Equilibri chimici e principio di Le Chateliër

Equilibri chimici e principio di Le Chateliër

PRIMO ESPERIMENTO:

Scopo:verificaresperimentalmente la validità del principio di Le Chateliër.

PRIMA PROVA

Materiale:-l becher (ris.:25 ml; fond.:100 ml);

- 2 pipette;

- 1 agitatore;

- 2 cilindri graduati (ris.:1 ml; fond.:50 ml; t ambientale ottimale: 20 °C):

primo cilindro: Fe(NO₃)₃ in soluzione acquosa 0,05 M

secondo cilindro: KSCN in soluzione acquosa 0,05 M;

- H₂O;

- alcuni cristalli di KSCN, Fe(NO₃)₃ ,Na₂HPO₄;

- 1 spatola.

Metodo: poiché il volume delle due soluzioni superava il fondoscala dei cilindri graduati, abbiamo innanzitutto estratto la quantità in eccedenza in modo che il volume risultasse di 50 ml per ognuna.

In seguito abbiamo versato in un unico becher tutto il contenuto dei due cilindri.

il prof. ci ha però detto che la soluzione risultava troppo concentrata e questo avrebbe comportato problemi nelle fasi seguenti della prova.

Dopo aver prelevato 10 ml della soluzione con le pipette li abbiamo versati in uno dei due cilindri rimasti vuoti 8 dopo averli accuratamente lavati e asciugati ); vi abbiamo aggiunto 40 ml di acqua distillata e abbiamo versato il tutto in un becher pulito aggiungendovi ancora 50 ml di acqua distillata precedentemente misurati con l'altro cilindro graduato.

Abbiamo gettato via la soluzione troppo concentrata rimanente, sciacquando e asciugando accuratamente il becher in cui essa era contenuta. Abbiamo quindi diviso la soluzione ottenuta con la diluizione nei quattro becher a nostra disposizione, in modo che in ognuno vi fossero 25 ml di soluzione.

Abbiamo aggiunto in un becher alcuni cristalli di tiocianato di potasssio ( prima prova ), in un altro alcuni cristalli di nitrato ferrico ( seconda prova) e nel terzo alcuni cristallini di fosfato acido di sodio solido ( terza prova ).

Abbiamo mescolato il contenuto dei vari becher e osservato cosa avveniva. Abbiamo tenuto da parte un becher con la soluzione iniziale senza aggiungerci nessuna sostanza, utilizzandolo come campione di riferimento, necessario per confrontare le colorazioni assunte dalle altre tre soluzioni a seguito delle successive prove.

Raccolta ed elaborazione dati sperimentali:  

V_i KSCN   _(aq) = ( 50 ±1 ) ml

V_i Fe(NO₃)_{3 (aq)} = ( 50±1 ) ml

V soluzione prelevata per la diluizione = ( 10±1 ) ml

V soluzione diluita = ( 50±1 ) ml

( sol. concentrata + 40 ml di H₂O) + ( 50±1 )ml _(H2O) = (100±2 ) ml

Le specie presenti nelle soluzioni iniziali contenute nei due cilindri possono essere evidenziate dalle seguenti equazioni di dissociazione:

a):

KSCN_(s) ^{H O}> K⁺_(aq) +SCN^-_(aq)

b):

Fe(NO₃)_3(s) ^{H O}> Fe³⁺_(aq) +3NO₃^-_(aq)

Dopo aver versato le due soluzioni in unico becher, notiamo che avviene istantaneamente una reazione che fa virare il colore del sistema. Mentre la soluzione di KSCN era trasparente e quella di Fe(NO₃)₃ gialla, la soluzione formatasi dal mescolamento di queste assume molto velocemente un colore tipo coca cola che diventa uniforme e non vira più. La reazione può essere rappresentata dalla seguente equazione ionica semplificata:

c):

SCN^-_(aq) +Fe³⁺_(aq) ^__>[FeSCN]²⁺_(aq)

Nella soluzione rimangono comunque immersi ioni K⁺ e NO₃^- .

Di solito, se vogliamo che una reazione vada a completamento senza che ci siano reagenti in eccesso, occorre combinarli in quantità proporzionali ai coefficienti stechiometrici dell'equazione che rappresenta la reazione.

