ISTITUTO ISTRUZIONE SECONDARIA SUPERIORE “NRIO MI ... di laboratorio... · Sicurezza nel...

Laboratorio di Chimica Liceo Scientifico Scienze Applicate

a.s. 2014 2015

Raccolta di esercitazioni pratiche

a cura del Prof. Notaro Fernando

ISTITUTO ISTRUZIONE SECONDARIA SUPERIORE “ENRICO MEDI” GALATONE (LE)

1

SOMMARIO

Sicurezza nel Laboratorio di Chimica........................................................................................................ 3

Simboli di pericolosità delle sostanze chimiche e relative prescrizioni .................................................... 4

Dispositivi di protezione individuale ......................................................................................................... 5

Schede di sicurezza ................................................................................................................................... 6

Norme di comportamento ........................................................................................................................ 7

Schema di stesura della relazione di laboratorio ..................................................................................... 8

Attrezzatura di Laboratorio – la Vetreria ................................................................................................ 9

Determinazione della densità di un solido ............................................................................................. 10

Determinazione della densità di un liquido ............................................................................................ 11

Passaggi di Stato .................................................................................................................................... 12

Tecniche di separazione ......................................................................................................................... 13

Cromatografia su carta .......................................................................................................................... 14

Cristallizzazione ...................................................................................................................................... 15

Legge della conservazione di Massa – Lavoisier – ................................................................................. 16

I miscugli ed i composti .......................................................................................................................... 17

Saggi alla fiamma ................................................................................................................................... 18

Conducibilità elettrica ............................................................................................................................ 19

Legami chimici – prove di polarità solubilità e miscibilità ..................................................................... 21

Preparazione di Soluzioni ....................................................................................................................... 22

La nomenclatura chimica: i composti..................................................................................................... 24

La respirazione produce CO2 ................................................................................................................. 25

Preparazione dell’anidride solforosa ...................................................................................................... 26

Preparazione dell'anidride solforosa e dell'acido solforoso ................................................................... 27

Preparazione dell'acido nitrico ............................................................................................................... 28

Preparazione dell'acido cloridrico .......................................................................................................... 28

Parte seconda: i sali: .............................................................................................................................. 30

Le Reazioni chimiche .............................................................................................................................. 31

I fattori che influenzano la velocità di reazione ..................................................................................... 32

Natura dei reagenti e velocità di reazione ............................................................................................. 35

Effetto della concentrazione di reagenti e prodotti sull’equilibrio chimico ........................................... 36

Un equilibrio eterogeneo ........................................................................................................................ 38

Indicatori universali ................................................................................................................................ 39

Scala cromatica del pH ........................................................................................................................... 40

Tecniche operative sulle titolazioni ........................................................................................................ 40

Titolazione .............................................................................................................................................. 41

2

Preparazione del solfato di rame pentaidrato ....................................................................................... 42

L' elettrolisi dell' acqua ........................................................................................................................... 44

Preparazione di soluzioni tampone a pH 4 e pH 10 ............................................................................... 45

Reazioni di ossidoriduzione in becker ..................................................................................................... 46

La Pila di Daniel ...................................................................................................................................... 48

Alcani e cicloalcani ................................................................................................................................. 50

Alcheni .................................................................................................................................................... 50

Alchini ..................................................................................................................................................... 50

Alcoli ....................................................................................................................................................... 51

Aldeidi R-CHO: ........................................................................................................................................ 52

Determinazione dell’acidità dell’olio ...................................................................................................... 53

Determinazione dell’acidità totale del vino ........................................................................................... 55

Il Nylon .................................................................................................................................................... 56

Esperienze di spettrofotometria ............................................................................................................. 57

Ricerca delle proteine negli alimenti ...................................................................................................... 58

Determinazione delle proteine nell’albume dell’uovo con il reattivo di biureto. ................................... 59

Riconoscimento della presenza dei Lipidi ............................................................................................... 60

Preparazione dei principali reattivi del laboratorio di chimica .............................................................. 61

Costanti di dissociazione acida e basica ................................................................................................. 63

3

SICUREZZA NEL LABORATORIO DI CHIMICA

Nel Laboratorio di Chimica gli incidenti possono essere di due tipi: quelli puramente meccanici (una

caduta per scivolamento, un taglio da un vetro rotto) e quelli che coinvolgono reagenti chimici (ustioni

da acido, sensibilizzazioni da contatto). È ovvio che i due casi vanno trattati diversamente: gli

incidenti in cui sono coinvolti reagenti chimici hanno la priorità in quanto è indispensabile

allontanare quanto prima il reagente a contatto con la persona.

Per fare questo si usa, ove possibile, acqua di rubinetto o si spazzola via il reagente dalla pelle e dai

vestiti.

In caso di contatto con gli occhi è urgente ricorrere alle cure di un medico o al pronto soccorso

Per la sicurezza è importante parlare di:

Etichettatura dei prodotti

Dispositivi di protezione individuale (D.P.I.)

Norme comportamentali

ETICHETTATURA DEI PRODOTTI CHIMICI

Tutti i prodotti chimici in laboratorio devono essere adeguatamente etichettati: sull’etichetta deve

comparire il nome del prodotto, magari in più lingue, la sua formula, le frasi di rischio (Frasi R) e

quelle di sicurezza (Frasi S), oltre agli eventuali pittogrammi per descrivere visivamente il tipo di

pericolo associato a quel determinato prodotto.

Frasi R e Frasi S

Le Frasi R e le Frasi S sono state introdotte da una normativa europea e riguardano l’etichettatura dei

prodotti chimici pericolosi. Sono costituite da una serie di numeri intervallati da trattini (-) o da

sbarrette (/) e possono essere raggruppati a formare frasi più complesse.Ad ogni numero è associata

una frase in un elenco che descrive il tipo di rischio e/o le procedure di sicurezza

Frasi R e Frasi S

Per esempio:

R: 45 - 46 - 22 - 36/37/38 - 48/20/22 significa:

Può provocare

alterazioni genetiche

ereditarie.

