Cinetica delle reazioni

Scopo degli esperimenti

La cinetica delle reazioni è una parte della chimica che si interessa della velocità  con cui una reazione avviene; in questi esperimenti cerchiamo di capire quali fattori influenzano la velocità  di reazione e in che modo la influenzano

1° ESPERIMENTO:

Scopo :

Facendo reagire lalluminio con l’acido cloridrico, calcoliamo i tempi di reazione variando la concentrazione (con diluizione) del reagente HCl.

Materiale occorrente :

·  Contagocce

·  Provette

·  Capsule Petri

Sostanze utilizzate :

·  Alluminio (Al)

·  Acido cloridrico (H Cl)

·  Acqua distillata (H2 O)

Procedura eseguita :

1)Prendiamo una provetta e vi appoggiamo sopra l’estremità  un foglio di alluminio, poi lo spingiamo verso l’interno della provetta in modo da creare una conca.

Appoggiamo la provetta nel portaprovette e mettiamo 4 gocce di acido cloridrico (H Cl) nella conca di alluminio con il contagocce. avviene una reazione, calcoliamo i tempi in cui è avvenuta.

La reazione avvenuta è la seguente:

Al  +  3 H Cl -> Al Cl3  +  3H ->

2)Ripetiamo la procedura mettendo il foglio di alluminio sulla provetta, ma questa volta diluiamo prima in una capsula petri 4 gocce di acido cloridrico con 4 gocce di acqua distillata (H2 O). A questo punto prendiamo l’acido cloridrico diluito nella capsula petri con il contagocce e lo mettiamo nella conca del foglio dalluminio della provetta e lo facciamo reagire calcolando i tempi.

Osservazioni :

Nel primo caso l H Cl ci mette 24,9 sec. per bucare lalluminio, liberando un gas . Lalluminio nei luoghi vicino ai buchi è diventato di colore nero.

Nel secondo caso l H Cl diluito con le 4 gocce d’acqua reagisce con lalluminio dopo 1min.e36sec.

Deduzioni e conclusioni :

Osservando questa reazione deduco che la diversa concentrazione dei reagenti condiziona la velocità  con cui la reazione avviene, più il reagente è concentrato più la reazione avviene velocemente, se aumentiamo la concentrazione infatti sono presenti più particelle,aumentando il numero di particelle aumenta il numero degli urti efficaci che portano alla formazione della reazione e quindi questa avviene più velocemente.

2° ESPERIMENTO :

Scopo :Anche in questo caso vogliamo dimostrare come la variazione di concentrazione di un reagente può influenzare la velocità  della reazione.

Materiale occorrente:

·  Un becker piccolo

·  Un becker grande

·  Contagocce

Sostanze utilizzate :

·  Permanganato di potassio (K Mn O4)

·  Acqua distillata (H2 O)

·  Acqua ossigenata (H2 O2)

·  Acido solforico (H2 SO4)

Procedura eseguita :

1)Prendiamo 10ml di permanganato di potassio (K Mn O4) di soluzione 0,1 molare e lo mettiamo in un becker piccolo ; poi aggiungiamo 1ml di acido solforico (H2 SO4). Successivamente aggiungiamo 10ml di acqua ossigenata (H2 O2).

Calcoliamo il tempo impiegato dal permanganato di potassio, inizialmente di colore viola, a scolorire.

La reazione avvenuta è la seguente :

2KMnO4  +  5H2O2  +  3H2SO4  ->  K2SO4  +  2MnSO4  +  8H2O2  +  5O2

2) In un becker grande mettiamo sempre 10ml di (K Mn O4)  di soluzione 0,1 M diluito però con 100ml di acqua (H2 O); anche qui aggiungiamo 1ml di acido solforico (H2 SO4) e in seguito 10ml di acqua ossigenata (H2 O2).

Anche in questo caso calcoliamo il tempo impiegato dal permanganato di potassio a scolorire.

La reazione avvenuta è sempre la stessa, ma varia il tempo di reazione.

Osservazioni :

Nel becker piccolo il permanganato di potassio reagendo con l’acqua ossigenata impiega 43 secondi a scolorire,il colore scompare in modo disomogeneo,si scolorisce una zona dopo l’altra.

Nel becker grande, dove il permanganato era stato diluito con 100 ml di acqua distillata, aggiungendo l’acqua ossigenata come nel primo caso, il permanganato non è ancora scolorito del tutto perfino intorno ai 2 minuti,dove il colore viola è molto più chiaro ma ancora visibile. Il permanganato scolorisce del tutto dopo 2 minuti e 54 secondi.

A differenza della reazione avvenuta nel becker piccolo, lo scolorimento in questa è avvenuto in modo più omogeneo, il colore non è scomparso a zone, bensì tutta la soluzione inizialmente viola scuro si è schiarita lentamente e in modo costante.

Deduzioni

Grazie anche a questa reazione abbiamo dedotto che la concentrazione minore del reagente dovuta alla diluizione con l’acqua rallentata di molto i tempi di reazione.

3° ESPERIMENTO :

Scopo : attraverso questo esperimento vogliamo verificare che anche la presenza di un catalizzatore può influire sulla velocità  con cui avviene la relazione

Materiale occorrente :

·  Spatola metallica

·  Provette

·  Bacchette di vetro

·  Capsule petri

Sostanze utilizzate :

·  Cloruro di rame (Cu Cl2)

·  Zinco (Zn)

·  Acido cloridrico (HCl)

Procedura eseguita ed osservazioni :

Mettiamo una punta di spatola di zinco (Zn) in una provetta, aggiungiamo per 1/3 della provetta del cloruro di rame (Cu Cl2) che è di colore azzurro. La reazione ha un’alta energia di attivazione, e non avviene naturalmente nell’ambiente.

Aggiungiamo 1ml di acido cloridrico (HCl),che funge da catalizzatore: avviene una reazione di scambio semplice e il composto cambia leggermente colore acquisendo una sfumatura verde.

Poi mescoliamo agitando con una bacchetta,anche grazie all’energia cinetica si riesce a formare il prodotto,quella che è avvenuta è una reazione esotermica.

Il rame solidifica e si ottiene un metallo non presente all’inizio cioè Cu, questo non sta sul fondo, sale a galla perché nella reazione si libera l’idrogeno (H) che è un gas che lo spinge verso l’alto.

La reazione avvenuta è la seguente:

CuCl2  +  Zn  +  HCl  ->  Cu  +  ZnCl2  +  H->

La reazione dura 1min. e 3decimi di sec.

Deduzioni :

certe reazioni non avvengono naturalmente nell’ambiente perché non riescono ad arrivare all’energia di attivazione e di conseguenza allo stato attivato, quindi per farle avvenire ,come in questo caso, c’è bisogno di un catalizzatore, grazie a questo esperimento abbiamo provato che la presenza di un catalizzatore aumenta la velocità  di reazione.