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DIVERTENTI ESPERIENZE A CASA
Attenzione, velocità! Esperimenti chimici
Esperienze divertenti a casa / Esperimenti di chimica per bambini Nella scienza chimica esiste un campo speciale che studia le velocità e i meccanismi di varie reazioni: la cinetica chimica. Sebbene la teoria chimica possa spiegare molte cose, non è ancora possibile prevedere teoricamente la velocità di una reazione. Viene studiato sperimentalmente, in laboratorio, e poi vengono sviluppati i modi per modificare questa velocità. Ci sono molte reazioni importanti per l’industria che procedono troppo lentamente; dobbiamo riuscire ad accelerarle. Altre reazioni, invece, devono essere inibite perché dannose. In breve, la cinetica chimica è una scienza sperimentale. Puoi verificare la validità delle sue leggi eseguendo diversi semplici esperimenti. Innanzitutto, assicuriamoci che la velocità della stessa reazione possa effettivamente cambiare, e in modo abbastanza significativo. (Tuttavia, ciò può essere ipotizzato non in base alla chimica, ma all'esperienza di vita; ad esempio, il cibo al freddo si deteriora più lentamente che al caldo, perché a temperature diverse le stesse reazioni biochimiche avvengono a velocità diverse.) Per verificare, ripeti l'esperimento dal capitolo "orologio chimico", ma questa volta non cambia le concentrazioni delle sostanze (questo ti è già familiare), ma la temperatura. Se entrambe le soluzioni iniziali - solfato di sodio e iodato di potassio con acido solforico - vengono versate in acqua ghiacciata, il tempo passerà fino a quando non appare il colore blu, rispetto a quando si usa acqua tiepida, basti notare che in acqua molto calda il colore non appare affatto, poiché il composto dello iodio colorato con l'amido è instabile. Quindi, hai imparato per esperienza: maggiore è la concentrazione e la temperatura, più velocemente avviene la reazione. Ma alcune reazioni a prima vista sembrano eccezioni alla regola. Ecco un esempio. Versare l'acido acetico in una provetta ad un'altezza di 1-2 cm e gettarvi dentro alcuni pezzi di zinco. Lo zinco deve essere prima pulito immergendolo per venti secondi in una soluzione di acido cloridrico e risciacquando con acqua. L'acido acetico è debole e lo zinco si dissolve in esso molto lentamente: le bolle di idrogeno vengono rilasciate a malapena. Come accelerare la reazione? Riscalda la soluzione. Giusto. Non è possibile altrimenti? Facciamo così: poco a poco aggiungeremo nella provetta acqua pulita, mescolando bene ogni volta. Osserva attentamente le bolle. Una cosa sorprendente: l'acido è già diluito due, tre volte e la reazione, invece di rallentare, va sempre più veloce! Se esegui questo esperimento in una classe circolare, sostituisci lo zinco con un pezzettino di trucioli di magnesio e non trattarlo con nulla. Il magnesio reagisce con l'acido acetico diluito in modo ancora più vigoroso dello zinco. Questa “eccezione” alla regola diventa chiara se studiata bene. La nostra esperienza con l'acido acetico è spiegata come segue. La velocità con cui lo zinco o il magnesio reagiscono con un acido dipende dalla concentrazione di ioni idrogeno nella soluzione. Questi ioni si formano quando un acido viene sciolto in acqua. Ma quando l'acqua scarseggia, l'acido acetico debole si trova in soluzione quasi esclusivamente sotto forma di molecole indissociate. Quando viene diluito con acqua, più molecole di acido acetico si scompongono in ioni e la reazione procede più velocemente. Ma se aggiungi troppa acqua, la reazione rallenterà nuovamente, per un altro motivo: a causa della forte diluizione, la concentrazione di ioni idrogeno diminuirà nuovamente. L'acido acetico al 15% reagisce più rapidamente con lo zinco. Naturalmente, non abbiamo analizzato questo esperimento per mostrare semplicemente quanto possano essere insolite le trasformazioni chimiche. Volevamo attirare la vostra attenzione su questo: per controllare la velocità della reazione, bisogna sapere come procede. Ogni reazione inizia con la collisione di molecole di sostanze tra loro. Vediamo come inizia la reazione.
