EQUILIBRIO CHIMICO
SILSIS – VIII ciclo
Paola Morandi
CLASSE
2° I.T.C.S. con indirizzo biologico (biennio comune + triennio di indirizzo)
Quadro orario del biennio:
Chimica/SN
Laboratorio
1° anno
2° anno
4
2
4
2
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
N2O4
2 NO2
NB: NO2 è un gas tossico di colore rossastro; esiste anche nella forma dimerica incolore N2O4
COSA SIGNIFICA EQUILIBRIO CHIMICO ?
Pressione parziale, atm
NO2
N2O4
Tempo, sec
 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:
v1
N2O4
v2
2 NO2
 ma all’equilibrio le velocità delle due reazioni sono uguali: v1 = v2
Quindi le proprietà macroscopiche del sistema restano costanti,
ma i processi microscopici continuano bilanciandosi
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 N2O4
il rapporto
(P NO2)2eq
P N2O4 eq
2 NO2
è costante in un sistema chiuso, ad una certa T
tale rapporto viene definito “costante di equilibrio Keq”
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 N2O4
2 NO2
l’equilibrio viene raggiunto sia partendo dai reagenti che dai prodotti !
H2(g) + I2(g)
diretta
inversa
2 HI(g) 440°C
Reazione diretta
• inizio: [H2] = [I2] e [HI] = 0
Concentrazione
• man mano che la reazione procede:
[H2] e [I2]  e [HI]  (v1 )
• fino a quando [H2], [I2] e [HI]
raggiungono un valore costante
HI
H2, I2
0
0
Tempo 
 Tempo
v1 = v 2
equilibrio
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
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
(PA
)a
eq  (PB
)b
gas
eq
Le pressioni parziali P sono proporzionali alle concentrazioni molari:
PV = nRT
KC =
da cui P = (n/V)  RT
[C]ceq  [D]deq
[A]aeq  [B]beq
reazioni in soluzione
cioè P = [M]  RT
con KP = KC (RT)n
n = (c+d) – (a+b)
per n = 0 KP = KC
Keq dipende soltanto dalla temperatura
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 DINAMICO
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 !
aA + bB
vd
vi
cC + dD
all’equilibrio:
Reazione diretta
vdir = kdir [A]x [B]y
Reazione inversa
vinv = kinv [C]m [D]n
All’equilibrio:
KC =
vd = vi
kdir [A]x [B]y = kinv [C]m [D]n
[C]ceq  [D]deq
[A]aeq  [B]beq
=
kdir
kinv
kdir, inv = f(T)
Keq = f(T)
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
KC =
cC + dD + … xX
[C]ceq  [D]deq  …  [X]xeq
[A]aeq  [B]beq  …  [N]neq
Naturalmente: Keq (reazione diretta) =
Unità di misura : mol/l
È adimensionale se nr molireagenti = nr
moliprodotti
1
Keq (reazione inversa)
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=
[C]ciniziale  [D]diniziale
[A]ainiziale  [B]biniziale
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
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
G  0
G = 0
Keq  1
Keq  1
Keq = 1
equilibrio spostato verso i reagenti
equilibrio spostato verso i prodotti
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.
