Semplice quiz su una reazione chimica

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LuiCap

2015-11-30 12:38

Rivolto soprattutto agli studenti di chimica "alle prime armi" ;-)

In un becher da 100 mL vengono mescolati:

- 25,0 mL di soluzione di Fe(NO3)3 0,005 M (soluzione giallo chiaro e trasparente)

- 25,0 mL di soluzione di KSCN 0,005 M (soluzione incolore e trasparente)

Si ottiene una soluzione rossa e poco trasparente.

1) Avviene una reazione chimica? Se sì, quale?

Suddividere la soluzione ottenuta in parti uguali in 4 becher da 50 mL.

Tenere il primo becher come riferimento.

Addizionare al secondo becher pochi cristalli di Fe(NO3)3 solido e mescolare.

2) Quali cambiamenti avvengono rispetto al becher di riferimento?

3) Quale è la specie chimica responsabile di questo cambiamento?

Addizionare al terzo becher pochi cristalli di KSCN solido e mescolare.

4) Quali cambiamenti avvengono rispetto al becher di riferimento?

5) Quale è la specie chimica responsabile di questo cambiamento?

Addizionare al quarto becher pochissimi cristalli di Na2HPO4 solido e mescolare.

6) Quali cambiamenti avvengono rispetto al becher di riferimento?

7) Quale è la specie chimica responsabile di questo cambiamento?

8) Avviene una reazione chimica? Se sì, quale?

Alla luce delle prove eseguite:

9) Se si ritiene che avvenga una reazione al punto 1), essa è una reazione completa o all'equilibrio? Perché?

10) Se si ritiene che avvenga una reazione al punto 6), essa è una reazione completa o all'equilibrio? Perché?

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Mario

2015-11-30 17:11

Penso sia un ottimo esercizio da proporre. Dubito che studenti alle prime armi riescano a risolverlo correttamente, staremo a vedere. A mio parere darà del filo da torcere anche a quelli più esperti. Saluti Mario

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quimico

2015-11-30 17:15

Concordo con Mario.

Non è semplice né per uno alle prime armi né per uno navigato, se non ci si ragiona sopra in modo attento ed oculato :-D

Vediamo se qualcuno propone la sua risoluzione. Sono curioso.

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LuiCap

2015-11-30 19:52

Pensavo mi "tacciaste" di banalità!!!

Comunque si tratta di un'esperienza che viene proposta nella classe seconda degli ITI ad indirizzo chimico (almeno nella mia scuola, ex, non so mai come dire ;-) ) da più di 25 anni.

quimico

2015-11-30 20:52

Lo so che non è un test nuovo :-D ma sono dell'idea che molta gente si fermerebbe al primo quesito asd

LegiiT

2015-11-30 21:02

Io io io! Credo di averla :-P Però un po' non vale, perché sono due anni avanti al pubblico al quale era indirizzata la serie di domande. Se non si fa avanti nessuno nessuno poi provo io :-)

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quimico

2015-11-30 21:10

Se la metti voglio una spiegazione fatta BENE di ogni passaggio asd

LuiCap

2015-11-30 21:53

LegiiT ha scritto:

Io io io! Credo di averla :-P Però un po' non vale, perché sono due anni avanti al pubblico al quale era indirizzata la serie di domande. Se non si fa avanti nessuno nessuno poi provo io :-)

Non ho detto che possono rispondere solo gli studenti di seconda superiore!!!

Agli studenti di seconda viene proposta l'esperienza che deve essere ampiamente discussa per essere compresa con successivi passaggi logici in base a quanto è stato osservato, NON IL CONTRARIO.

Sono abbastanza sicura che gli stessi studenti negli anni successivi non sarebbero più in grado di farlo.

Spero che tu non sia fra questi ;-) Avanti, prova!!!

LuiCap

2015-12-02 10:55

quimico ha scritto:

Concordo con Mario.

Non è semplice né per uno alle prime armi né per uno navigato, se non ci si ragiona sopra in modo attento ed oculato :-D

Vediamo se qualcuno propone la sua risoluzione. Sono curioso.

