REAZIONI CHIMICHE ED EQUILIBRI IN SOLUZIONE (PRINCIPIO DI LE CHATELIER)

L’ esperienza consiste nell’eseguire una serie di reazioni chimiche verificando i concetti caratteristiche di alcune specie chimiche e quello dell’equilibrio mobile.

Operazioni unitarie da svolgere:

• Preparazioni di soluzioni
• Reazioni in tubo da saggio

Reattivi a disposizione:

Vetreria e strumentazione necessaria:

• Munirsi di una decina di tubi da saggio (= provette)
• un portaprovette
• un imbuto
• bacchetta in vetro
• scatolina
• spruzzetta con acqua distillata
• vetro da orologio
• pipette Pasteur con tettine
• cartina indicatore pH.

Attenzione: pulire accuratamente la spatolina prima di prelevare qualunque sale per evitare di inquinare i prodotti. Lo stesso dicasi per le soluzioni per le quali usare sempre pipette Pasteur pulite.

Gli acidi e basi già pronti da aggiungere sono tutti in concentrazione 2N se non diversamente specificato.

Non tappare le provette con le dita quando si agitano per sciogliere il soluto dato che molti composti chimici sono tossici o velenosi e perfino mortali e possono essere assorbiti attraverso la pelle.

Attenzione all'uso del AgNO₃: il sale è tossico e in caso di contatto con la pelle si osserva una macchia che passa dal marrone al nero e che permane per qualche giorno.

UTILIZZARE SEMPRE OCCHIALI PROTETTIVI E CAMICE IN LABORATORIO.

In caso di incertezza/indecisione chiedere sempre informazioni/assistenza al docente.

Non abbandonare il laboratorio lasciando reazioni incustodite al fine di non provocare fonti di pericolo per i compagni.

Vengono di seguito riportati alcuni esempi di reazioni da eseguire e da discutere criticamente valutando gli eventuali: cambiamenti di colore, la formazione di precipitati, la loro dissoluzione, il riscaldarsi o raffreddarsi delle provette, l'evoluzione di gas. Commentare le reazioni che avvengono, utilizzare la corretta nomenclatura per tutti i composti, e commentare gli eventuali cambiamenti degli stati di ossidazione dei vari elementi implicati.

Le prove possono essere effettuate in qualunque ordine, provare almeno 7 esperienze

Attenzione le reazioni scritte vanno bilanciate/completate prima di eseguire gli esperimenti

L'indice _¯ significa che si forma un precipitato invece che si evolve un gas.

Di ogni reattivo conviene sempre preparare una soluzione (soluzione madre) in una provetta in cui si mette una punta di spatola della sostanza e si aggiungono alcuni ml d'acqua (circa mezza provetta) e si mescola bene fino a dissoluzione completa, agitando con una bacchetta di vetro.

Per le varie reazioni da provare è conveniente prelevare qualche goccia dalla soluzione madre e metterla in un' altra provetta nella quale si aggiunge anche qualche goccia degli altri reattivi prelevati ciascuno dalla sua soluzione madre. Non mescolare mai soluzioni diverse a caso per evitare incidenti.

Non inquinare le soluzioni con pipette sporche. In caso di dubbio cambiare pipetta.

Segnare le provette con un pennarello o con dei pezzi di carta per sapere sempre cosa contengono.

Provare a preparare soluzioni più o meno concentrate per verificare meglio il cambiamento dei colori e la formazione dei precipitati.

Lo studente bilanci le reazioni che sono scritte volutamente in modo qualitativo per evidenziare solo la formazione di certe sostanze.

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1) FERRO

Lo ione Fe²⁺ può essere facilmente ossidato a Fe³⁺ e viceversa questi può essere ridotto a Fe²⁺. I due ioni danno luogo a reazioni caratteristiche di riconoscimento, che consentono l’identificazione dello stato di ossidazione. In entrambi gli stati di ossidazione reagisce con opportuni reattivi.

a) Preparare una soluzione madre di FeSO₄ con le modalità precedenti.

Prelevarne qualche goccia e metterla in una provetta ed aggiungervi qualche goccia di NH₄OH 2N finché si osserva un precipitato. Aggiungere successivamente qualche goccia di HCl ed agitare finché il precipitato si ridiscioglie.

FeSO₄ + NH₄OH 2N ® Fe(OH)_{2 ¯} + (NH₄)₂SO₄

Fe(OH)₂ + HCl ® Fe²⁺ + H₂O

b) Sciogliere del FeCl₃ come sopra e preparare una soluzione madre. Prelevarne qualche goccia ed aggiungervi qualche goccia di NH₄OH 2N finché si osserva un precipitato. Aggiungere qualche goccia di HCl finché si ridiscioglie.

FeCl₃ + NH₄OH 2N ® Fe(OH)_3¯

Fe(OH)₃ + HCl ® Fe³⁺ + NH₄Cl

Osservare la differenza di colore tra Fe(OH)₂ e Fe(OH)₃

c) Fe²⁺ reagisce con il permanganato di potassio in soluzione acida.

Al precipitato di Fe(OH)₂ opppure ad una soluzione di FeSO₄ aggiungere alcune gocce di H₂SO₄ 6 N e quindi aggiungere molto lentamente, goccia a goccia, la soluzione di KMnO₄. Agitare dopo ogni aggiunta di KMnO₄.