Nocivo per

ingestione

Irritante per gli occhi, le

vie respiratorie e la pelle

Può provocare

il cancro

Nocivo: possibilità di effetti

irreversibili per inalazione, a

contatto con la pelle e per

ingestione.

4

SIMBOLI DI PERICOLOSITÀ DELLE SOSTANZE CHIMICHE E RELATIVE

PRESCRIZIONI

Esplosivo (E)

Pericolo: Questo simbolo indica prodotti che possono esplodere in certe

condizioni.

Precauzioni: Evitare attriti, urti, scintille, calore, spostamenti bruschi.

Comburente ( C )

Pericolo: Sostanze ossidanti che possono infiammare materiale combustibile o

facilitare incendi già in atto.

Precauzioni: Tenere lontano da materiali combustibili.

Molto

infiammabile

Pericolo: Liquidi con punto di infiammabilità inferiore a 0°C e con punto di

ebollizione non superiore a 35°C. Sostanze gassose infiammabili a contatto con

l'aria a temperatura ambiente e pressione atmosferica.

Precauzioni: Conservare lontano da fiamme o da qualsiasi altra fonte di

accensione. Evitare la formazione di miscele aria-gas infiammabili e tenere

lontano da fiamme libere o altre fonti di accensione.

Infiammabile

Pericolo: Sostanze auto-infiammabili. Prodotti chimici infiammabili all'aria.

Prodotti chimici che a contatto con l'acqua formano gas infiammabili. Liquidi

con punto di infiammabilità inferiore a 21°C. Sostanze solide che si infiammano

facilmente a contatto con fonti di accensione.

Precauzioni: Conservare lontano da fiamme o da qualsiasi altra fonte di

accensione. Evitare il contatto con acqua o sostanze umide. Conservare lontano

da fiamme o da qualsiasi altra fonte di accensione. Conservare lontano da

fiamme o da qualsiasi altra fonte di accensione.

Tossico (T)

Molto Tossico (T+)

Pericolo: Sostanze molto pericolose per la salute per inalazione, ingestione o

contatto con la pelle, che possono causare gravi effetti irreversibili o morte a

seguito di esposizioni occasionali, ripetute o prolungate.

Precauzioni: Evitare il contatto, l'ingestione o l'inalazione di vapori.

Nocivo (Xn) Irritante (Xi)

Pericolo: Sostanze pericolose per la salute per inalazione, ingestione o contatto

con la pelle, che possono anche causare gravi effetti irreversibili o morte a

seguito di esposizioni occasionali, ripetute o prolungate. Sostanze che possono

avere effetto irritante per pelle, occhi ed apparato respiratorio.

Precauzioni: Evitare il contatto, l'ingestione o l'inalazione di vapori.

Pericolo: Evitare il contatto o l'inalazione di vapori.

Corrosivo ( C )

Pericolo: Prodotti chimici che per contatto distruggono sia tessuti viventi che

attrezzature di laboratorio.

Precauzioni: Non respirare i vapori ed evitare il contatto con la pelle, occhi ed

indumenti. Utilizzare idonee apparecchiature di laboratorio resistenti a tali

agenti.

Nocivo per l'ambiente

Pericolo: Sostanze nocive per l'ambiente acquatico (laghi, fiumi, mare) e per

l'ambiente terrestre o per l'atmosfera, nei confronti sia dell'uomo che di flora e

fauna con effetti dannosi sia a breve che a lungo termine.

Precauzioni:

5

DISPOSITIVI DI PROTEZIONE INDIVIDUALE

I dispositivi di protezione individuale sono costituiti da:

Camici

Occhiali di sicurezza

Guanti

Altri dispositivi

La funzione di questi dispositivi è quella di ridurre (non annullare completamente!!) i rischi che si

possono correre nella normale pratica di un laboratorio di chimica.

Occhiali di sicurezza

La funzione primaria degli occhiali di sicurezza è

quella, ovviamente, di prevenire il contatto tra prodotti

chimici e l’occhio. I modelli possono essere diversi; in

ogni caso devono riportare la sigla EN 166 oppure EN

172 ed il marchioCE

Il camice

Il camice è la prima difesa contro schizzi di sostanze chimiche.

E’ preferibile sia di cotone e di colore bianco per poter così notare meglio

macchie dovute a sostanze chimiche.

Affinché sia efficace esso:

deve essere sempre abbottonato completamente

deve avere gli elastici alle maniche

deve arrivare fino al ginocchio

I Guanti

La protezione delle mani (quando

necessaria) avviene mediante

guanti: questi possono essere dei

semplici e leggeri guanti “da

ispezione” che proteggono solo dal

contatto e poco più fino ai guanti

pesanti, rivestiti in PVC, usati per travasare liquidi corrosivi. Da notare che

alcuni soggetti possono essere allergici al caucciù, in tal caso o indossano dei sottoguanti in cotone

leggero o usano guanti in gomma nitrilica.

Altri dispositivi DPI

Le persone con chiome lunghe e fluenti corrono il rischio, nel

Laboratorio di chimica, di ritrovarsi con i

capelli incendiati da una fiamma del Bunsen: è

il caso che i capelli siano raccolti con un

mollettone, un elastico, un cerchietto per capelli

o, meglio, con una cuffia leggera. Quando si

travasano liquidi potenzialmente pericolosi,

oltre ai guanti ed agli occhiali, è consigliabile usare anche una

“traversa” di materiale resistente, che arrivi fino ai piedi. Nei laboratori di

biologia sono spesso usate delle soprascarpe monouso per evitare la

contaminazione dall’esterno

6

SCHEDE DI SICUREZZA

Per ogni sostanza chimica presente in laboratorio esiste anche una scheda di sicurezza che fornisce le

indicazioni e le norme comportamentali che si devono seguire quando la si deve maneggiare o ci si

trova in contatto (accidentale o meno) con essa.

