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Relazione di chimica - L’equilibrio di reazione

Scopo: verificare l’effetto della temperatura sull'equilibrio.

Materiali:

-Porta provette;
-Tre provette;
-Tre tappi;
-Pipetta;
-Becker con ghiaggio;
-Bunsen;
-Rame;
-HNO₃ ( 69%);
-Acqua;
-Becker;
-Palettina;
-Acqua distillata;
-Termometro;
-Bilancia;
-Navicella.

Procedimento:

L’esperimento va effettuato al di sotto di una cappa perché si sviluppa un gas tossico.
Prelevare del rame in granelli utilizzando la palettina e inserirlo in una delle tre provette. Fare lo stesso con le altre due. Se possibile, inserire all'interno delle tre provette la stessa quantità di rame. Per farlo, utilizzare una navicella e una bilancia per pesarne la giusta quantità. Posizionare le tre provette all'interno del porta provette. In ognuna di esse, inserire 1 ml di HNO₃ utilizzando la pipetta e chiudere con i tappi. Scaldare sul bunsen l’acqua contenuta in un becker fino ad arrivare a 80°C. Inserire nel becker contenente il ghiaccio una piccola quantità di acqua distillata. Delle tre provette lasciare la prima come campione; inserire la seconda all'interno del becker contenente ghiaccio; inserire la terza nel becker con acqua a 80°C. Verificare le varie reazioni.

Reazione:

Cu + 2HNO₃ --> CuNO₃ + NO₂ + H₂O
2NO₂ <--> N₂O₄

Osservazioni:

Inserendo HNO₃ all'interno della provetta, in essa si sviluppa immediatamente una reazione: il rame diventa verde e si produce un gas scuro.
Nella provetta inserita nel becker contenente il ghiaccio il colore diventa più chiaro, mentre nella provetta inserita nel becker contenente acqua a 80°C il colore diventa più scuro e nel giro di pochi secondi il tappo salta via.

Conclusioni:

La reazione 2NO₂ <--> N₂O₄ si trova in una situazione di equilibrio. Aumentando o diminuendo la temperatura però, l’equilibrio si sposta. Nel momento in cui la temperatura aumenta, quindi quando inseriamo la provetta nell'acqua calda, l’equilibrio si sposta verso il reagente, poiché NO₂ aumenta. La maggiore agitazione delle particelle e l’aumento del numero di moli portano addirittura a far saltare il tappo. Quando invece la temperatura diminuisce, quindi quando inseriamo la provetta all'interno del becker con il ghiaccio, l’equilibrio si sposta verso destra poiché diminuisce NO₂. La costante di equilibrio cambia quindi in base alla temperatura.
Keq = [N₂O₄]/[NO₂]
In questo caso, all'aumentare della temperatura diminuisce la costante di equilibrio. Ciò vuol dire che la reazione è esotermica. Se invece la reazione fosse endotermica, all'aumentare della temperatura aumenterebbe anche la costante di equilibrio. Da ciò possiamo dedurre il principio di Le Chatelier, secondo cui un sistema all'equilibrio, perturbato da un’azione esterna, reagisce in modo da ridurre l’effetto e raggiunge, se possibile, un nuovo stato di equilibrio. Se si riscalda un sistema all'equilibrio, si favorisce la reazione endotermica. In questo caso quindi, la reazione inversa. Al variare della pressione invece, la costante di equilibrio rimane la stessa. L’equilibrio però, si sposta dove vi sono meno moli. ( la pressione è direttamente proporzionale al numero di molecole). Se consideriamo la nostra reazione, all'aumentare della pressione l’equilibrio si sposterebbe verso i prodotti ( 1 mole i prodotti, 2 molti i reagenti. Quindi la pressione si sposta dalla parte di N₂O₄).

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