Prendete un tubo di vetro non molto largo, lungo alcune decine di centimetri, e scegliete due tappi: dall'interno rivolto verso il tubo, inserite una bacchetta di vetro in entrambi i tappi e avvolgeteli attorno con un batuffolo di cotone. Inumidire un pezzo con qualche goccia di acido cloridrico concentrato, l'altro con una soluzione concentrata di ammoniaca. Inserire contemporaneamente i tappi con un batuffolo di cotone nel tubo su entrambe le estremità. Dopo alcuni minuti, a seconda della lunghezza del tubo, al suo interno apparirà un anello bianco di cloruro di ammonio NH, più vicino al batuffolo di cotone con acido cloridrico4Cl. Tipicamente, nelle reazioni chimiche, la miscela viene agitata per accelerare il processo. Non lo abbiamo fatto deliberatamente e non abbiamo nemmeno provato ad aiutare le molecole a incontrarsi: si sono mosse da sole. Tale movimento indipendente di molecole in un particolare ambiente è chiamato diffusione. Quando le molecole di entrambe le sostanze evaporarono dal cotone idrofilo, subirono miliardi di collisioni al secondo con le molecole dell'aria e tra loro. E sebbene la velocità delle molecole sia molto elevata, ammonta a centinaia di metri al secondo, a 0 ° C e pressione normale il percorso libero, cioè la distanza che una molecola riesce a percorrere da un urto all'altro, è solo di circa 0,0001 mm per queste sostanze . Ecco perché l'ammoniaca e l'acido cloridrico (dall'acido cloridrico) si muovevano così lentamente nel tubo. Una sostanza odorosa si diffonde altrettanto lentamente in una stanza con aria ferma. Ma perché non compariva l'anello bianco al centro del tubo? Poiché le molecole di ammoniaca sono più piccole, si muovono nell’aria più velocemente. Se l'aria viene pompata fuori dal tubo, le molecole di ammoniaca e acido cloridrico si incontreranno in una frazione di secondo: il percorso libero delle molecole aumenterà in modo significativo. Ti consigliamo di fare qualche ricerca per conto tuo per scoprire in che modo la gravità e la temperatura influenzano la diffusione. Per fare ciò, posizionare il tubo verticalmente e obliquamente e riscaldare anche le sue singole parti (compreso il punto in cui si deposita il cloruro di ammonio). Prova a trarre le tue conclusioni. Passiamo dai gas ai liquidi. In essi la diffusione è ancora più lenta. Verifichiamolo sperimentalmente. Su una lastra di vetro liscia e pulita, fai cadere alcune gocce di tre liquidi fianco a fianco: al centro - acqua, ai lati - soluzioni di soda e acido cloridrico. I liquidi non devono entrare in contatto prima dell'inizio dell'esperimento. Quindi, con molta attenzione, evitando di mescolare, unisci le soluzioni con un bastoncino. L’anidride carbonica dovrebbe essere rilasciata, ma ciò non avverrà immediatamente. E quando il gas inizierà a fuoriuscire, le sue bolle si troveranno lungo il confine che separa le aree di diffusione dell'acido e della soda. Invece di soda e acido, puoi prendere due sostanze idrosolubili qualsiasi che, una volta miscelate, si colorano o danno un precipitato. Tuttavia, in tali esperimenti è difficile evitare flussi di liquidi che distorcono l'immagine, quindi è meglio condurre esperimenti in soluzioni addensate. E puoi addensarli con la gelatina. Preparare una soluzione di gelatina al 4% mettendola in acqua calda (non bollire!). Versare la soluzione calda in una provetta e, quando si sarà raffreddata, rapidamente, con un solo movimento, inserire al centro della provetta con una pinzetta un cristallo di permanganato di potassio, solfato di rame o altra sostanza dai colori vivaci e solubile in acqua. Rimuovere immediatamente le pinzette con un movimento attento ma rapido. Nel giro di poche ore si può osservare uno schema di diffusione molto bello. Il soluto si diffonde in tutte le direzioni alla stessa velocità, formando una sfera colorata. Puoi fare un altro esperimento con una soluzione addensata. Versare la soluzione di gelatina calda in due provette e aggiungere un po' di soluzione alcalina in una e la fenolftaleina