Poiché dalla c) si vede che i coefficienti di entrambe le specie di reagenti, sono uguali, abbiamo versato nello stesso contenitore volumi uguali delle due soluzioni, poiché queste avevano uguale concentrazione molare, essendo quindi sicuri di avere un numero uguale di moli di ioni SCN^- e Fe³⁺

Questo perché, come si vede dalla a) e dalla b), le moli di KSCN e K⁺ per la prima soluzione e quelle di Fe(NO₃)₃ e Fe³⁺ per la seconda soluzione sono tra loro correlate dal rapporto proporzionalità 1. Così facendo prendendo un'uguale quantità di soluzione di KSCN e Fe(NO₃)₃ avevamo un numero di moli di SCN^- uguale a quello di Fe³⁺.

Se per esempio la a) fosse stata   KSCN_(s) ^{H O}> 3K⁺(aq) (inventata), avremmo dovuto prendere un volume di soluzione di KSCN pari a un terzo del volume di soluzione di Fe(NO₃)_3.

Dopo che era avvenuta la reazione c), la soluzione si colorava di marrone/rosso, abbiamo ipotizzato che questo colore fosse dato dagli ioni [FeSCN]²⁺ formati ; poiché le soluzioni iniziali di KSCN e Fe(NO₃)₃ , che non lo contenevano, non avevano questo colore.

Poiché in seguito avremmo dovuto osservare cambiamenti di colore della soluzione dovuti all'aggiunta dei vari cristalli, abbiamo diluito la soluzione per diminuire la concentrazione, altrimenti il color coca cola sarebbe stato così intenso da "mascherare" e rendere non apprezzabili i successivi cambiamenti di colore.

PRIMA PROVA

Aggiungendo alcuni cristalli di tiocianato di potassio solido, dopo aver mescolato la soluzione con l'agitatore di vetro, notiamo che il colore vira e diventa più scuro rispetto a quello della soluzione campione.

La nostra ipotesi secondo la quale il colore rosso/marrone era dato dagli ioni [FeSCN]²⁺ presenti in soluzione ci porta ad ipotizzare che al concentrazione di questi ultimi, dopo aver aggiunto KSCN_(s), sia aumentata, poiché è aumentata l'intensità del colore.

I cristallini di KSCN, dopo essere stati immersi nella soluzione, si dissolvevano secondo l'equazione a); aumentavano di conseguenza i reagenti dell'equazione c). Questi venivano consumati per produrre spontaneamente [FeSCN]²⁺. Il sistema tendeva quindi ad annullare l'effetto della perturbazione, utilizzando gli ioni SCN^- aggiunti. Da notare che se questi ultimi vengono utilizzati per formare [FeSCN]²⁺ questi si devono legare a ioni Fe³⁺, sempre secondo la a). Di conseguenza in soluzione dovevano ancora essere presenti ioni Fe³⁺.

Ma come è possibile, visto che abbiamo preso quantità di reagenti per far avvenire la reazione rappresentata dalla c) stechiometricamente in proporzione? Ipotizziamo che la reazione non sia quindi andata a completamento, ma abbia raggiunto l'equilibrio. Di conseguenza, nella soluzione campione erano presenti, ( a parte gli ioni K⁺ e NO₃^- ) oltre agli ioni [FeSCN]²⁺, anche ioni SCN^- e Fe³⁺.

Il sistema non era però chiuso.

E' anche vero però che durante la reazione non si formavano gas e l'evaporazione si poteva ragionevolmente considerare trascurabile.

Non avvenivano approssimativamente scambi di materia con l'esterno e il sistema si poteva considerare chiuso. Era possibile quindi che il sistema avesse raggiunto l'equilibrio.

Dopo aver aggiunto nel secondo becher alcuni cristallini di Fe(NO₃)₃ e aver mescolato la soluzione con l'agitatore, abbiamo notato che il colore della soluzione virava, diventando più scuro del colore della soluzione campione, ma più chiaro del colore della soluzione della prima prova. Analogamente a quest'ultima, i cristalli di Fe(NO₃)₃ si dissociava secondo la b); aumentavano quindi gli ioni NO₃^- in soluzione ( che però non prendiamo in considerazione perché non presenti nella c) ) gli Fe³⁺. Di conseguenza, aumentavano anche i reagenti dell'equazione c). Il sistema agiva nella direzione che annullava l'effetto della perturbazione, diminuendo la quantità di ioni Fe³⁺ aggiunti, che venivano utilizzati per produrre [FeSCN]²⁺.

La concentrazione di questi ultimi aumentava:ecco spiegato l'aumento dell'intensità di calore della soluzione rispetto a quella campione. Anche questa volta la reazione doveva essere all'equilibrio, poiché dovevano essere presenti ioni SCN^-, per legarsi a quelli Fe³⁺ aggiunti.

