Dimostrazione del principio di Le Chatelier

Materiale

q   Porta provette

q   Tre provette con tappo

q   Due becker

q   Bunsen

q   Retina spargi fiamme

q   Giaccio

Tetraossido di azoto - N O

Diossido di diazoto - NO

Acqua

Descrizione della prova

Lavorando sotto cappa, prendere il tetraossido di azoto, una sostanza incolore, e miscelarla con il diossido di diazoto, color rosso bruno. Immediatamente si sprigiona un gas giallo intenso, che va racchiuso nelle tre provette precedentemente preparate.

Disposte le provette nel porta provette, decidere quale verrà utilizzata come riferimento, e poi procedere nella prova utilizzando le altre due.

Prendere un becker, riempirlo d'acqua, e metterlo a scaldare sul bunsen. Poi prendere l'altro, contenente del ghiaccio e introdurvi una delle provette. Una volta che l'acqua del primo è giunta ad ebollizione, inserirvi l'ultima provetta rimasta, e farla scaldare a bagnomaria.

Tendendo in considerazione sempre la provetta di riferimento, osservare i cambiamenti qualitativi del gas nelle altre due.

Annotazioni

q   La reazione da noi verificata in prova prende il nome di reazione di interconversione, perché i due gas tendono a trasformarsi uno nell'altro, e precisamente all'abbassarsi della temperatura è favorita la formazione del tetraossido di diazoto (incolore), mentre all'aumentare della temperatura è favorita la formazione di diossido di azoto (roso - bruno);

q   La provetta di riferimento presenta un gas di color giallo intenso;

q   Il gas contenuto nella provetta sottoposta a calore (scaldata a bagnomaria) si scurisce, tendendo all'arancione;

q   Il gas contenuto nella provetta sottoposta al freddo (immersa nel ghiaccio) si schiarisce, tendendo ad un giallo molto tenue;

q   La solubilità dei gas è minore a temperatura alta;

q   La reazione avvenuta nel nostro esperimento, quando è allo stadio di equilibrio, è la seguente:

N O 2 NO

q   Con l'aumento della temperatura, e la "trasformazione" dell'N O in NO , aumenta l'entropia, ovvero il disordine del sistema. Viceversa, quando è NO a divenire N O , al diminuire della temperatura, il sistema si ordina.

q   La costante di equilibrio espressa in funzione della concentrazione molare è:

[C] [D]

Kc =

[A] [B]

se la reazione ovviamente è: aA+ bB cC + dD

q   Detto ciò, la Kc della nostra prova risulterebbe:

[NO

Kc =

[N O

Grafici e conclusioni

Per quanto riguarda le osservazioni fatte relative alle tre provette, possiamo dire che: 1. quando il gas si "scuriva" era perché il calore ne faceva diminuire la solubilità, quindi nella miscela prevaleva l'NO (rosso scuro)

2. quando il gas si "schiariva" era perché l'abbassarsi della temperatura ne faceva aumentare la solubilità, quindi nella miscela prevaleva l'N O (incolore).

Ma perché avviene tutto ciò?

Nel passaggio da N O a NO , si rompe un legame azoto - azoto perché è stata fornita energia. A caldo quindi possiamo dire che prevale NO , perché fornendo energia al sistema esso l'ha consumata rompendo un legame.

Al contrario, sottraendo energia attraverso una diminuzione della temperatura, è N O a prevalere, perché togliendo il calore il sistema cerca di riprodurlo ripristinando il legame.

Spiegato ciò possiamo riallacciarci al principio di Le Chatelier, o dell'equilibrio mobile, che ci fa notare come il sistema si "sposti" verso destra o sinistra (intesi come estremità della formula di reazione) cercando di ristabilire l'equilibrio perduto a causa di un intervento esterno (che può essere di temperatura, come di pressione o di concentrazione). Tale principio dice infatti che: "quando un sistema in equilibrio chimico è perturbato da variazione di concentrazione, pressione (o volume) o temperatura, l'equilibrio si sposta vero sinistra (aumento della concentrazione dei prodotti) o verso destra (aumento della concentrazione dei reagenti) in modo tale che la nuova composizione del sistema tenda a controbilanciare l'effetto provocato dalla variazione".

Dimostrazione del principio di Le Chatelier

Materiale

q   Porta provette

q   Provette

q   Burette

q   Spatola

Solfocianuro di potassio - KSCN -

Cloruro ferrico - FeCl

Fosfato di sodio monobasico - NaH PO

Descrizione della prova

Prendere, utilizzando le burette, 20ml di solfocianuro di potassio e altrettanti di cloruro ferrico, quindi mischiare le due sostanze. Ottenuta un'unica soluzione da 40ml, suddividerla nelle quattro provette (circa 10ml a provetta). Tenendo la prima come riferimento, procedere nella prova utilizzando le altre tre.

Nella seconda e terza provetta, aggiungere i reagenti in forma solida, quindi altamente concentrata, nella quarta invece, mettere del fosfato di sodio monobasico, e osservare cosa accade.