Mi sa che la nostra curiosità resterà tale :-P

fosgene

2015-12-02 12:30

LuiCap ha scritto:

Mi sa che la nostra curiosità resterà tale :-P

Io qualcosa, di molto approssimato, in mente ce l'ho, fatemi controllare una cosa su un libro e vi faccio sapere.

quimico

2015-12-02 17:28

Sarà che ormai la Chimica la mangio come le insalate di matematica un celebre robottone japponese asd MA un minimo di abbozzo penso proprio che uno studente delle superiori di chimica lo DEBBA saper scrivere, dai!

Non dico sia banale perché NON lo è. Anzi...

Ma almeno al primo quesito TUTTI o quasi dovete saper proporre la soluzione.

LegiiT

2015-12-02 20:59

Credo che l'idea generale la abbiamo in diversi, dopo di me sono sicuro che ci sarà chi concorderà/migliorerà ::-) Premetto che scrivo senza consultare nulla, per immedesimarmi nelle condizioni degli studenti citati da LuiCap. Sono accettate e gradite correzioni dove necessarie. Dunque:

1) Sì. Il Ferro trivalente lega un anione tiocianato a dare il catione complesso [Fe(SCN)]2+ intensamente colorato in rosso. La reazione è una reazione di complessazione, dunque all' equilibrio.

2/3/4/5) Immagino che il colore della soluzione si intensifichi in entrambi i casi. Questo è dovuto alla presenza ora maggiore di Fe^3+ o SCN^-, che spostano la reazione di complessazione verso i prodotti (principio di Le Chatelier)

6/7/8) Questo è il punto a mio parere più ostico. Non conosco complessi con qualsiasi ione fosfato (si può dire legante debole? La complessometria non la ho ancora trattata) e mi balza in mente solo una cosa: la precipitazione del Ferro(III). Se lo ione fosfato forma complessi incredibilmente insolubili con Ca/Mg allora anche quello con il ferro dev'essere insolubilissimo al punto da precipitare anche a queste diluizioni. Prevedo quindi la precipitazione di FePO4. Il sistema ora è a corto di ioni ferrici: la reazione di complessazione retrocede e la soluzione dovrebbe schiarire.

Concludo che viste alcune vostre affermazioni ho la netta sensazione di essermi perso qualcosa. Ma al momento non mi viene davvero in mente altro. Sentitevi liberi d farmi sapere se qualcosa non va :-)

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LuiCap

2015-12-02 21:23

L'idea generale è corretta.

La difficoltà sta nel saper dimostrare da ciò che si vede nelle varie prove che la reazione in oggetto sia o meno una reazione di equilibrio, non nel dare già per scontato all'inizio che, essendo una reazione di complessazione, si tratti di una reazione di equilibrio.

In altri termini è dalla pratica, cioè dal macroscopico, che si deve dimostrare un modello teorico in grado di dimostrare a livello microscopico quello che è accaduto.

È questo che fa della chimica una scienza sperimentale!!!

quimico

2015-12-02 22:01

Beh, era abbastanza chiaro che si parlasse di equilibrio chimico in questa esperienza. Fe(NO3)3 + 3 KSCN  <==> [Fe(SCN)3] + 3 KNO3 La reazione è ovviamente reversibile. Siamo all'equilibrio. Ma se usiamo 1 mole di entrambi i reagenti di partenza, si ottiene la specie [Fe(SCN)]2+, responsabile del cambiamento di colore da incolore a rosso sangue. Il resto come ben detto è l'alterazione dell'equilibrio (Principio di Le Châtelier) e questo è un esempio di reazione usato spesso per spiegare l'equilibrio chimico. Sia l'aggiunta di Fe3+ che l'aggiunta di ulteriore SCN provocheranno un aumento della concentrazione di tali specie che si rifletterà sull'equilibrio di cui sopra, causando aumento del colore rosso sangue nelle soluzioni.  Fin qui era facile :-D L'ultimo punto è il più divertente *clap clap* In soluzione acquosa avremo ioni HPO42– che reagiranno con gli ioni Fe3+ formando un precipitato. La soluzione si scolorisce e piano piano torna incolore. Perché? Inizialmente la concentrazione di ioni Fe3+ diminuisce a causa dell'azione degli ioni HPO42– che intrappolano gli ioni di ferro come precipitato solido. Sempre per il principio di Le Châtelier, la reazione compenserà spostando l'equilibrio verso sinistra, scindendo gli ioni [Fe(SCN)]2+ di nuovo in ioni Fe3 e SCN in un tentativo di sostituire gli ioni Fe3+ mancanti. Lo shift quindi aumenterà le concentrazioni degli ioni Fe3+ e SCN e diminuirà la concentrazione dello ione [Fe(SCN)]2+.