Poichè il colore assunto dalla soluzione della prova 2 era meno intensa di quella della solune della soluzione della prova 1, concludiamo che nella prova 2 si erano formati meno ioni [FeSCN]²⁺; di conseguenza, la quantità di ioni Fe³⁺ aggiunta era minore della quantità di ioni SCN^- aggiunti. Avevamo quindi aggiunto una massa maggiore di KSCN. Tutte queste osservazioni sono comunque solo a livello qualitativo. Avremmo potuto giungere a risultati quantitativi se avessimo saputo la Kc della reazione rappresentata dalla c). Con i dati a nostra disposiazione potremmo calcolare le moli iniziali di SCN^- e Fe³⁺, calcolando il prodotto [KSCN] Vsol nel primo caso e [Fe(NO₃)₃] nel secondo.

Conoscendo la Kc, avremmo potuto calcolare anche la quantità di ioni SCN^-, Fe³⁺ e [FeSCN]²⁺ all'equilibrio.

Dopo aver aggiunto alcuni cristallini di fosfato acido di sodio solido e mescolato la soluzione con l'agitatore, abbiamo notato che questa si sbiancava e non era più presente il colore rosso/marrone.

In particolare, abbiamo notato che si era formata una sospensione.

I cristalli di Na₂HPO₄ si dissociavano secondo la reazione:

Na₂HPO₄ 2Na⁺+HPO₄^2-

Gli ioni Fe³⁺ presenti in soluzione ( sempre ipotizzando quindi che la reazione fosse all'equilibrio e non fosse andata a completamento ) in presenza degli ioni HPO₄^2- formavano un composto poco solubile. La reazione può essere rappresentata dalla seguente equazione:

Fe³⁺ _(aq) +2HPO₄^2- _(aq) FePO_{4 (s)} +H₂PO^4- _(aq)

Se avessimo atteso qualche istante, l'FePO4 si sarebbedepositato totalmente sul fondo.

Il colore marron/rosso spariva; quindi la [FeSCN]²⁺ diminuiva; avveniva cioè la reazione inversa alla c): il sistema tendeva ad annullare l'effetto della perturbazione producendo altri ioni Fe³⁺, per compensare la perdita dovuta all'aggiunta di Na₂HPO₄. Anche questa volta, quindi, l'esperimento ha dimostrato la validità del principio di Le Chateliër

Alla luce di quanto detto, possiamo riscrivere la c) nel seguente modo:

SCN^-_(aq) +Fe³⁺_(aq) [FeSCN]²⁺

Le doppie frecce confermanoo la stessa ipotesi secondo cui la reazioneavesse raggiunto l'equilibrio. Un'ultima osservazione: la soluzione della prova 3 aveva comunque un colore leggermente giallo: la concentrazione degli ioni [FeSCN]²⁺ si era ridotta, ma non era comunque ridotta a 0, poichè il colore non era trasparente.

CONCLUSIONI:quando un sistema in equilibrio è soggetto ad un'azione perturbatrice che altera l'aquilibrio, il sistema risponde nella direzione che tende ad annullare la perturbazione e a ripristinare l'equilibrio del sistema.

2° ESPERIMENTO.

SCOPO: osservare qualitativamente un equilibrio chimico.

MATERIALE: 1 provetta contenente NO2 e NO2O4 gassosi;

1 termometro (ris.: 1C;fondoscala:150°C);

1 becco di bunsen;

1 treppiedi;

1 supporto (vedi disegno);

3 beker contenenti acqua, di cui:

1 contenente acqua a temperatura ambiente;

1 contenente acqua e ghiaccio;

1 contenente acqua riscaldata.

METODO: l'assistente di laboratorio ha disposto gli strumenti come in ura ed ha acceso la fiamma del bunsen. Dopo che l'acqua all'interno del beker sul treppiedi aveva raggiunto una certa temperatura, vi abbiamo immerso la provetta e abbiamo osservato i cambiamenti di colore del gas al suo interno. In seguito abbiamo immerso la provetta nel beker sul treppiedi aveva raggiunto una certa temperatura, vi abbiamo immerso la provetta e abbiamo osservato i cambiamenti di colore del gas al suo interno. In seguito abbiamo immerso la provetta nel becher contenente acqua e ghiaccio, ma prima di fare questo abbiamo fatto sostare la provetta nel becher con l'acqua a temperatura ambiente, per evitare un'escursione termica troppo elevata che avrebbe provocato una rottura della provetta. Per poter meglio osservare questi cambiamenti, l'assistente di laboratorio ha avvicinato la provetta al suo grembiule bianco, per rendere evidente il contrasto cromatico.

