibrio l’acido cloridrico, grazie alla sua reazione con l’idrossido di sodio. Abbiamo fatto ricorso a questa reazione, poiché è impossibile sottrarre direttamente l’acido cloridrico, così, in chimica, ogniqualvolta risulta complicato sottrarre direttamente un componente, per diminuirne la concentrazione, si utilizza un altro composto che reagisce con esso.
4° parte: l’equilibrio chimico in soluzione
saggio per rilevare la presenza dello ione Sn2+
Abbiamo osservato la formazione di un materiale in sospensione di Sn(OH)2:
SnCl2 + FeCl3 + HCl + KOH Sn(OH)2 in sospensione
saggio per rilevare Fe3+
Abbiamo osservato un’immediata ed intensa colorazione rosso-sangue, dovuta a Fe(CNS)3:
SnCl2 + FeCl3 + HCl + KCNS Fe(CNS)3 variazione di colore in rosso-sangue
saggio per rilevare Sn4+
Abbiamo visto che l’acido solfidrico forma un precipitato giallo, il solfuro stannoso (SnS2):
FeS + 2HCl FeCl2 + H2S H2S + SnCl2 + FeCl3 + HCl
saggio per rilevare Fe2+
Abbiamo osservato la formazione di un precipitato azzurro di ferri-cianuro ferroso ( Fe3[Fe(CN)6]2), e la colorazione blu della soluzione:
SnCl2 + FeCl3 + HCl + K3Fe(CN)6 Fe3[Fe(CN)6]2 precipitato azzurro
Domande da interrogazione
- Qual è l'obiettivo principale dell'esperimento descritto nel testo?
- Come si manifesta l'equilibrio chimico nella prima parte dell'esperimento?
- Qual è l'effetto dell'aggiunta di acqua e acido cloridrico nella seconda parte dell'esperimento?
- Come viene influenzato l'equilibrio chimico dalla concentrazione dei reagenti nella terza parte dell'esperimento?
- Quali osservazioni sono state fatte nella quarta parte riguardo agli ioni Sn2+, Fe3+, Sn4+ e Fe2+?
L'obiettivo principale è studiare l'equilibrio chimico e come vari fattori, come la concentrazione dei reagenti, influenzano le reazioni chimiche.
Nella prima beuta chiusa, l'equilibrio chimico si manifesta come una reazione incompleta e reversibile, mentre nella seconda beuta aperta la reazione è completa e irreversibile.
L'aggiunta di acqua favorisce la dissociazione del cloruro rameico, mentre l'aggiunta di acido cloridrico favorisce la formazione del cloruro rameico indissociato, cambiando il colore della soluzione.
L'equilibrio chimico viene influenzato dalla reazione tra l'acido cloridrico e l'idrossido di sodio, che permette di sottrarre indirettamente l'acido cloridrico dalla soluzione, modificando il colore della soluzione.
Sono state osservate diverse reazioni: formazione di Sn(OH)2 in sospensione per Sn2+, colorazione rosso-sangue per Fe3+, precipitato giallo di SnS2 per Sn4+, e precipitato azzurro di ferri-cianuro ferroso per Fe2+.
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