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LuiCap

2015-12-04 20:37

No Nicolò, la reazione in oggetto è

Fe3+ + SCN- <--> FeSCN2+

perché vengono mescolati volumi uguali delle due soluzioni reagenti alla stessa molarità.

Comunque per rispondere con un ordine logico alle domande dalla 1 alla 8 dovete mettervi nei panni di uno studente che sa fare una reazione di doppio scambio, che sa cos'è una reazione completa, che sa fare qualche qualche semplice calcolo stechiometrico, ma che non sa cos'è una reazione di equilibrio e quindi formulare delle ipotesi.

Per rispondere alle domande 9 e 10 occorre che l'insegnante mostri in pratica ciò che accade e smonti una ad una le ipotesi formulate in base a quello che si osserva. In questo modo si arriva a capire che la reazione in oggetto è una reazione di equilibrio e non una reazione completa.

Il percorso è un po' lungo da scrivere, appena ho più di un attimo lo posto... ora sono impegnata a fare i tortellini e mi si secca la sfoglia :-P

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Mario

2015-12-04 21:10

Un attento studente noterebbe subito che c'è qualcosa di strano.  Domanderebbe al docente il perché la soluzione di nitrato ferrico appaia gialla. Dopotutto il sale di partenza è debolmente colorato in violetto.  In breve viene a conoscenza che già li siamo in presenza di un equilibrio a causa di una reazione di idrolisi, il che significa che di ioni ferrici ce n'è meno del previsto. Ne dedurrebbe che il resto dell'esperimento risulta più complicato di come concepito inizialmente. Fossi in lui chiederei di risolvere l'inconveniente e riscrivere l'esperimento. Saluti Mario

LuiCap

2015-12-04 21:57

Mario, già è complicato così!!

Gli studenti arrivano in laboratorio e trovano le soluzioni dei reagenti già pronte e nulla sanno ancora di pH e di equilibri acido-base appunto perché non sanno cosa sia una reazione di equilibrio né tantomeno una reazione di equilibrio.

quimico

2015-12-04 21:58

Lo so Luisa cosa accade *Si guarda intorno* penso di saperlo...

Era una considerazione estemporanea.

Mi accodo al pensiero di Mario. Ci sarebbe da approfondire meglio le risposte... Non ci avevo pensato :-D

Mario

2015-12-05 08:32

Questo non vuol dire che l'esperimento non poteva essere meglio concepito. Ancor più quando si ha a che fare con giovani studenti e l'intento è quello pedagogico. Bisogna fare il possibile affinché tutto vada liscio e con un alto livello di affidabilità. Per esempio bastava far avvenire la reazione in ambiente  acido, diciamo 0,1 come HNO3, evitando così i fenomeni di idrolisi. In queste condizioni la soluzione ferrica è incolore e le successive reazioni sono più univoche.Saluti Mario j

LuiCap

2015-12-05 10:15

Sempre fatto Mario, anche perché dopo un po' la soluzione di Fe(NO3)3 seppure molto diluita, si intorbidirebbe per la precipitazione di Fe(OH)3 solido ;-)

Mai detto agli studenti perché, ribadisco, nulla sanno di pH.