RACCOLTA DATI SPERIMENTALI: 

temperatura acqua del becher sopra al bunsen= ( 75 1 )°C

" " " " " senza giaccio= ( 18 1 )°C

" " " " " con " " =( 5 1 )°C

ELABORAZIONE DATI SPERIMENTALI E OSSERVAZIONI: abbiamo innanzitutto ipotizzato che la reazione che avveniva all'interno della provetta 2NO₂ N₂O₄ avesse aggiunto l'equilibrio a temperatura ambiente. L'equazione sopra scritta rappresenta una reazione di dimerizzazione, una reazione in cui 2 molecole di uno stesso composto si uniscono per formarne una di massa doppia.

Il colore del contenuto dlla provetta era giallino e l'assistente di laboratorio ci ha detto che questo era dovuto alla presenza di NO₂ , essendo l' N₂O₄ incolore.

Dopo aver immerso la provetta nel becher sopra la fiamma del bunsen, abbiamo notato che il colore del contenuto virava abbastanza velocemente e aumentava visibilmente la sua intensità. Abbiamo perciò concluso che si formavano altre molecole di NO₂. L'equilibrio si era quindi spostato verso i reagenti ed era quindi avvenuta la reazione inversa. Ci siamo chiesti se questo fatto fosse causato da un cambiamento di temperatura o di pressione. Immergendo la provetta nell'acqua calda, aumentava la temperatura e quindi l'agitazione termica all'interno della provetta. Le molecole in essa contenute avevano perciò una maggiore energia cinetica; di conseguenza gli urti di queste moleccle contro le pareti interne della provetta diventavano via via più frequenti e più intensi. Aumentava quindi la pressione dei gas all'interno della provetta.

Secondo il principio di Le Chateliër, il sistema , per annullare l'effetto della perturbazione (in questo caso l'aumento della temperatura provocante un aumento della pressione ), doveva agire in modo da diminuire la pressione. Gli urti dovevano perciò diminuire di frequenza e quindi doveva diminuire il numero di particelle all'interno della provetta. L areazione avrebbe dovuto avvenire in questo senso: 2NO₂ N₂O₄ , perchè dai reagenti ai prodotti diminuisce il numero di moli. Questo comporterebbe un aumento dei prodotti, che però non corrisponde ai risultati da noi ottenuti, in quanto l' N₂O₄ è incolore, mentre noi avevamo osservato un aumento dell'intesità di colore. Abbiamo quiindi concluso che questo fatto fosse dovuto all'aumento della temperatura: l'effetto della pressione c'era, ma era comunque irrilevante ( almeno qualitativamnete ) rispetto all'effetto della temperatura, che lo "sovverchiava".

Poichè ad un aumento della temperatura corrispondeva un aumento dei reagenti la reazione doveva essere esotermica e la possiamo quindi schematizzare con la seguente equazione:

2NO₂ N₂O₄+calore

L'espressione dell'azione di massa per la reazione è:

K_eq=[ N₂O₄]_eq/[NO₂]²_eq

Essendo la reazione esotermica, in seguito all'aumento della temperatura il K_eq diminuisce, e infatti, aumentando il numero di molecole di NO₂ il denominatore della frazione stessa (corrispondente appunto al K_eq ) diminuisce.

Dopo avre immerso la provetta nell'acqua con ghiaccio, abbiamo notato che il colore virava abbastanza velocemente e diminuiva d'intensità. Avveniva cioè l'inverso del processo appena descritto. Anche questa volta, proviamo a ipotizzare che l'effetto sia dovuto in prevalenza al cambiamento di pressione. Diminuendo la temperatura, le molecole avevano una minore energia cinetica, gli urti erano meno intensi e meno frequenti e la pressione all'internao della provetta diminuiva. Per il principio di Le Chateliër, il sistema tendeva quindi ad aumentare la pressione, secondo la reazione: 2NO₂ N₂O_4.

Questo però avrebe comportato un aumento dell'intensità del colore del contenuto della provetta, cioè il contrario di ciò che effettivamente avveniva. Anche questa volta prevaleva quindi l'effetto del cambiamento della temperatura.

Essendo la reazione esotermica, diminuendo la temperatura del sistema, aumentano i reagenti.

Così diminuiva il numero di molecole colorate di NO₂ e aumenta il numero di molecole incolore di N₂O_4.