ESERCIZIO
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
Inizio
+
I2

2 HI
2
1
/
Variazione
-x
-x
2x
Equilibrio
2-x
1-x
2x
KC =
(2x)2
(1-x) (2-x)
= 50
[HI]eq = 2x = 1.870 M
da cui x = 0.935, perciò:
[H2]eq = 2-x = 1.065 M
[I2]eq = 1-x = 0.065 M
PRINCIPIO 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 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]deq
[A]aeq  [B]beq
 Si aggiunge A o B: l’equilibrio si sposta a dx in modo da consumare una
maggiore quantità di reagenti
aA + bB
cC + dD
 Si allontana C o D: l’equilibrio si sposta a dx per ripristinare il prodotto
allontanato
aA + bB
cC + dD
 Se si aggiunge un prodotto o si allontana un reagente, l’equilibrio si sposta a sinistra
ESEMPI
1. Consideriamo la seguente reazione:
H2 + I2  2 HI
2. Consideriamo la seguente reazione:
CaCO3(s)
aggiunta di H2
aggiunta di HI
allontanamento di I2
allontanamento di HI
spostamento a dx 
spostamento a sin 
spostamento a sin 
spostamento a dx 
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 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
2) Legge di Dalton delle pressioni parziali
Consideriamo l’equilibrio:
PV=nRT
Ptotale = p1 + p2 … + pn
2 A(g) + B(g)
C(g) + 4 D(g)
P  eq 
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
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)
NH3
Consideriamo la reazione:
N2
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
H2
Pi
2 Pi
V/2
V
Pf  2 Pi
V/2
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 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
Reazione endotermica, H  0
aA + bB  cC + dD + calore
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)
Consideriamo la seguente reazione esotermica:
2 NO2(g)  N2O4(g) + calore
rosso
25°C
incolore
raffreddo
equilibrio
25°C
scaldo
equilibrio
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
KC = 67.5 a 325°C
[H2] [I2]
KC = 50.0 a 450°C
La resa di HI diminuisce con l’aumento di T
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
VARIAZIONI DI PRESSIONE
Moli reagenti  moli prodotti
PERTURBAZIONE ed EFFETTO Aumento di P, spostamento a dx
PERTURBAZIONE ed EFFETTO Diminuzione di P, spostamento a sin
Moli reagenti  moli prodotti
PERTURBAZIONE ed EFFETTO Aumento di P, spostamento a sin
PERTURBAZIONE ed EFFETTO 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
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 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
UN ESEMPIO DI EQUILIBRIO ETEROGENEO
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
Kp CO2 = 1.04 atm a 900°C
CO2(g)
25°C
CO2(g)
CaCO3
CaCO3 CaO
CaCO3(s)
900°C
1.04 atm
 CaO(s) + CO2(g)
equilibrio
900°C
CaO
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
l’equilibrio non si raggiunge
la reazione va a completezza
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:
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
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 SOLUBILITÀ:
INTRODUZIONE
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 =
[Ag+] [Cl-]
[AgCl(s)]
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
Per un generico composto ionico:
AmBn(s)  mA(aq) + nB(aq)
Kps = [A]meq  [B]neq
Conoscendo il valore di Kps si può prevedere se in una soluzione si ha o meno
precipitazione in determinate condizioni.
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.
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
dell’acqua)
(lo scambio può avvenire anche tra due molecole di acqua:
H2O + H2O  H3O+ + OH- autoprotolisi
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
H
F-B + N-H
F
acido
H
base
F

H
F-BN-H
F
H
FORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASI
Un generico acido HA si dissocia in H2O secondo la reazione:
HA + H2O  H3O+ + AKC =
[H3O+]eq [A-]eq
[HA]eq
= 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 !
ESPERIENZE DI LABORATORIO
Modifiche 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)  Cr2O72-(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.
2.
3.
4.
5.
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
1.
2.
3.
4.
5.
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.
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 LABORATORIO
Prima esperienza
1. Scrivere la reazione che descrive l’equilibrio in fase gassosa e spiegare le
variazioni di colore del gas osservate
2. Spiegare come la temperatura influenza l’equilibrio chimico
Seconda esperienza
1. Scrivere la reazione che descrive l’equilibrio cromato/dicromato
2. Spiegare la variazione di colore osservata in seguito all’aggiunta dell’acido o della
base o di acido e base insieme
3. Spiegare in quale condizione si è osservata formazione di un precipitato e perché
4. 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 esame
2. Spiegare la variazione di colore in seguito al variare della temperatura
3. Spiegare la variazione di colore dopo aggiunta di nitrato d’argento
4. Provare a spiegare come funzionano le statuine segnatempo
Step
Variazione
introdotta
2
+ 1 M HCl
3
+ 1 M NaOH
etc.
2 CrO42-
+ 2 H+
Cr2O72-
+ H2O
cromato
+ HCl
cromato
bicromato
+ Ba(NO3)2
+ HCl
+ HCl
+ Ba(NO3)2
+ NaOH
+ NaOH
bicromato
+ NaOH
+ NaOH
+ HCl
cromato
bicromato
+ Ba(NO3)2
2 CrO42- + 2 H+  Cr2O72- + H2O