Le schede di sicurezza sono redatte in maniera standard e, rispetto alle etichette costituiscono un

sistema di informazione molto più completo ed approfondito per quanto attiene ai rischi associati

all'impiego degli agenti chimici. Ogni scheda di sicurezza deve contenere 16 voci distinte dalla lettura

delle quali si ottengono informazioni molto utili per una corretta manipolazione di quella sostanza

chimica.Come qualunque altro sistema informativo devono essere lette e consultate sempre PRIMA

dell'inizio di una qualsiasi operazione o manipolazione.

Nelle schede di sicurezza devono essere presenti leseguenti voci:

1. Elementi identificativi della sostanza e

della società produttrice

2. Composizione della sostanza

3. Identificazione dei pericoli

4. Misure di pronto soccorso

5. Misure antincendio

6. Provvedimenti in caso di dispersione

accidentale

7. Manipolazione ed immagazzinamento

8. Controllo dell'esposizione e protezione

individuale

9. Stabilità e reattività

10. Proprietà fisiche e chimiche

11. Informazioni tossicologiche

12. Informazioni ecologiche

13. Smaltimento

14. Informazioni sul trasporto

15. Informazioni sulla normativa

16. Altre informazioni

Nei laboratori inglesi ed americani è molto diffuso il sistema

cosiddetto “a diamante” nel quale un rombo regolare viene diviso in

quattro sezioni identiche, colorate diversamente e con segnato un

numero che indica la pericolosità. Questo sistema è conosciuto con

il nome di “NFPA diamond” e i quattro colori servono a:

•indicare l’infiammabilità della sostanza con il colore ROSSO

•indicare la reattività della sostanza con il colore GIALLO

•indicare la velenosità della sostanza con il colore BLU

•indicare particolari caratteristiche pericolose con il colore

BIANCO

All’interno di ogni settore colorato vengono poi inseriti numeri o

lettere per indicare il grado di pericolosità o le caratteristiche della

sostanza

7

NORME DI COMPORTAMENTO

Nel Laboratorio di chimica:

1. Si devono indossare camice ed occhiali (almeno!)

2. Le scarpe devono essere chiuse ed allacciate

3. Si deve entrare con il cervello COLLEGATO

4. Si deve leggere TUTTA la procedura prima di iniziare l’esperimento

5. Si deve sapere dove sono le uscite di sicurezza, gli estintori e la doccia oculare di

emergenza

6. Si deve tener nota dell’esperimento in esecuzione su di un blocco per appunti

(scrivendo con una penna con inchiostro possibilmente resistente all’acqua)

Ricordare inoltre che:

1. Il vetro caldo ha lo stesso aspetto del vetro freddo

2. Ogni esperimento ha una sua storia; non esistono esperimenti andati male, al

massimo si possono usare come esempi negativi

3. Non si usa (VIETATISSIMO!!) vetreria incrinata

4. Sui giunti a cono smerigliato normalizzato si inserisce SOLO un altro giunto a cono

smerigliato e normalizzato

5. Gli esperimenti che si svolgono a scuola non si possono replicare a casa

8

SCHEMA DI STESURA DELLA RELAZIONE DI LABORATORIO

ESPERIENZA N°________

Cognome e nome _____________ ______________________________classe _________________________

Gruppo _________________________(se si lavora in gruppo indicare il nome degli altri componenti)

Attività svolta il:_______________________ Relazione consegnata il:__________________

RELAZIONE DI LABORATORIO

Titolo__________________________________________________________________________

Scopo dell’esperienza - definizione del problema Nota: L’insegnante ti detterà un breve testo riguardante l’obiettivo dell'esperimento, cioè su quale problema, per quale

motivo o con quale finalità si è effettuata l'esperienza.

Materiale e reattivi utilizzati Nota: Si presenta semplicemente l'elenco (anche messo sotto forma di tabella) del materiale di laboratorio (sostanze,

vetreria, strumenti, cavi, attrezzi, ecc.). Quando si impiega uno strumento, di questo vanno specificate la

sensibilità (la minima variazione di grandezza da esso misurabile) e la portata dello strumento. Ad esempio una

bilancia analitica con sensibilità pari a 0,005 grammi e portata 100 g, una buretta da 50 mi con sensibilità 1/10 mi

e portat 10 mi, ecc.

Schema di montaggio apparecchiatura utilizzata (se richiesto)

Introduzione teorica

Descrizione procedimento sperimentale

Nota:in questa parte della relazione devi semplicemente descrivere in breve che cosa hai fatto con gli strumenti ed il

materiale raccolto per l’esperienza

Raccolta dati

Nota: qui sono riportate tutte le informazioni ricavate nel corso dell'esperimento. Esse devono essere complete, accurate,

bene organizzate e tabéllate in modo appropriato. L'analisi comprende:

Osservazioni qualitative, ottenute utilizzando i sensi, quali per esempio, quelle riguardanti i cambiamenti di colore, gli

odori, la formazione di precipitati, lo sviluppo di gas, ecc.

Ad esempio, se la procedura dell’esperienza prevede la dissoluzione di sale (cloruro di sodio) in acqua, il fatto di non

vedere più il sale nell’acqua dopo tale esperienza è un’osservazione qualitativa.

Osservazioni quantitative ottenute attraverso l'uso degli strumenti di misura, come, per esempio, quelle che misurano la

massa, il volume, la temperatura, ecc.

Le precedenti informazioni sono dette dati. I dati devono essere tabulati, cioè sistemati in una tabella.

Elaborazione dati

Nota:. Qualora siano presenti dei calcoli, è necessario riportarli con chiarezza nell'ordine in cui sono stati eseguiti per svolgere correttamente il lavoro, ricordandosi di:

Trascrivere tutti i calcoli effettuatati, indicando sempre tutte le unità di misura

Fornire, evidenziandolo, un risultato finale, (si consiglia di osservare il risultato ottenuto e ragionare se questo è

coerente con i dati utilizzati).

Conclusioni dell’esperienza

Quali conclusioni possono desumersi dall’esame dei dati misurati? E’ possibile individuare una legge matematica che

leghi le grandezze misurate?

Questa parte dev'essere molto curata, perché molto importante. Essa rappresenta la trascrizione dei ragionamenti che si

sono fatti, utilizzando i dati e la loro elaborazione, per raggiungere lo scopo dell’esperienza.

