Esperienza con i tubicini

SAGGIO AL TUBICINO DI SALI IDRATI
Il saggio al tubicino permette di esaminare il comportamento delle sostanze al riscaldamento, consentendo di ricavare informazioni sulla presenza di determinati elementi.
I sali idrati, riscaldati in tubicino al calor rosso, perdono l’acqua di cristallizzazione, che condensa in goccioline sulle pareti fredde. Resta un residuo di sale anidro, spesso di colore assai differente da quello del sale idrato. Per successivo riscaldamento può aver luogo la decomposizione del sale anidro a ossido.

Apparecchiature usate: Provetta da saggio; doccia (canaletto di carta), Bunsen,  pinze di legno.

Si prelevano due sali:

1) CuSO4 · 5H2O (solfato rameico pentaidrato) solido cristallino azzurro.

2) (CH3COO)2Co · 4H2O  (acetato di cobalto tetraidrato) solido rosso.

La sostanza viene posta in fondo ad un tubicino (asciutto e ben pulito) evitando, tramite una doccia (canaletto di carta preparato sul momento), che qualche particella resti aderente alle pareti.
Riscaldare il tubicino gradualmente tenendolo, mediante l'uso delle pinze di legno, obliquamente sulla fiamma del Bunsen rivolgendo l'estremità superiore del tubicino stesso in direzione opposta all'operatore.
Prestare attenzione a riscaldare soltanto il fondo del tubicino, in modo da poter apprezzare l'eventuale sviluppo di vapori.
Alla fine del saggio, attendere il raffreddamento del tubicino e gettarlo senza lavarlo.

Il solfato di rame(II) pentaidrato, CuSO4∙5H2O, di colore azzurro, si trasforma per riscaldamento nel solfato anidro incolore. Un successivo riscaldamento porta alla formazione dell’ossido di rame(II), CuO, che è di colore nero.

CuSO4∙5H2O → CuSO4 +  H2O↑

CuSO4 CuO + SO3

L'acetato di cobalto si trasforma per riscaldamento nell'acetato di cobalto anidro di colore azzurro.

(CH3COO)2Co∙4H2O → (CH3COO)2Co + 4H2O↑

Aggiungendo acqua alle forme anidre di CuSO4 e (CH3COO)2Co si riottengono di nuovo i composti idrati ritornando al colore iniziale!

EQUILIBRIO DI COMPLESSAZIONE DEL COBALTO -verifica del principio di Le Chatelier-

Lo ione Co2+ manifesta la tendenza a legarsi con basi di Lewis come H2O e ioni Cl-, cioè coordina attorno a sé molecole di acqua o di ioni per formare "ioni complessi", spesso colorati.
Per esempio lo ione [Co(H2O)6]2+ è rosa mentre lo ione [CoCl4]2- è blu

L'acetato di cobalto in acqua forma il complesso esacquocobalto (II)

(CH3COO)2Co∙4H2O + H2O <=> 2CH3COO- + [Co(H2O)4]2+           La soluzione è rosa  

ESPERIENZA 1

Aggiungere gradualmente HCl concentrato; la soluzione cambia di colore (da rosa a blu) dapprima localmente e poi, procedendo con ulteriori aggiunte e agitando, in tutta la sua massa. Il cambiamento di colore da rosso a blu si manifesta passando attraverso una colorazione intermedia violetta.
Questa esperienza ci permette di verificare che, al crescere della concentrazione di un reagente (in questo caso lo ione cloruro proveniente dalla dissociazione di HCl), l’equilibrio si sposta dalla parte dei prodotti.

[Co(H2O)4]2+ + 4Cl-  →  [CoCl4]2- + 4H2O      la soluzione è blu

N.B. più HCl aggiungo più [CoCl4]2- si forma. 

ESPERIENZA 2

Introdurre qualche millilitro della soluzione blu ottenuta in una provetta e aggiungere qualche goccia di AgNO3; avviene la formazione di un precipitato bianco.

AgNO3 in acqua diventa:

AgNO3 + H2O <=> Ag+ + NO3-

Lo ione Ag+ può interagire con Cl- per dare AgCl che è un precipitato bianco.

[Co(H2O)4]2+ + 4Cl-  + Ag+   [CoCl4]2- + 4H2O  + AgCl 

La quantità di Cl- che permette la formazione del complesso diminuisce.
La diminuzione di un reagente fa spostare l’equilibrio verso sinistra. La soluzione ritorna a essere rosa/viola.

ESPERIENZA 3

Introdurre nella soluzione (con il solo complesso [CoCl4]2-) acqua.
Aumentando uno dei prodotti l'equilibrio si sposta a sinistra. Ottengo una soluzione rosa.

[Co(H2O)4]2+ + 4Cl-    [CoCl4]2- + 4H2O  

ESPERIENZA 4

Introdurre qualche millilitro della soluzione blu ottenuta in precedenza in due provette.
Una viene introdotta in una bagno maria, mentre l’altra in un bagno di ghiaccio.
In seguito a riscaldamento il colore non cambia; in seguito a raffreddamento la soluzione da blu diventa rosa passando attraverso una colorazione intermedia violetta.
Questa esperienza ci permette di capire che al diminuire della temperatura l’equilibrio si sposta dalla parte dei reagenti.
La reazione è quindi endotermica ΔH < 0 !
 

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