nell'altra. Quando il contenuto delle provette si sarà solidificato, utilizzare una pinzetta per inserire rapidamente un pezzo di compressa di fenolftaleina al centro della prima provetta e un pezzo di carbonato di sodio al centro della seconda. In entrambi i casi apparirà un colore cremisi. Ma attenzione: nella seconda provetta il colore si diffonde molto più velocemente. Gli ioni idrossido prodotti dalla dissociazione degli alcali sono molto più piccoli e leggeri della complessa molecola organica fenolftaleina, e quindi si muovono più velocemente in soluzione. Passiamo ora ai solidi. Nelle reazioni tra loro (o tra un solido e un liquido o un gas), le molecole possono scontrarsi solo in superficie. Maggiore è la superficie dell'interfaccia, più rapida sarà la reazione. Assicuriamoci di questo. Il ferro non brucia nell'aria. Questo però vale solo per gli oggetti in ferro. Ad esempio, le unghie hanno una piccola superficie di contatto con l'aria e la reazione di ossidazione è troppo lenta. La limatura di ferro reagisce con l'ossigeno molto più velocemente: al freddo si trasformano prima in ruggine e in una fiamma possono prendere fuoco. I grani più piccoli possono accendersi senza riscaldarsi affatto. Tale ferro è chiamato piroforico. È impossibile pianificarlo anche con il file più piccolo, quindi si ottiene chimicamente, ad esempio, decomponendo il sale dell'acido ossalico - ossalato di ferro. Mescolare soluzioni acquose di qualsiasi sale ferroso, come solfato ferroso, e acido ossalico o il suo sale solubile. Filtrare il precipitato giallo dell'ossalato di ferro e riempirne la provetta fino a non più di un quinto del volume. Riscalda la sostanza sulla fiamma del fornello, tenendo la provetta in posizione orizzontale o leggermente inclinata, con il foro rivolto verso il basso e lontano da te. Rimuovere eventuali gocce d'acqua rilasciate con un filo di carta da filtro o un batuffolo di cotone. Quando l'ossalato si decompone e si trasforma in una polvere nera, tappare la provetta e raffreddarla. Versare poco a poco e con molta attenzione il contenuto della provetta su un foglio di metallo o di amianto: la polvere lampeggerà con scintille luminose. L'esperienza è particolarmente efficace in una stanza buia. Avvertenza importante: il ferro piroforico non deve essere immagazzinato poiché potrebbe provocare un incendio! Alla fine dell'esperimento, assicurati di accendere la polvere nell'aria o trattarla con acido in modo che non rimangano particelle incombuste: possono accendersi spontaneamente. Successivamente studieremo come la dimensione della superficie di una sostanza solida influisce sulla velocità della sua reazione con un liquido. Prendi due pezzi di gesso identici e macinane uno in polvere. Collocare entrambi i campioni nelle provette e riempirle con volumi uguali di acido cloridrico. Il gesso finemente tritato, come ci si aspetterebbe, si dissolverà molto più velocemente. Metti un altro pezzo di gesso in una provetta con acido solforico. La reazione energetica iniziata presto si placa e poi si ferma del tutto. Da cosa? Dopotutto, l'acido solforico non è più debole dell'acido cloridrico... Quando il gesso reagisce con l'acido cloridrico, si forma cloruro di calcio CaCl2 che si dissolve facilmente in acqua e non interferisce con il flusso di nuove porzioni di acido sulla superficie del gesso. Quando reagisce con acido solforico, si ottiene solfato di calcio CaSO4, ma si dissolve molto male nell'acqua, rimane sulla superficie del gesso e lo copre. Affinché la reazione proceda ulteriormente, è necessario pulire di tanto in tanto la superficie del gesso o trasformarlo preventivamente in polvere. La conoscenza di tali dettagli del processo è molto importante per la tecnologia chimica. E un'altra esperienza. Mescolare in un mortaio due sostanze solide che danno prodotti di reazione colorati: nitrato di piombo e ioduro di potassio, solfato di ferro e sale rosso sangue, ecc. - e macinare la miscela con un pestello. A poco a poco, mentre macini, la