Durante questa prova abbiamo osservato semplicemente "a occhio" i cambiamenti che si verificavano sul nostro sistema. Per operare in modo quantitativo, avremmo per esempio dovuto utilizzare uno spettrometro, con il quale si sarebbero potute determinare le concentrazioni delle varie specie presenti all'interno della provetta tramite un attento esame delle bande spettroscopiche.

COCLUSIONI: se in un sistema all'equilibrio sono presenti specie colorate si possono conoscere a livello qualitativo alcune informazioni sulla reazione chimica in esame. Per esempio, se aumentando la temperatura, aumenta l'intensità del colore del sistema e la sostanza colorata è un reagente è esotermica. Se viceversa il colore è dato da un prodotto, la reazione è esotermica. Utilizzando uno spettrometro si possono rilevare misure quantitative delle concentrazioni delle specie presenti nel sistema.

TERZO ESPERIMENTO:

SCOPO:misurare il ph di varie soluzioni con concentrazioni acido/base differenti.

MATERIALE: 2 cilindri graduati (risoluzione:0,1 ml; fondoscala 10,0 ml; temperatura ambientale

ottimale 20°C): 1 contente HCl in soluzione acquaosa 0,1 M; 1 contenente NaOH in soluzione acquosa 0,1 M;

24 provette;

H₂O distillata;

1 pipetta;

1 agitatore;

1 pipetta graduato (risoluzione: 0,1 ml, fondoscala 10,0 ml)

metilarancio

violetto metile;

tropeolina;

fenoftaleina;

[VF1] 

METODO: abbiamo innanzitutto portato a volume le soluzioni nei due cilindri asportando la parte in eccesso con la pipetta, per far in modo di avere a disposizione 10 ml di ogni soluzione. Ci siamo però accorti che il menisco non era compreso entro le incertezze strumentale dei due cilindri; abbiamo quindi deciso di associare alle misure un'incertezza non di 0,1 ml, ma di 0,2 ml, perché vi fosse compreso anche il menisco.

Per ottenere soluzioni a diverse concentrazioni, abbiamo proceduto per diluizioni successive. Per prima cosa, abbiamo preso in considerazione la soluzione di HCl. Abbiamo prelevato con la pipetta 4,5 ml di soluzione, leggendo la misura di volume direttamente sul cilindro graduato ed abbiamo versato la soluzione in un'altra provetta; stessa cosa con un'altra provetta. Così facendo, avevamo due provette contenti una soluzione di HCl o,1 M. Abbiamo scritto questo valore sulle provette per non confondrle con le altre. Abbiamo versato il volume di soluzione che rimaneva nel cilindro grduato ((1,0 0,2) ml ) in una provetta e vi abbiamo aggiunto 9 ml di acqua distillata prelevata dalla spruzzetta per ridurre di un ordine di grandezza la concentrazione molare della soluzione. ( vedi elaborazione dati sperimentali). Abbiamo proceduto come prima, versando 4,5 ml della soluzione ottenuta in due provette, aggiungendo alla rimanente 9 ml di H₂O distillata e così via, fino ad ottenere sei coppie di provette contenenti soluzioni a diverse concentrazioni. Abbiamo operato nello stesso modo per l'NaOH, cercando sempre di essere molto accurati in quanto, se avessimo sbagliato a rilevare le misure di volume, avremmo compromesso di conseguenza tutte le prove successive. Incertezze sistematiche potevano essere considerate le gocce che rimanevano sulle pareti di cilindri, pipette, provette e chi più ne ha più ne metta, ma noi, da accurati sperimentatori, abbiamo cercato di fare in modo che ne rimanessero il meno possibile inserendo le pipette fino in fondo alle provette e spruzzando la soluzione molto delicatamente (se avete capito cosa vuol dire questa frase spedite la vostra interpretazione in busta chiusa a : Gruppo Fini, Maurizzi, Palazzi, Somà, c/o Fermi, via Mazzini 142, 40137 Bologna. Potreste essere proprio voi i fortunati estratti che vinceranno un giro turistico tra i magnifici laboratori di questa meravigliosa scuola!). Abbiamo comunque trascurato quelle che in ogni caso si formavano, in quanto erano ragionevolmente comprese entro le incertezze associate alle misure di volume. Abbiamo aggiunto nella seconda serie delle provette contenti NaOH 2 gocce di fenoftaleina e nella seconda serie 2 gocce di tropeolina. Per quanto riguarda l'acido acetico e l'ammoniaca abbiamo operato come per l'HCl e l'NaOH fermandoci però alla soluzione 0,01M. Nella prima serie di provette di CH₃COOH in soluzione abbiamo aggiunto 2 gocce di metilarancio, nella seconda serie due gocce di violetto metile; nella prima serie di provette contenenti ammoniaca in soluzione abbiamo aggiunto 2 gocce di fenoftaleina, nella seconda 2 gocce di tropeolina.