9

ATTREZZATURA DI LABORATORIO – LA VETRERIA

Le apparecchiature in vetro che costituiscono la vetreria sono generalmente in vetro resistente agli

sbalzi di temperatura e soprattutto resistenti alle soluzioni acide e basiche (vetro pirex o vetro neutro)

Provette

Sono tubi in vetro con un estremità chiusa e arrotondata. Si usano per osservare l’andamento delle

reazioni che coinvolgono piccole quantità di sostanze, sia a caldo che a freddo. Un tipo particolare

sono le provette da centrifuga, con pareti più spesse e fondo conico.

Becher

Sono recipienti di forma cilindrica di varia capacità. Possono essere graduati e non e si utilizzano per

prelevare e riscaldare dei liquidi anche all’ebollizione.

Beute

Sono recipienti di forma tronco conica. Possono essere graduate e non. Si utilizzano per riscaldare un

liquido in modo da evitare perdite durante l’evaporazione poiché i vapori condensano sulle pareti e

ricadono nella soluzione. Una variante è la beuta codata, caratterizzata da pareti più spesse, munita di

un tubo laterale (coda) che generalmente viene collegato con una pompa. Queste beute si utilizzano

per filtrare sotto vuoto.

Palloni

Sono recipienti caratterizzati da un fondo sferico e un collo abbastanza lungo. Si usano generalmente

per riscaldare liquidi all’ebollizione e costituiscono parte dell’apparecchiatura che consente la

distillazione.

Matracci

Sono recipienti di forma sferica, caratterizzati da fondo piatto e collo lungo. I matracci tarati sono

muniti di un tappo e recano sul collo una tacca (tacca di taratura) che indica la portata del matraccio

stesso. Servono alla preparazione di soluzioni a titolo noto.

Imbuti

Gli imbuti comuni sono di forma conica con gambo lungo o corto, si usano per travasare dei liquidi e

per eseguire filtrazioni. Una variante degli imbuti è costituita dagli imbuti separatori che sono chiusi

in alto per mezzo di un tappo e sul gambo presentano un rubinetto. Questi imbuti permettono di

separare liquidi tra loro non miscibili.

Cilindri graduati

Sono contenitori cilindrici a base larga recanti una serie di incisioni (scala graduata) che consentono di

rilevare il volume del liquido in esso contenuto.

Burette

Sono tubi cilindrici con una portata di 50 ml, graduati in decimi di ml. Consentono di misurare in

modo accurato volumi di liquidi. Le burette terminano in basso con un rubinetto smerigliato e un

beccuccio. Per facilitare la lettura dei volumi di liquido la parete interna della buretta, opposta a quella

recante le incisioni, è munita di una striscia longitudinale blu. Le burette di usano in posizione

verticale fissandole per mezzo di pinze a morsetto a un sostegno caratterizzato da un ampia base che

conferisce al sistema buretta più sostegno una soddisfacente stabilità.

Pipette tarate o graduate

Le pipette sono tubi di vetro aperti aventi la base terminale inferiore a punta. Nelle pipette tarate si

nota la presenza di una dilatazione centrale superiormente alla quale è incisa una tacca che determina

l’altezza fino alla quale occorre aspirare il liquido per ottenere il volume indicato dalla pipetta. Nelle

pipette graduata si nota la presenza di una scala graduata che permette di prelevare volumi diversi di

liquidi. Per far risalire il liquido nella pipetta è necessario utilizzare un aspiratore

10

DETERMINAZIONE DELLA DENSITÀ DI UN SOLIDO

Obiettivi:verificare sperimentalmente la relazione esistente tra masse e volume di un solido,

dimostrando che il rapporto massa/volume è un valore costante e caratteristico della sostanza

esaminata.

Prerequisiti: conoscere il significato di densità, saper utilizzare la buretta e la bilancia

Materiale occorrente

buretta graduata

bilancia tecnica

acqua di rubinetto

cilindri di diversi metalli o leghe metalliche (Ottone, rame, stagno, acciaio, alluminio ecc…)

Procedimento

1) Ordinare i cilindretti dal più piccolo al più grande.

2) Determinare la massa di ogni cilindretto alla bilancia tecnica rispettando l’ordine crescente e

annotare i valori nell’apposita tabella.

3) Eseguire le misurazioni del volume rispettando sempre l’ordine crescente nel seguente modo

a) Riempire la buretta fino a metà del suo volume facendo l’azzeramento a 25,0 ml

b) Inclinare leggermente la buretta e introdurre lentamente il primo oggetto facendolo scivolare

lungo le pareti

c) Assicurarsi che non ci siano bolle d’aria e in caso contrario scuotere leggermente la buretta

d) Fissare la buretta al sostegno e leggere il volume finale annotandolo in tabella nella colonna

Vi - Vf

e) Ripetere le operazioni b,c,d con gli altri oggetti a disposizione senza togliere gli oggetti

precedenti

f) Svuotare la buretta ed eseguire i calcoli per determinare la densità

N. campioni Massa (g) Vi – Vf (ml) Volume (ml) Densità (g/ml)

1

2

3

4

5

11

DETERMINAZIONE DELLA DENSITÀ DI UN LIQUIDO

Obiettivi

Verificare il valore della densità come costante del rapporto massa/volume e quindi come valore

proprio che caratterizza ogni sostanza

Prerequisiti

Conoscere il significato di densità, saper eseguire un prelievo di liquidi e saperutilizzare la bilancia

tecnica


buretta

bilancia tecnica

becher da 250 ml

sostanze liquide: acqua di rubinetto, acqua distillata, soluzione di NaCl al 10%, soluzione di

CuSO4 ecc…

Procedimento

1) Determinare alla bilancia tecnica la massa del becher e trascriverla in tabella.

2) Riempire la buretta con il liquido assegnato e azzerare.

3) Prelevare 10,0 ml di liquido assegnato nel becher precedentemente pesato e determinarne la

massa alla bilancia.

4) Riportare i dati in tabella.