Annotazioni

q   Il solfocianuro di potassio è una soluzione incolore;

q   Il cloruro ferrico è una soluzione gialla;

q   Dall'unione dei due reagenti, si ottiene del solfocianuro ferrico, di colore rosso - bruno;

q   La reazione che avviene in questa prova, nella sua condizione di equilibrio, è:

FeCl + 3SCN Fe (SCN) + 3KCl

q   La costante di equilibrio espressa in funzione della concentrazione molare è:

[C] [D]

Kc =

[A] [B]

se la reazione ovviamente è: aA+ bB cC + dD

q   Per quanto ci concerne la parte "fondamentale" della reazione è:

q   Fe+++ + SCN- Fe(SCN)++

q   La costante di equilibrio espressa in funzione della concentrazione molare è:

[Fe (SCN)++]

Kc =

[Fe+++] [SCN-]

Grafici e conclusioni

Partendo dalla prima provetta, quella di riferimento, che ha un colore bruno molto intenso, osserviamo come variano le altre tre:

la seconda provetta, in cui abbiamo aggiunto solfocianuro di potassio in polvere, assume una colorazione molto scura, perché aumentano gli ioni SCN-

la terza provetta, in cui abbiamo aggiunto cloruro ferrico in polvere, assume una colorazione molto scura, perché aumentano gli ioni Fe+++

la terza provetta, in cui abbiamo aggiunto il fosfato di sodio monobasico, tende a schiarirsi, diventando di un color giallo tenue, perché vengono sottratti gli ioni Fe+++.

Ma perché accade tutto ciò?

Nel momento in cui io ho aggiunto del cloruro ferrico, il sistema reagisce cercando di consumare il ferro che vi ho messo, e quindi gli ioni SCN- che erano ancora presenti nella soluzione, si legano al Fe+++ per ristabilire l'equilibrio. Nel caso del solfocianuro di potassio, le cose si svolgono allo stesso modo, solo che ora vendo aggiunto ioni SCN-, è Fe+++, rimasto nella soluzione, a reagire. Al contrario, mettendo il fosfato di sodio monobasico, questo reagisce sottraendo gli ioni Fe+++, così che il sistema reagisce cercando di produrne altri.

Spiegato ciò possiamo riallacciarci al principio di Le Chatelier, o dell'equilibrio mobile, che ci fa notare come il sistema si "sposti" verso destra o sinistra (intesi come estremità della formula di reazione) cercando di ristabilire l'equilibrio perduto a causa di un intervento esterno (che può essere di temperatura, come di pressione o di concentrazione). Tale principio dice infatti che: "quando un sistema in equilibrio chimico è perturbato da variazione di concentrazione, pressione (o volume) o temperatura, l'equilibrio si sposta vero sinistra (aumento della concentrazione dei prodotti) o verso destra (aumento della concentrazione dei reagenti) in modo tale che la nuova composizione del sistema tenda a controbilanciare l'effetto provocato dalla variazione".

Dimostrazione del principio di Le Chatelier

Materiale

q   Porta provette

q   Provette

q   Carta da filtro

q   Imbuto

q   Agitatore

Acido cloridrico - HCl -

Nitrato di piombo - Pb(NO

- AgNO

- H SO

Descrizione della prova

Prendere 2ml di acido cloridrico e 2ml di nitrato di piombo, versarli in una provetta ed aspettare che reagiscano. Avvenuta la reazione, separare il precipitato utilizzando un semplice filtro, ricordandosi però di bagnare leggermente la carta prima di procedere. Suddividere la soluzione rimasta in due provette ed aggiungere, nella prima H SO , mentre nella seconda AgNO . Osservare cosa accade

Ripetere la prova utilizzando insieme al nitrato di piombo del KI, quindi filtrare, suddividere in due provette, ed aggiungervi ancora AgNO in una e H SO nell'altra. Osservare le nuove reazioni.

Annotazioni

q   La reazione che avviene nella nostra prova è definita reazione incompleta, perché entrambi i reagenti restano in eccesso, ovvero non reagiscono del tutto;

q   La reazione che avviene nella prima prova  è:

Pb(NO + 2HCl PbCl + 2HNO

q   La reazione che avviene nella seconda prova è:

Pb(NO + 2KI KNO + PbI

q   PbCl è un precipitato di colore bianco;

q   PbI è un precipitato di colore giallo;

q   La costante di equilibrio espressa in funzione della concentrazione molare è:

[C] [D]

Kc =

[A] [B]

se la reazione ovviamente è: aA+ bB cC + dD

Grafici e conclusioni

Nella prima prova, quando aggiungiamo H SO , si forma un precipitato bianco, che ci indica la presenza del piombo, mentre aggiungendo AgNO , e ottenendo sempre un precipitato, abbiamo la riprova che vi è anche del Cl non reagito. Per quanto concerne la seconda prova, otteniamo del precipitato usando entrambi i reagenti, ad indicazione quindi che nella soluzione vi erano ancora del piombo e dello iodio.

Precisato ciò, si comprende il perché queste vengano definite reazioni incomplete: a dispetto di quanto dovrebbe succedere, non reagisco tutti i reagenti, e non ne avanza solo uno, ma nelle due prove entrambi restano in eccesso.

Questa prova ci permette però di verificare uno dei principi più importanti della chimica, mostrandoci infatti come il nostro sistema cerchi di ristabilire il proprio equilibrio, turbato dall'aggiunta di nuovi reagenti. Possiamo infatti riallacciarci al principio di Le Chatelier, o dell'equilibrio mobile, che ci fa notare come il sistema si "sposti" verso destra o sinistra (intesi come estremità della formula di reazione) cercando di ristabilire l'equilibrio perduto a causa di un intervento esterno (che può essere di temperatura, come di pressione o di concentrazione). Tale principio dice infatti che: "quando un sistema in equilibrio chimico è perturbato da variazione di concentrazione, pressione (o volume) o temperatura, l'equilibrio si sposta vero sinistra (aumento della concentrazione dei prodotti) o verso destra (aumento della concentrazione dei reagenti) in modo tale che la nuova composizione del sistema tenda a controbilanciare l'effetto provocato dalla variazione".