Semplice quiz su una reazione chimica
(2015-12-05, 11:15)LuiCap Ha scritto: Cosa trovi ci sia di sbagliato nel seguente procedimento che viene fornito agli studenti solo dopo averli indotto a formulare delle ipotesi su quello che sarebbe potuto accadere?
Sei stata tu a dire che la soluzione di nitrato ferrico era gialla. Ciò non è corretto e infatti nel testo originale la cosa non compare.
Per il resto va abbastanza bene eccetto la terza prova.
Non capisco il perchè dell'uso del Na2HPO4. Meglio impiegare NaH2PO4 così si hanno meno variazioni del pH. O addirittura una soluzione diluita di H3PO4.
Comunque ci sarebbe da ridire sul fatto che precipita il fosfato ferrico. Visto che hai detto che usavi la soluzione di nitrato ferrico ad un pH tale da evitare l'idrolisi, come puoi affermare che ci sia precipitazione di FePO4 ? Questo sale è soubile in quell'ambiente acido. Solitamente la decolorazione del complesso tiocianico in ambiente acido ad opera dello ione fosfato viene spiegato dalla formazione di complessi tipo FeHPO4+. Va aggiunto che altri anioni possono ugualmente essere usati allo scopo (EDTA,F-).
saluti
Mario
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Io ho scritto:
soluzione di Fe(NO3)3 0,005 M (soluzione giallo chiaro e trasparente)
Questo significa, per me, che a livello pratico , dopo aver sciolto in acqua la massa di Fe(NO3)3 necessaria per preparare il volume di soluzione necessario (circa 2 g di Fe(NO3)3·9H2O/L) e portato quasi a volume, ho aggiunto goccia a goccia HNO3 conc. in modo da lasciar formare appena un po' di Fe(OH)3 solido. Questo, essendo così disperso nel volume di soluzione, le conferisce appunto un colore giallo chiaro. Siamo, a grandi linee, ad un pH di 5,5.
Ma torno a ripetere, tutto questo gli studenti non lo sanno.

Ovvio che nel procedimento generale non ci sia scritto il colore della soluzione, è un'osservazione che devono fare gli studenti.

Certo che si poteva usare anche NaH2PO4 solido, ma ti assicuro il cambiamento sarebbe stato lo stesso.
Infatti nella discussione che fa seguito all'esperienza viene mostrato in pratica che mescolando la soluzione di Fe(NO3)3 0,005 M con un po' di Na2HPO4 si forma un miscuglio eterogeneo costituito da un solido molto leggero giallo chiaro e una soluzione incolore. Non sarà una reazione quantitativa, visto il pH, ma il precipitato si vede distintamente. Ed è questo che serve didatticamente: verificare che è davvero avvenuta una reazione chimica perché è avvenuto un cambiamento esteriore ben evidente nel sistema (in questo caso la formazione di un composto poco solubile)
Prova e vedrai.

Certo anche che si poteva usare EDTA o F- per rompere il complesso FeSCN2+ attraverso la formazione di complessi più stabili:
log Kf FeSCN2+ = 10^3
log Kf FeF63- = 10^16
log Kf FeY- = 10^25
Ma:
1°) come gliele spiego agli studenti queste reazioni?
2°) come faccio a convincerli che la reazione che avviene tra questi due complessanti è la stessa che avviene quando si mescola una soluzione giallo chiaro di Fe(NO3)3 con una soluzione incolore o di EDTA o di F-? In questo caso il cambiamento esteriore è molto meno evidente rispetto alla formazione di un precipitato.
Ciao
Luisa

Dal laboratorio se ne usciva ogni sera, e più acutamente a fine corso, con la sensazione di avere “imparato a fare una cosa”;
il che, la vita lo insegna, è diverso dall’avere “imparato una cosa”.
(Primo Levi)


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Rimango dell'avviso che l'esperimento possa venir impostato diversamente. Un'ultima cosa : cambiate il pH metro o taratelo meglio, un pH di 5,5 non è credibile e nemmeno concepibile. Avrei voluto leggere 2 o giu di lì, ma tant'è. Cordiali saluti Mario
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Ecco come formulando delle ipotesi, verificando le ipotesi attraverso prove sperimentali e creando un modello che giustifichi le osservazioni sperimentali si può arrivare a capire cos'è una reazione di equilibrio senza leggerla solo "sulla carta".