5) Prelevare nello stesso becher altri 10,0 ml di liquido e determinarne nuovamente la massa

riportando i valori in tabella

6) Ripetere le misure di massa e volume fino al prelievo totale di 50 ml

7) Completare la tabella calcolando la densità

N. campioni Massa becher

vuoto (g)

Volume

liquido (ml)

Massa becher

pieno (g)

Massa

liquido (g)

Densità

liquido

(g/ml)

1

2

3

4

5

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PASSAGGI DI STATO

Passaggi di stato dello iodio (sublimazione) Materiale occorrente

bunsen

reticella

treppiede

becher da 250 ml

vetro di orologio

disco di carta da filtro

spatola

imbuto di vetro

batuffolo di cotone

idrofilo

Sostanza: iodio solido

Procedimento

1) Sistemare bunsen, treppiede e reticella. Riempire circa a metà con acqua di

rubinetto il becher e metterlo a scaldare sulla reticella

2) Appoggiare sul becher il vetro di orologio, mettervi sopra una punta di spatola di

iodio e coprire con il disco di carta da filtro

3) Tappare l’estremità dell’imbuto con un batuffolo di cotone e appoggiare l’imbuto capovolto sul vetro

d’orologio con filtro

4) Spegnere il bunsen quando l’acqua bolle

5) Osservare attentamente ciò che accade

LA FUSIONE DEL TIOSOLFATO DI SODIO

INTRODUZIONE TEORICA

La fusione è il passaggio dallo stato solido a quello liquido. Il punto di fusione è il valore di temperatura in cui

si verifica il passaggio di stato. Le particelle nello stato solido sono legate da forze, le forze di coesione, quando

somministriamo calore ad una sostanza, le particelle aumentano il loro contenuto energetico fino a vincere le

forze di coesione, durante questo processo viene assorbita una quantità di calore , il calore latente di fusione.

Sosta termica: durante il passaggio di stato coesistono lo stato solido e lo stato liquido e nonostante si continui a

somministrare calore la temperatura rimane costante fino a quando tutta la sostanza non è diventata liquida, per

poi risalire fino al prossimo passaggio di stato.

Si verifica la sosta termica perché il calore fornito serve per vincere le forze di coesione, questa quantità di

calore assorbita durante il passaggio di stato è il calore latente, calore nascosto.

Pertanto fornendo calore ad una sostanza, ad un certo punto si dovrà osservare nei dati di temperatura una sosta

termica che coincide con il punto di fusione.

OBIETTIVO

Determinare il punto di fusione del tiosolfato di sodio.

Verificare che nel momento in cui avviene la fusione si ha una sosta termica

PROCEDIMENTO OPERATIVO

Prelevare un po’ di sostanza in una provetta, inserire all’interno della provetta un

termometro, il bulbo del termometro deve essere ben immerso nella sostanza. Con un

sostegno ed una pinzasistemare come da figura, per riscaldare la sostanza a bagnomaria

La fiamma del bunsen deve essere regolata molto bassa tipo candela, una fiamma alta

compromette la prova in quanto non si riesce ad apprezzare la sosta termica e di

conseguenza nonsi può individuare il punto di fusione. Registrare i valori di

temperatura ogni 30 secondi a partire da 30° C fino a 60° C, come riportato nella tabella

seguente. Attenzione movimenti bruschi di oggetti, o di persone provocano correnti

d’aria che possono far spegnere la fiamma, compromettendo la prova, ricordarsi che i dati da registrare sono

tanti, quindi è opportuno preparare per tempo la tabella per raccogliere i dati sperimentali, la lettura del valore

di temperatura risulta difficoltosa, ricordarsi di non alzare mai il termometro dalla sostanza, la prova

risulterebbe errata

Costruire un grafico

13

TECNICHE DI SEPARAZIONE

DISTILLAZIONE

Materiali occorrenti:

Vino – Pallone da 500 mL con collo recante un attacco laterale – Beuta da 500 mL – Termometro –

.Refrigerante – Tubi in gomma – Treppiedi – Retina d’amianto – Tappi forati.

La distillazione è un metodo di separazione di soluzioni omogenee, sfruttando la diversa volatilità delle

sostanze di cui sono formate.

Fornendo calore alla soluzione da separare, si porta il tutto all’ebollizione. Il liquido che bolle, passa allo stato

di vapore liberandosi dal miscuglio. Il vapore viene incanalato in un sistema che lo raffredda (refrigerante),

facendolo ritornare allo stato di liquido, che viene raccolto nella beuta.

Nel caso di due o più liquidi, bollirà prima quello che ha un punto di ebollizione più basso e, poi, via via gli

altri. Nel caso di miscugli liquidi, non si riesce quasi mai ad avere liquidi puri, ma si hanno frazioni di liquido nelle quali la quantità di uno dei componenti è maggiore rispetto al miscuglio di partenza (frazione arricchita in un componente).

Esecuzione dell’esperienza: Il miscuglio da separare (il vino) si pone in un pallone da 500 mL recante sul collo un raccordo. Si tappa il

pallone con un tappo forato, nel quale è stato introdotto un termometro. Il raccordo presente sul collo del

pallone viene attaccato al refrigerante, tramite un tappo forato. L’ingresso in basso del refrigerante viene

attaccato, tramite un tubo in gomma, ad una fontana e l’uscita, presente in alto del refrigerante, tramite un altro

tubo in gomma, viene collegato ad uno scarico (ad esempio il lavello). Sotto al becco del refrigerante si pone

una beuta, che ha la funzione di raccogliere il liquido che fuoriesce dal refrigerante.

Assemblato l’apparecchio di distillazione, non resta che accendere la cuffia riscaldante. La temperatura del

miscuglio, ovviamente, salirà mano a mano che il tempo passa. Vicino al punto di ebollizione dell’alcool etilico

(ca.75°C) incominciano ad essere evidenti i vapori, che si condensano già nel collo del pallone, più la

temperatura aumenta più la condensazione avviene lontano dal pallone.

Il vapore che arriva nel refrigerante incontra l’acqua che circola nella camicia esterna del refrigerante (non vi è

contatto tra la camicia esterna in cui vi è acqua e la camicia interna in cui circola vapore, per cui i due stati

non si mescolano ma scambiano solo calore).

