Premessa teorica
Considerazioni
finali
F
a
s
e
1
F
a
s
e
2
F
a
s
e
3
Un altro esempio di equilibrio…
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.
A
B
reazione diretta
reazione inversa
Studiare le dinamiche di un sistema all’equilibrio quando si
sottrae o si aggiunge un reagente al sistema .
1) 4 provette
2) 1 portaprovette
3) 2 beker da 200ml
4) 2 bacchette di vetro
5) 2 vetrini da orologio
6) bilancia tecnica
7) dicromato di potassio ( K2Cr2O7)
8) cromato di potassio (K2CrO4)
9) HCl sol. 1 M
10) NaOH sol 1M
Esecuzione dell’esperimento: fase 1
K2Cr2O7 H2O 2K+ + Cr2O72Dicromato di potassio
ione dicromato
K2CrO4 H2O 2K+ + CrO42Cromato di potassio
K2Cr2O7
ione cromato
K2CrO4
 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.
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
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 .
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
H+ + OH- → H2O
reazione:
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
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.
CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l)
Ca ++ (aq) + 2 HCO3- (aq)
Questa reazione molto frequente in natura è all’origine ad esempio dei fenomeni carsici…….
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.