Equilibrio chimico al variare della concentrazione

Materie:	Appunti
Categoria:	Chimica
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Data:	05.07.2001
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ESPERIENZA N°8
L’EQUILIBRIO CHIMICO I

Obiettivo: Verificare che si stabilisca un equilibrio chimico e verificare il senso in cui si sposta al variare della concentrazione.

Materiale: -bechers (s:25 ml; t:100 ml);
- 1 bacchetta di vetro;
Sostanze: - H2O;
- alcuni cristalli di KSCN, Fe(NO3)3 ,Na2HPO4;
- 1 spatola.

Procedura: Per cominciare abbiamo preparato 2 soluzioni, una di KSCN e una di Fe(NO3)3, con stessa molarità e le abbiamo unite per permettere la reazione chimica e abbiamo osservato.
Abbiamo quindi diviso la soluzione ottenuta in 4 becher ( 3 per le varie prove e 1 da utilizzare come campione).
Per la prima prova abbiamo aggiunto in un becher alcuni cristalli di tiocianato di potassio, nella seconda prova alcuni cristalli di nitrato ferrico e nella terza alcuni cristallini di fosfato acido di sodio solido ( terza prova ).

Approfondimento
Le specie presenti nelle soluzioni iniziali contenute nei due becher possono essere evidenziate dalle seguenti equazioni di dissociazione:
a):
KSCN(s) H2O> K+(aq) +SCN-(aq)
b):
Fe(NO3)3(s) H2O> Fe3+(aq) +3NO3-(aq)

Dopo aver versato le due soluzioni in unico becher, notiamo che avviene una reazione che fa variare il colore del sistema. Mentre la soluzione di KSCN era trasparente e quella di Fe(NO3)3 gialla, la soluzione formatasi dal miscelamento di queste assume molto velocemente un colore rosso-bruno che diventa uniforme e non varia più. La reazione può essere rappresentata dalla seguente equazione semplificata:
c):
SCN-(aq) +Fe3+(aq) __>[FeSCN]2+(aq)

Nella soluzione rimangono comunque immersi ioni K+ e NO3- che non interagiscono col sistema.
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+.
Dopo che era avvenuta la reazione c), e la soluzione si colorava di rosso-bruno, 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 tenuto un becher contenente la soluzione come campione.

PRIMA PROVA:
Aggiungendo alcuni cristalli di tiocianato di potassio solido, dopo aver mescolato la soluzione con la bacchetta di vetro, notiamo che il colore varia e diventa più scuro rispetto a quello della soluzione campione.
La nostra ipotesi secondo la quale il colore rosso-bruno era dato dagli ioni [FeSCN]2+ presenti in soluzione ci porta ad ipotizzare che la concentrazione di questi ultimi, dopo aver aggiunto KSCN(s), sia aumentata, poiché è aumentata l’intensità del colore.
I cristalli 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 c). Di conseguenza in soluzione dovevano ancora essere presenti ioni Fe3+.
Ma come è possibile, visto che abbiamo preso uguali quantità di reagenti per far avvenire la reazione rappresentata dalla c)? 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.
Passiamo quindi a verificare se anche nella seconda prova avviene lo stesso.

SECONDA PROVA:
Dopo aver aggiunto nel secondo becher alcuni cristalli di Fe(NO3)3 e aver mescolato la soluzione con la bacchetta di vetro, abbiamo notato che il colore della soluzione variava, diventando ancora una volta più scuro del colore della soluzione campione.
Analogamente a quest’ultima, i cristalli di Fe(NO3)3 si dissociavano secondo la b); aumentavano quindi gli ioni Fe3+ in soluzione. 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. Anche questa volta la reazione doveva essere all’equilibrio, poiché dovevano essere presenti ioni SCN-, per legarsi a quelli Fe3+ aggiunti.
Dopo aver aggiunto alcuni cristalli di fosfato acido di sodio solido e mescolato la soluzione con la bacchetta di vetro, abbiamo notato che questa si schiariva e non era più presente il colore
rosso-bruno.
Come si è notato, si è anche formato un corpo di fondo che era l’ FePO4.
I cristalli di Na2HPO4 si dissociavano secondo la reazione:

Na2HPO4 ( 2Na++HPO42-

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 HPO42- formavano un composto poco solubile. La reazione può essere rappresentata dalla seguente equazione:

Fe3+ (aq) +2HPO42- (aq) ( FePO4 (s) +H2PO4- (aq)

Il colore rosso-bruno 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 confermano la stessa ipotesi secondo cui la reazione avesse raggiunto l’equilibrio.

SCHEMATIZZAZIONE PROVE

PRIMA PROVA
Fe(SCN)2+ + SCN- __> PIù SCURO DELLA SOLUZIONE CAMPIONE
L’EQUILIBRIO SI SPOSTA A DESTRA -- LA CONCENTRAZIONE DEI PRODOTTI E’ AUMENTATA

SECONDA PROVA
Fe(SCN)2+ + Fe3+ __> PIù SCURO DELLA SOLUZIONE CAMPIONE
L’EQUILIBRIO SI SPOSTA A DESTRA -- LA CONCENTRAZIONE DEI PRODOTTI E’ AUMENTATA

TERZA PROVA
Fe3+ 2HPO42- ( Più CHIARO DELLA SOLUZIONE CAMPIONE
L’EQUILIBRIO SI SPOSTA A SINISTRA -- LA CONCENTRAZIONE DEI PRODOTTI E’ DIMINUITA

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