         
Ciao
Luisa

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(2015-12-05, 19:40)Mario Ha scritto: Un'ultima cosa : cambiate il pH metro o taratelo meglio, un pH di 5,5 non è credibile e nemmeno concepibile. Avrei voluto leggere 2 o giu di lì, ma tant'è. Cordiali saluti Mario

Nessun pH-metro starato Mario, sono solo io che nella fretta di scrivere, ho indicato il pH di fine precipitazione dell'Fe(OH)3 anziché quello di inizio che appunto è circa uguale a 2!!!
Ciao
Luisa

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G.le Luisa,
mi sono riletto le tre pagine contenenti le spiegazioni e ipotesi.
Vorrei discutere un attimo la spiegazione che viene data all'incupimento della soluzione dopo l'aggiunta di poco KSCN.
A ben pensare ci potrebbe essere un'altra interpretazione, cioè si forma un nuovo composto, favorito dall'aumento del tiocianato:
Fe(SCN)++ + SCN- <==> Fe(SCN)2+
che è più intensamente colorato del precedente.

Come pensa di avvallare/confutare quest'ultima ipotesi?

saluti
Mario
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Mario, avvallo sicuramente quest'altra interpretazione che ha fornito; non solo, posso anche pensare che, a seconda della quantità del KSCN solido aggiunto si possa formare anche:
FeSCN2+ + 2SCN- <==> Fe(SCN)3
che è sempre rosso.

Il problema di fondo rimane sempre quello: come faccio a spiegare agli studenti l'intero impianto dell'esperienza se propongo loro questa interpretazione al posto di quella che ho spiegato?
Se hai proposte in merito le accetto molto volentieri.

Ho fatto questa esperienza per circa trent'anni e la spiegazione fornita è sempre stata un validissimo supporto per introdurre l'equilibrio chimico dal punto di vista sperimentale.
Fatta questa esperienza si procedeva poi con queste altre:

Influenza della temperatura sull'equilibrio
a) In tre provette con tappo si fa avvenire la reazione tra Cu metallico e HNO3 conc. e si chiudono immediatamente la provette (la reazione viene fornita senza troppe spiegazioni perché è una redox, così come l'equilibrio gassoso fra i due gas che si formano). Una provetta viene tenuta come riferimento; la seconda viene immersa per alcuni minuti in un bagnomaria a circa 70°C; la terza viene immersa per alcuni minuti in un bagno di acqua e ghiaccio.
b) In due provette si fa avvenire la reazione tra 0,0001 mol di Pb(NO3)2 e 0,0002 mol di KI. Una provetta viene tenuta come riferimento; la seconda provetta viene immersa per alcuni minuti in un bagnomaria bollente, poi viene estratta dal bagnomaria e lasciata raffreddare spontaneamente fino a temperatura ambiente.

Equilibrio chimico e principio di Le Châtelier
In una provetta si versano 5 mL di soluzione di CoCl2 0,4 M e si addiziona goccia a goccia HCl conc. fino a quando la soluzione è azzurra (la reazione viene fornita). Si divide il contenuto della provetta in tre parti circa uguali.
La prima provetta viene immersa in un bagnomaria bollente. La seconda provetta viene immersa in un bagno di acqua e ghiaccio. Si lasciano poi raffreddare entrambe le provette fino a temperatura ambiente.
Ora nella prima provetta si addizionano alcuni mL di acqua dist e nella seconda provetta alcuni mL di soluzione di AgNO3 0,1 M.
Ciao
Luisa

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Oggi a scuola ci è stato introdotto l'equilibrio chimico con questa esperienza dimostrativa. Devo dire molto interessante il ragionamento che viene fatto, anche perché preferisco quando agli studenti viene chiesto di fare ipotesi e ragionamenti( forse anche perché è la prima esperienza svolta a scuola che non avevo già fatto/visto fare). Mi ha fatto impressione vedere le similitudini tra l'esperienza svolta e quella descritta: poi ho visto chi era l'autore della discussione..
Cordiali saluti,
Edoardo 


"Solo due cose sono infinite, l'universo e la stupidità umana, e sulla prima ho dei dubbi"  (A.Einstein)
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[-] I seguenti utenti ringraziano EdoB per questo post:
LuiCap, NaClO
Quanto mi mancano esperienze come questa ;-)
Ciao
Luisa

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Immagino, la soddisfazione di spiegare qualcosa che si conosce(e che si ama) è grande. La vedo, nel mio piccolo, quando mi capita di rispiegare qualcosa ai miei compagni, talvolta anche nel mio modesto laboratorio.. mi chiedo una cosa: la prof ha preso una soluzione già pronta di Fe(NO3)3 che era opalescente e gialla. Per aggiustarla ha aggiunto H2SO4 sperando di ridisciogliere il precipitato di idrossido ferrico (?). Non è cambiato nulla. Secondo la mia esperienza (puramente pratica) se si aggiunge H2SO4 ad un mix di FeSO4/Fe2(SO4)3/Fe(OH)x il ferrico diventa ferroso. Non dovrebbe valere lo stesso per il nitrato? Sto sbagliando ragionamento (probabilmente..)?
Cordiali saluti,
Edoardo 


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