Descrivere la reazione che avviene e valutare il cambiamento di colore ad ogni aggiunta di soluzione

2) ALOGENI

Gli anioni Cl^-, Br^- e I^- possono essere riconosciuti facendoli reagire con lo ione Ag⁺ e osservando il diverso colore dei composti poco solubili AgCl, AgBr ed AgI che rispettivamente si formano. si riconoscono perché in presenza dello ione Ag⁺ formano i composti poco solubili AgCl, AgBr ed AgI rispettivamente.

Aggiungere 2 gocce della soluzione di AgNO₃ alle soluzioni dei sali NaCl, KBr e KI rispettivamente: si osserva nei tre casi la formazione di precipitato di diverso colore. AgCl in presenza di NH₄OH si scioglie per formazione dello ione complesso [Ag(NH₃)₂]⁺. Verificare tale reazione anche sugli altri due precipitati.

Ag⁺ + Cl^- ® AgCl_¯ (AgCl + 2 NH₄OH ® Ag(NH₃)₂⁺ + Cl^- + H₂O)

Ag⁺ + Br^- ® AgBr_¯

Ag⁺ + I^- ® AgI _¯

Provare la presenza di alogeni (in particolare di Cl^-) nella comune acqua di rubinetto, nelle acque minerali ed in quella distillata.

3) CROMO

3.1 In stato di ossidazione +6 a seconda del pH della soluzione sono presenti due sali in equilibrio (bicromato e cromato):

Cr₂O₇^2- + H₂O <® 2CrO₄^2- + ….

Sciogliete una piccola quantità di K₂CrO₄ in acqua ed aggiungete alcune gocce di NaOH. Acidificate quindi con H₂SO₄ 6 N.

3.2 Il bicromato è un potente ossidante in condizioni acide:

Cr₂O₇^2- + ® 2Cr⁺³ + …..

È capace, tra l'altro, di ossidare gli alcoli ad aldeidi e ad acidi riducendosi.

Prova del palloncino per individuare stati di etilismo: si soffia dentro un palloncino contenente Cr₂O₇^2-; nel caso in cui nel fiato vi sia alcol etilico (EtOH), questi si ossida mentre il Cr₂O₇^2- viene ridotto a Cr³⁺ che quindi cambia colore da … a …..

Preparare una soluzione diluita di K₂Cr₂O₇, aggiungere 3-4 gocce di H₂SO₄ 6N e dividerla in due aliquote. In una di esse aggiungere un po' di EtOH, mentre l’altra tenerla come riferimento per valutare meglio il cambiamento di colore.

La soluzione contenente EtOH vira al colore ….. dopo qualche minuto.

5) RAME

I sali di rame di solito sono colorati in verde o blu. Preparare una soluzione madre di CuCl₂ ed una di CuSO₄ (detto anche verde rame; viene usato in soluzione acquosa per la cura dei vigneti).

Provare la loro reazione con KOH.

Il Cu²⁺ reagisce con NH₄OH dando uno ione complesso fortemente colorato Cu(NH₃)₄²⁺ (ione rame tetraammino).

Provare la reazione delle soluzioni madri sopra citate con NH₄OH.

Aggiungere successivamente HCl.

6) NICHEL

Di solito i suoi composti sono fortemente colorati: preparare una soluzione madre di NiCl₂.

Si mescolano porzioni della soluzione madre di NiCl₂ la reazione con KOH e con NH₄OH.

Ni²⁺ + …OH^- ® ……

Ni²⁺ + …..NH₃ ® Ni(NH₃)₄²⁺

7) ZINCO

È presente sotto forma di gocce: mettere una goccia in una provetta ed aggiungervi una ventina di gocce di HCl. Si osserva il gorgogliamento di gas.

Zn + 2HCl ® ZnCl₂ + ….

Attendere qualche minuto che la reazione prosegua: prelevare un paio di gocce di questa soluzione e dopo averle diluite con qualche goccia di acqua aggiungervi del NH₄OH fino a che si osserva precipitazione di ……...

Zn²⁺ + 2OH^- ® ........

L'idrossido di Zn è anfotero e reagisce con un eccesso di OH^-.

Se alla soluzione si aggiungono alcune gocce di KOH, si osserva la dissoluzione del precipitato per formazione del tetra-idrossozincato solubile.

Zn(OH)_{2 ¯} + 2OH^- ® Zn(OH)₄^2-

Provare ad aggiungere alternativamente KOH e HCl per vedere formarsi e dissolversi l'idrossido.

8) CARBONATI

I carbonati reagiscono con gli acidi forti per dare ….. gassosa.

Preparare una soluzione di Na₂CO₃ ed aggiungervi qualche goccia di HCl.

Na₂CO₃ + …..HCl ® …… + …. + H₂O

Si può provare in modo analogo con CaCO₃

Quest'ultima reazione è utile per il riconoscimento di rocce di natura carsica (ricche di carbonati) in un pallone munito di imbuto gocciolatore riempito con HCl.

Si può evidenziare che il gas formato è …. perché facendolo gorgogliare in una soluzione di Ba(OH)₂ si forma un precipitato di BaCO₃.

Ba(OH)₂ + …. ® BaCO_{3 ¯} + H₂O

10) IONE AMMONIO NH₄⁺

È presente in piccole quantità nel terreno dove si forma per decomposizione anaerobica di sostanze organiche.

Verificare la reazione NH₄⁺ + OH^- ® …. + ….

Preparare una soluzione di NH₄Cl ed aggiungervi qualche goccia di soluzione di NaOH agitando.

Si avverte un odore caratteristico.

Mettendo sull'orlo della provetta una cartina indicatrice di pH bagnata, dopo poco si colora indicando un pH …….