Abbiamo agitato leggermente tutte le provette ed abbiamo notato i cambiamenti che avvenivano in ognuna di esse. Operando nel modo sopra descritto abbiamo fatto in modo che in tutte le provette fosse presente lo stesso volume di soluzione per poter poi confrontare le intensità dei vari colori.

RACCOLTA & ELABORAZIONE DATI SPERIMENTALI:

volume iniziale soluzione HCl = (10,0 0,2) ml

volume iniziale soluzione NaOH = (10,0 0,2) ml

volume iniziale soluzione CH₃COOH = (10,0 0,2) ml

volume iniziale soluzione NH₃ = (10,0 0,2) ml

volume di soluzione prelevata dal cilindro e posta nella prima coppia di provette:

(10,0 0,4) ml

volume della soluzione rimanente nel cilindro = (1,0 0,2) ml

volume di soluzione nel cilindro dopo l'aggiunta di acqua:

0,2) ml e così via per tutte le diluizioni successive.

Prelevando 1 ml della soluzione iniziale dell'HCl e portandola ad un volume di 10 ml, aggiungendo 9 ml di acqua, ne abbiamo ridotto la concentrazione molare di un ordine di grandezza. Infatti la soluzione passava da un volume di 1ml ad un volume di 10 ml, rimanendo invece costante il numero di moli di HCl. Abbiamo seguito lo stesso procedimento per tutte le provette: con ogni diluizione diminuivano la concentrazione di un ordine di grandezza.

L'equazione di dissociazione dell'HCl è:

HCl  H⁺ + Cl^-

Come si nota:

nHCl : nH⁺ = 1:1

di conseguenza la concentrazione molare degli H⁺ è uguale a quella dell'HCl.

Per quanto riguarda l'NaOH:

NaOH Na⁺ + OH^-

Anche qui quindi NaOH OH^-

vedi tabella 1.

Per calcolare il ph delle varie soluzioni di HCl: ph=-log H⁺ = -log HCl

per calcolare il ph delle varie soluzioni di NaOH abbiamo dapprima calcolato le concentrazioni di OH^- secondo quanto detto sopra. Abbiamo in seguito determinato la H⁺ utilizzando la formula

H⁺ =10^-l4/OH^-. Abbiamo poi determinato il ph sempre con la formula ph = log H⁺

Per quanto riguarda l'acido acetico l'equazione di dissociazione è:

CH₃COOH     H⁺ + CH₃COO^-

CH₃COOH H⁺ e per determinare il ph abbiamo proceduto come nel caso dell'HCl. Per quanto riguarda l'ammoniaca, l'equazione di dissociazione è:

NH₃ H⁺ + NH^-₂.

Anche in questo caso ph = -log NH₃

Tutto quanto detto è valido se si suppone una dissociazione totale degli acidi e della base negli ioni corrispondenti.

Abbiamo riportato i colori assunti dagli indicatori nelle varie soluzioni nel foglio 1.

Ipotizziamo che a colore uguale corrisponda ph uguale. La Valeria ci ha mostrato come confrontare le provette.

PRIMO CONFRONTO: notiamo che nelle 2 provette in cui si trova HCl con concentrazione 10-3 M, l'indicatore ha assunto lo stesso colore dei corrispondenti indicatori nelle provette in cui vi era acido acetico in soluzione a concentrazione 10-l M.

Prendiamo in considerazione le due provette colorate con metilarancio: i colori assunti dall'indicatore sono gli stessi, quindi anche il ph delle soluzioni è lo stesso. La concentrazione di HCl è 10-3, mentre quella di CH₃COOH è 10-l quindi ipotizziamo che a parità di volume la concentrazione di CH₃COOH debba essere di due ordini di grandezza maggiore rispetto a quella di HCl per dare lo stesso numero di H+ dissociati. Concludiamo che l'HCl sia un acido molto più forte dell'acido acetico. Volendo determinare una scala in cui diminuisca la dissociazione dell'acido dall'alto verso il basso, poniamo l'HCl al di sopra del CH₃COOH.