Nella beuta si raccoglie un liquido bianco (distillato di vino) formato da una miscela di acqua e alcool, nel

quale la quantità di alcool (superiore ai 30°) è maggiore di quella del vino (circa 12°).

L’ingresso dell’acqua nel refrigerante deve avvenire in modo tale che l’acqua che circola nella camicia esterna

abbia un percorso opposto rispetto al vapore nella camicia interna (controcorrente). In questo modo il vapore

incontra sempre acqua fredda. Per questo motivo l’ingresso è stato attaccato in basso e l’uscita in alto (vedi

figura precedente).

I refrigeranti non hanno tutti la stessa forma vi sono anche quelli a serpentina a bolle ecc.

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CROMATOGRAFIA SU CARTA

La cromatografia (dal greco χρῶμα, traslitterato in kroma, "colore"), è una tecnica di separazione delle

componenti di un miscuglio omogeneo basata sulla distribuzione dei suoi componenti tra due fasi, una

stazionaria e una in movimento lungo una direzione definita.

tipo Fasestazionaria fase mobile

gascromatografia (GC) solida o liquida supportata su solido gas

cromatografia liquida(LC) solida o liquida supportata su solido liquida

cromatografia su strato sottile(TLC) solida liquida

cromatografia a scambio ionico(IEC) solida liquida

Cromatografia di esclusione molecolare (EC) solida liquida

Obiettivo: Separare i pigmenti contenuti in un inchiostro e clorofilla mediante cromatografia su carta.

Il principio della separazione cromatografica si basa sulla diversa affinità (adsorbimento) delle sostanze

miscelate che hanno con una fase fissa, la carta e una fase mobile, il solvente.

Attrezzatura e strumenti:

1. Vaschetta cromatografica (si può usare anche un barattolo di vetro)

2. Carta cromatografica (oppure carta da filtro)

3. Capillare di vetro

4. Riga millimetrata

Materiali e reagenti:

1. Alcool etilico C2H5OH

2. Acetone CH2COCH3

3. Penne a sfera e pennarelli di diverso colore

4. Spinaci

Come eluente si può utilizzare o alcool etilico o una miscela dei due

Procedimento:

Separazione componenti inchiostro: La preparazione della carta su cui faremo l’esperienza avviene

utilizzando i fogli di carta cromatografica adatti alla vaschetta per cromatografia oppure tagliando con le forbici

un pezzo di carta da filtro di dimensioni tali da poter essere inserita verticalmente all’interno del becher senza

formare pieghe. A circa 1,5 cm dal fondo si traccia una riga orizzontale con una matita e su questa riga si

depositano, a distanza di circa 1 cm dal bordo della carta e di circa 1.5 cm fra loro, le macchie di inchiostro da

analizzare.

Estrarre una piccola quantità di inchiostro, colorando un pezzetto di carta

con una penna, arrotolare e trasferire in una provetta con 1 mL di alcool

etilico (estrarre i vari inchiostri di colore diverso), quando l’estrazione è

sufficiente prelevare con un capillare e posizionare sulla linea di

partenza dello strato sottile o della carta. Trasferire nella vaschetta

cromatografica e osservare le separazioni dei vari componenti.

Separazione componenti clorofilla: La preparazione della carta è uguale a quella per la

separazione degli inchiostri, mentre l’estrazione della clorofilla e dei caroteni negli spinaci

avviene in un mortaio con pestello, in questo caso è opportuno anidrificare i solventi con

solfato di sodio dopo l’estrazione, solvente alcool etilico parte fissa strato sottile.

http://it.wikipedia.org/wiki/Gascromatografia

http://it.wikipedia.org/wiki/Cromatografia_liquida

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CRISTALLIZZAZIONE

Introduzione La purificazione da eventuali impurezze del solfato di rame pentaidrato viene eseguita per cristallizzazione. Il metodo si basa

sulla solubilizzazione in acqua calda e successiva cristallizzazione a freddo del solfato di rame pentaidrato. Raffreddando la

soluzione, Il solfato di rame, la cui solubilità diminuisce al diminuire della temperatura, cristallizza formando grandi cristalli

regolari.

Obiettivo

Purificare (eliminare tracce di residui di carbonio) un campione di solfato di rame.

Prerequisiti

Conoscere le tecniche di separazione (filtrazione) e i passaggi di stato.


• Anello porta imbuti

• Becco Bunsen

• Treppiede con reticella

• Due filtri di carta

• Bacchetta di vetro

• Due becher da 250 mL

• Spruzzetta

• Bilancia tecnica di sensibilità 0,01 g

• Solfato di rame pentaidrato commerciale

(CuS04 • 5 H2O)

• vetrino da orologio

Procedimento

1. Pesare in un becher da 200 mL circa 20 g di solfato di rame commerciate (m1). Aggiungere nel becher

circa 100 mL di acqua distillata e agitare con la bacchetta di vetro fino a completa solubilizzazione del

solfato di rame. Riscaldare alla fiamma di un fornello Bunsen e sino ad ebollizione il becher contenente

la soluzione di solfato di rame.

2. Filtrare la soluzione ancora calda su filtro a pieghe, raccogliendo il filtrato nel secondo becher. Il filtro

trattiene eventuali impurezze insolubili in acqua. Il filtrato deve apparire limpido e chiaramente di

colore azzurro; esso contiene il solfato di rame ed eventuali altre impurezze solubili in acqua.

3. Lasciare raffreddare lentamente il filtrato. A raffreddamento ultimato notare la formazione di grossi

cristalli azzurri di solfato di rame pentaidrato.

4. Pesare il secondo filtro di carta (m2).Separare i cristalli ottenuti dalla

soluzione (acque madri) mediante filtrazione con filtro conico (utilizzare

il secondo filtro di carta).

5. Lasciare asciugare i cristalli all'aria o in stufa (non riscaldare oltre i 60°C in quanto

temperatura il solfato di rame perde l'acqua di cristallizzazione e diventa bianco).