miscela inizierà a colorarsi, man mano che aumenta la superficie di interazione tra le sostanze. Se versi un po 'd'acqua sulla miscela, apparirà immediatamente un colore intenso: dopo tutto, le molecole si muovono molto più facilmente in una soluzione. E alla fine degli esperimenti sulla cinetica, eseguiremo un esperimento quantitativo; l'unico strumento di cui avrai bisogno è un cronometro o un orologio con la lancetta dei secondi. Preparare 0,5 litri di soluzione di acido solforico al 3% (versare l'acido in acqua!) e la stessa quantità di soluzione di tiosolfato di sodio al 12%. Prima di sciogliere il tiosolfato, aggiungere all'acqua qualche goccia di ammoniaca. Contrassegnare due matracci cilindrici (bicchieri, bicchierini) con una capacità di 100 ml al livello 50; 25; 12,5 e 37,5 ml, dividendo successivamente l'altezza a metà. Etichettare le bottiglie e versarvi le soluzioni preparate fino al segno massimo (50 ml). Posizionare un normale bicchiere sottile con una capacità di 200 o 250 ml su carta scura e versarvi dentro la soluzione di tiosolfato e poi l'acido. Prendi nota immediatamente dell'ora e mescola il composto per uno o due secondi. Per evitare di rompere il vetro è meglio utilizzare un bastoncino di legno. Non appena la soluzione comincia a diventare torbida, registrare il tempo trascorso dall'inizio della reazione. È conveniente condurre l'esperimento insieme: uno controlla l'orologio, l'altro scarica le soluzioni e segnala la torbidità. Lavare il bicchiere ed eseguire l'esperimento altre tre volte; Versare la soluzione di tiosolfato nel bicchiere fino alla terza (37,5), seconda (25) e prima (12,5 ml) tacca, aggiungendo ogni volta acqua fino alla tacca superiore. La quantità di acido rimane costante in tutti gli esperimenti e il volume totale della miscela reagente è sempre 100 ml. Ora disegna un grafico che mostra come la velocità di reazione dipende dalla concentrazione di tiosolfato. È conveniente esprimere la concentrazione in unità arbitrarie: 1, 2, 3 e 4. Posizionali sull'asse x. Ma come calcolare la velocità di reazione? Questo non può essere fatto con precisione, se non altro perché determiniamo il momento dell'annebbiamento a occhio, in una certa misura soggettivamente. Inoltre, la torbidità dimostra solo che le particelle più piccole di zolfo liberate durante la reazione hanno raggiunto una dimensione tale da poter essere notate. Eppure, in mancanza di meglio, considereremo l'inizio della torbidità come la fine della reazione (il che, tra l'altro, non è molto lontano dalla verità). Facciamo un'ulteriore ipotesi: la velocità di una reazione è inversamente proporzionale alla sua durata. Se la reazione impiega 10 secondi, assumeremo che la velocità sia 0,1. Traccia le velocità sull'asse y. Quattro esperimenti hanno dato quattro punti, il quinto l'origine delle coordinate. Tutti e cinque i punti si troveranno approssimativamente sulla stessa linea retta. La sua equazione è scritta come segue: v == k [N / a2S2O3] dove v- è la velocità di reazione, le parentesi quadre sono la designazione della concentrazione accettata nella cinetica chimica, e K - la costante di velocità, che è facile trovare dal grafico. Ma la velocità di reazione dovrebbe dipendere anche dalla concentrazione di acido solforico. Mantenendo costante la quantità di tiosolfato e diluendo l'acido solforico, verificare come varia la velocità di reazione. Stranamente, non cambia! Tali casi non sono rari. Nella nostra esperienza, si verifica una reazione complessa e il suo prodotto, lo zolfo, non viene rilasciato immediatamente durante le collisioni dirette tra tiosolfato e molecole di acido. In generale, non ci sono così tante reazioni in cui i prodotti vengono ottenuti immediatamente. In complesse reazioni sequenziali alcune fasi procedono più lentamente di altre. Nel nostro caso, è quest'ultimo in cui si forma lo zolfo. È stata proprio la sua velocità che, in effetti, abbiamo misurato. Autore: Olgin O.M.
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