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?

equilibrio chimico 1.jpg
equilibrio chimico 1.jpg
equilibrio chimico 2.jpg
equilibrio chimico 2.jpg

Nella discussione che ho aperto non vi ho fornito subito questo procedimento perché qualche utente avrebbe potuto obiettare, giustamente, che non aveva modo di eseguirlo a casa.

Mario

2015-12-05 11:07

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

LuiCap

2015-12-05 17:15

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.

Mario

2015-12-05 18:40

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

LuiCap

2015-12-06 15:10

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".

equilibrio chimico 3.jpg
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equilibrio chimico 4.jpg
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equilibrio chimico 5.jpg
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LuiCap

2015-12-06 17:31

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!!!

Mario

2015-12-06 19:03

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

LuiCap

2015-12-07 13:06

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.

EdoB

2018-02-23 14:12

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..

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LuiCap

2018-02-23 18:42

Quanto mi mancano esperienze come questa ;-)

EdoB

2018-02-23 20:45

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..)?

LuiCap

2018-02-23 21:42

Edoardo, la scheda originale di questa esperienza è quella che ho allegato alla mia risposta n. 20, tratta dal libro "Il laboratorio di chimica", Bagatti, Braghiroli, Corradi, Desco, Ropa, Zanichelli, 1991, in quegli anni tutti docenti modenesi dell'ITI Fermo Corni. Prima che quel libro fosse edito, insieme al libro di teoria, le schede di tutte le esperienze le scrivevo a mano io e le utilizzavamo sia al Fermi che al Corni.

Fe3+ SCN-_1.jpg
Fe3+ SCN-_1.jpg
Fe3+ SCN-_2.jpg
Fe3+ SCN-_2.jpg

Le due soluzioni reagenti devono essere molto diluite ed equimolari (0,005 M).

La soluzione di Fe(NO3)3 deve essere preparata poco prima di essere utilizzata e al momento della preparazione deve essere addizionata di un po' di H2SO4 per impedire la precipitazione dell'Fe(OH)3 che può avvenire già in acqua:

Fe3+ + 3 H2O <--> Fe(OH)3(s) + 3 H+

Se l'ambiente è acido il precipitato di Fe(OH)3 non si forma e la soluzione da gialla diventa pressoché incolore.

Se la soluzione di Fe(NO3)3 è più concentrata e preparata da diverso tempo senza l'aggiunta di acido, l'Fe(OH)3 solido si è inesorabilmente formato e per ridiscioglierlo occorre molto H2SO4.

se si aggiunge H2SO4 ad un mix di FeSO4/Fe2(SO4)3/Fe(OH)x il ferrico diventa ferroso

Non mi risulta proprio: l'Fe3+ si può ridurre a Fe2+ solo se è presente un riducente che si ossida, e questo non può essere l'H2SO4 perché lo zolfo è già al suo massimo stato di ossidazione (+6).

È vero invece che l'Fe2+ si ossida molto facilmente all'aria in ambiente acido:

4 Fe2+ + O2 + 4 H+ --> 4 Fe3+ + 2 H2O

EdoB

2018-02-24 05:50

La tua risposta mi sembra impeccabile, ma non sembra combaciare con la mia pratica.

Appena ho tempo provo due cose in laboratorio e poi scrivo le mie osservazioni qui. Se sto andando OT fatemelo sapere..

LuiCap

2018-02-24 09:51

A mio parere quando farai le tue prove con FeSO4/Fe2(SO4)3/Fe(OH)x e H2SO4, dovresti aprire una discussione in "I vostri esperimenti", possibilmente corredate da foto per vedere i cambiamenti di colore.

Il buon vecchio Treadwell di chimica analitica qualitativa dice questo a proposito dei sali ferrosi:

sali ferrosi_1.jpg
sali ferrosi_1.jpg
sali ferrosi_2.jpg
sali ferrosi_2.jpg

sali ferrosi_3.jpg
sali ferrosi_3.jpg

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