6. Pesare il filtro di carta contenente i cristalli di solfato di rame pentaidrato

(m3).Solfato di rame ottenuto per cristallizzazione

Elaborazione ed analisi dei dati

Completare la seguente tabella.

Massa di solfato da

purificare (m1)

Massa filtro di carta

(m2)

Massa filtro + cristalli di

solfato (m3)

Massa cristalli (m4 = rn3 -

rn2)

Determinare la resa percentuale del processo di cristallizzazione 𝑟𝑒𝑠𝑎 % =𝑚4

𝑚1∗ 100

Conclusioni

Si è potuto purificare per cristallizzazione il solfato di rame pentaidrato commerciale. Ciò ha permesso la determinazione

della resa percentuale del processo di cristallizzazione che è risultata essere del…….%

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LEGGE DELLA CONSERVAZIONE DI MASSA – LAVOISIER –

Legge della conservazione della massa, formulata definitivamente da Antoine Laurent Lavoisier 1743-1794)

nel 1789:

“In ogni trasformazione chimica, la somma delle masse delle sostanze effettivamente reagenti è uguale alla

somma delle masse delle sostanze prodotte".

Esperienza dimostrativa Inserire in una beuta del carbonato di calcio, (pezzetti di marmo) aggiungere acido

cloridrico circa 2 M (attenzione corrosivo), operando su una bilancia, chiudere con un tappo e osservare la

trasformazione. Si osserverà una vistosa effervescenza dovuta alla formazione di anidride carbonica, chiudendo

con un tappo la beuta si osserverà che la massa resta costante.

In questo caso la trasformazione è avvenuta trattenendo le sostanze che si formano come prodotti di reazione, la

massa resta uguale prima e dopo la trasformazione

CaCO3 + 2 HCl CO2 + CaCl2 + H2O

Reagenti Prodotti di reazione

ESPERIENZA DI GRUPPO

Prelevare pochi mL di soluzione di Nitrato di Piombo 1 M e Ioduro di Potassio 1M in due becher piccoli da 50-100 mL, posizionarli sulla bilancia, prendere nota della massa iniziale e osservare le sostanze prima della trasformazione. Versare lo Ioduro di Potassio nel Nitrato di Piombo, lasciando il becher sulla bilancia prendere nota della massa e osservare le sostanze.

Si osserverà la formazione di un residuo solido insolubile giallo “precipitato” e la massa resterà uguale

Pb(NO3)2 + 2 KI PbI2 + 2 KNO3

Togliendo il tappo siosserverà

unadiminuzione di massadovuta alla

perdita dellaCO2

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I MISCUGLI ED I COMPOSTI


Zolfo in polvere - Ferro limatura - Acido cloridrico sol. 1:3 - Calamita - Mortaio - Vetreria.

Richiami teorici:

Per miscuglio si intende un insieme di sostanze che mantengono inalterate le loro

caratteristiche originarie e che sono separabili con mezzi fisici semplici.

Per composto si intende una sostanza con caratteristiche proprie che differiscono da quelle delle

sostanze che lo hanno originato. Le sostanze originarie, elementi, sono sempre in rapporto

costante.

Esecuzione dell'esperienza:

Parte prima: analisi dei comportamenti chimico-fisici dei reagenti:

Si dispone su un vetro da orologio una piccola quantità di limatura di ferro. Su un secondo vetro

da orologio se ne dispone una di polvere di zolfo.

Avvicinando una calamita alle due sostanze si osserva che il ferro risente del campo magnetico

essendo attratto dalla calamita. Diversamente lo zolfo non è attratto e, quindi, non risente della

vicinanza di un campo magnetico.

Si recupera il ferro che aderisce alla calamita ponendolo in una provetta. In una seconda

provetta si mette una piccola spatolata di polvere di zolfo. Si aggiungono ad entrambe 2 mL circa

di acido cloridrico sol. 1:3.

Si osserva che il ferro si consuma rapidamente con formazione di una soluzione di colore

grigiastro, e sviluppo imponente di gas, secondo la reazione:

Fe + 2HCl FeCl2 + H2 ↑

Nella seconda provetta si nota, invece, che lo zolfo non si è sciolto e che una parte galleggia alla

superficie: non è avvenuta, infatti, alcuna reazione.

Parte seconda : formazione del miscuglio ed analisi del suo comportamento:

Si pesano 5.6 g. di limatura di ferro e 3.2 g. di polvere di zolfo; si pongono i due elementi in un

piccolo mortaio o in un crogiolo mescolando e pestando la massa, fino ad ottenere una polvere

uniforme di colore grigio chiaro; si suddivide il tutto in due parti.

Si ripete l’esecuzione della prima parte dell’esperienza La reazione che avviene può essere così descritta:

(Fe + S) + 2HCl FeCl2 + H2 ↑+ S

Le prove sopra effettuate indicano chiaramente che ci troviamo di fronte ad un miscuglio.

Parte terza: formazione del composto ed analisi del suo comportamento: Si prepara un miscuglio come nella fase precedente, avendo l'accortezza di aggiungere un eccesso di zolfo, circa

1 o 2 g (vedere nota operativa ) e lo si pone in un tubo da saggio asciutto. Si avvicina il tubo alla fiamma di un

bunsen, tenendolo con una pinza, e lo si arroventa gradualmente; dopo di ciò si lascia raffreddare il tutto per

alcuni istanti e si rompe il vetro recuperando la massa di colore scuro che si è formata.

Si raccoglie la stessa nel mortaio, la si riduce in polvere e la si suddivide in tre parti.

Si pone la prima parte su un vetro da orologio, avvicinando la calamita; non si nota alcuna influenza del campo

magnetico.

Si pone la seconda parte in una provetta e la si fa reagire con l'acido cloridrico; si verifica una reazione chimica

con produzione di un gas dall'odore di uova marce, l'acido solfidrico ed il progressivo inscurimento della

soluzione, secondo la reazione:

FeS + 2HCl FeCl2 + H2S ↑

Nota operativa: la formazione del solfuro di ferro, affinché esso abbia le descritte caratteristiche, deve

avvenire con un completo arroventamento. Poiché lo zolfo tende a fondere e ad evaporare è necessario operare

con eccesso dello stesso. In caso contrario parte del ferro non reagisce conferendo al composto una relativa

capacita a risentire del magnetismo.

