Relazione di laboratorio - EQUILIBRIO CHIMICO

1ª Prova

1ª parte (variazione di temper 555f51f atura)

In un pallone a fondo piatto chiuso, una quantità trascurabile di Pb(NO₃)₂ è stata riscaldata. Dal riscaldamento si è formato NO₂ responsabile della colorazione rossa che assume l'ambiente. Ponendo il pallone in una bacinella con dell'acqua e del ghiaccio, NO₂ si trasforma in N₂O₄, che è incolore e fa schiarire la colorazione rossa iniziale dell'ambiente.

2ª parte (variazione di concentrazione)

In una provetta sono stati versati 5 mL di Fe³⁺ (da Fe(NO₃)_{3 (aq)}), in un'altra provetta sono stati versati 5 mL di SCN^- (da KSCN _(aq)). I contenuti delle due provette sono stati mescolati e il risultante è stato diviso in 3 provette.

Nella prima di queste è stato aggiunta una quantità trascurabile di Fe³⁺ (da Fe(NO₃)_{3 (s)}); nella seconda è stato aggiunto SCN^- (da KSCN _(s)) e nella terza è stato aggiunto NaH₂PO_{4 (s)}. Sono stati osservate le reazioni e in particolare le variazioni di colorazioni.

2ª Prova

Sempre utilizzando Fe³⁺ e SCN^- si è andati a calcolare sperimentalmente la costante di equilibrio (rispetto alle concentrazioni molari).

Osservazioni e conclusioni in questa prova si è andati ad osservare come alcuni fattori come la variazione di temper 555f51f atura e la variazione della concentrazione  di un dei reagenti influenzano l'equilibrio di una reazione chimica.

Nella prima prova di fatto cambia la costante di equilibrio perché in funzione della temperatura il rapporto tra NO₂ e N₂O₄ cambia: con l'alta temperatura si forma più NO₂ e l'ambiente diventa più rosso mattone, mentre con la bassa temperatura si forma più N₂O₄, che è incolore e che schiarisce l'ambiente.

Le reazioni nella prima prova sono le seguenti:

Pb(NO₃)_{2 (s)} PbO₂ + 2NO₂ (reazione di ossido-riduzione da cui si ricava NO₂)

2NO_{2 (g)} N₂O_{4 (g)}

Nella seconda prova, invece, la costante di equilibrio non varia ma variano le concentrazioni dei reagenti.

Dall'unione di Fe³⁺ e SCN^- (che sono incolori) si forma il composto di coordinazione (FeSCN)²⁺ che è di colore rosso. Sapendo che la soluzione di Fe³⁺ era più concentrata della soluzione di SCN^- perché SCN^- proveniva da KSCN, e sapendo che è stato prelevato lo stesso volume per le due soluzioni sappiamo in partenza che nella soluzione ottenuta dalle due soluzioni c'è del Fe³⁺ libero che non reagisce. Quindi se aggiungiamo a questa soluzione altro Fe³⁺ non avvengono altre reazione (se non la dissociazione del sale da cui proviene Fe³⁺); se aggiungiamo invece SCN^-, succede che n anioni SCN^- reagiscono con n cationi Fe³⁺ si formano n composti (FeSCN)²⁺, la concentrazione del composto aumenta e il sistema scurisce. Aggiungendo invece alla soluzione con Fe³⁺ e SCN^- (dove c'è del Fe³⁺ che non reagisce) NaH₂PO₄ i cationi Fe³⁺ liberi reagiscono con (H₂PO₄)^- e si forma Fe(H₂PO₄)₃ che ha un colore bianco lattiginoso che in soluzione rossa fa schiarire l'ambiente.

Una reazione è in un sistema sono presente sia reagenti che prodotti e c'è una continua trasformazione di reagenti in prodotti e viceversa. Dal punto di vista grafico una reazione in equilibrio viene indicata con una doppia freccia: "

Le reazioni nella seconda parte della prima prova sono le seguenti:

Fe³⁺ + SCN^-   (FeSCN)²⁺ + Fe³⁺, perché ci sono cationi che non reagiscono)

• (FeSCN)²⁺ + Fe³⁺  (FeSCN)²⁺ + Fe³⁺  (nessuna reazione)
• (FeSCN)²⁺ + n Fe³⁺ +  2 SCN^- n+1 (FeSCN)²⁺ (aumenta la quantità di (FeSCN)²⁺)

• (bianco lattiginoso)

  Fe³⁺ + (H₂PO₄)^- Fe(H₂PO₄)₃

Tabella

*=conc. iniziale Fe³⁺ - conc. iniziale SCN^-