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SAGGI ALLA FIAMMA

Esecuzione dell’analisi

Materiali: bacchetta di vetro con filo di acciaio al nichel-cromo, soluzione di HCl diluito, composti

contenenti potassio (K), calcio (Ca), rame (Cu), stronzio (Sr), litio (Li) o sodio (Na)

Procedimento: 1. Accendere il bunsen aprendo completamente l’anello girevole presente alla base del

bunsen (massima entrata di aria e quindi di ossigeno) è molto calda, poco visibile e deve

essere utilizzata solo come fiamma di lavoro.

2. Pulire più volte il filo ponendolo alternativamente in HCl e sulla fiamma. Ripetere

l’operazione fino a che non si osserva più alcuna colorazione della fiamma

3. Bagnare l’estremità del filo nella soluzione di HCl e poi prelevare 1 cristallo della

sostanza da esaminare con la punta del filo. Tenendo il filo leggermente inclinato verso il

basso, porlo sulla fiamma ossidante, prima nella parte bassa del mantello e poi nella parte

superiore

4. Pulire bene il filo prima di passare all’esame del composto successivo

N.B. – È opportuno esaminare per ultimi, in ordine, i composti di rame (Cu), litio (Li) e

sodio (Na) in quanto danno colorazioni molto persistenti.

Si utilizza l’acido cloridrico in modo da trasformare le sostanze nei corrispondenti cloruri che sono molto

volatili cioè passano facilmente allo stato gassoso

Aspetti teorici

Il calore della fiamma (energia termica) sollecita gli atomi e li induce ad emettere energia sotto forma di luce di

colore caratteristico.

Ogni atomo (o ione), nel suo stato fondamentale, ha gli elettroni sistemati sui gusci (livelli e sottolivelli) a più

bassa energia possibile, cioè più vicini al nucleo. Quando agli atomi di una sostanza allo stato gassoso viene

fornita una energia sufficiente, alcuni elettroni possono assorbire energia e passare da un livello interno ad uno

più esterno (stato eccitato).

Gli elettroni eccitati tornano immediatamente al livello di partenza, richiamati dalla forza di attrazione del

nucleo; nel fare ciò essi però emettono l’energia assorbita sotto forma di radiazione luminosa.

Anche se tutti gli atomi emettono radiazioni caratteristiche, il nostro occhio ne può coglier solo alcune perché è

sensibile ad un campo piuttosto ristretto, corrispondente alla zona del visibile, suddivisa nei colori

dell’arcobaleno. Gli elementi che hanno la particolarità di emettere radiazioni caratteristiche nella zona del

visibile sono perlopiù metalli ed è perciò possibile individuarne la presenza osservando la colorazione che

impartiscono alla fiamma.

Elementi dale caratteristiche colorazioni

K (potassio)

viola tenue

poco

persistente

Ca (calcio)

arancio

mattone

Cu (rame)

verde

azzurro

Sr (stronzio)

rosso a sprazzi

Li (litio) rosso

intenso

Na (sodio)

Giallo molto

intensa e

persistente

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CONDUCIBILITÀ ELETTRICA Prendono il nome di elettroliti tutte le sostanze dissociabili in ioni o che si ionizzano in acqua. Sono quindi

elettroliti gli acidi le basi e i sali. Le soluzioni acquose di elettroliti (soluzioni elettrolitiche), grazie al fatto che

questi si dissociano – ionizzano in ioni, conducono la corrente elettrica. Si rammenta che le soluzioni

elettrolitiche sono classificate come conduttori di seconda specie (quelli di prima specie sono i metalli).

Obiettivo: verificare la conducibilità di alcune soluzioni di composti ionici e covalenti in acqua, di sostanze

pure e classificare le varie sostanze come elettroliti forti, elettroliti deboli e non elettroliti in base all’intensità

luminoso della lampadina

Materiale

Becker piccoli da 80-100 mL

Strumenti

Circuitoelettrico con elettrodi

Sostanze e reattivi

Soluzione HCl 0,1 M

Soluzione NaOH 0,1 M

Acido acetico puro

Acido acetico 0,1 M

Soluzione NaCl 0,1 M

Acqua distillata

Acqua potabile


Pulire bene gli elettrodi del circuito con molta attenzione eaccertarsi che sia staccata l’alimentazione (la pulizia

deglielettrodi va fatta ad ogni cambio di soluzione). Prima

verificaconsigliata acqua distillata con acqua di rubinetto, poi verificarela

conducibilità delle varie soluzioni confrontando

l’acido acetico 0,1 M con quello puro (prima di immergere gli

elettrodi nell’acido acetico puro pulire e asciugare gli elettrodi),

la soluzione di acido acetico 0,1 M con l’acido cloridrico 0,1 M,

con NaOH 0,1 M e con NaCl 0,1 M registrare bene l'intensità della

lampadina.

Con la soluzione di NaCl 0,1 M verificare la variazione della conducibilità

variando la concentrazione, prelevare circa 30 mL 0,1 e diluire con 30 mL di acqua, verificare la conducibilità,

continuare a diluire la soluzione verificando volta per volta la conducibilità

Tabelladeidatisperimentali

Acquadistillata Non conduce Non elettrolita

Acqua potabile Conduce: la lampadina si accende poco per

la bassa concentrazione dei Sali presente

Elettrolita per i Sali presenti

Acido acetico puro Non conduce Non elettrolita

Acidoa cetico 0,1 M Conduce poco Elettrolita debole in acqua

si ionizza parzialmente

Acido cloridrico 0,1 M Conduce Elettrolita forte si ionizza

completamente

Idrossido di sodio 0,1M Conduce Elettrolita forte si ionizza

completamente

Cloruro di Sodio 0,1 M Conduce Elettrolita forte si ionizza

completamente

Conclusioni: La conducibilità dipende dalla presenza di Ioni nella soluzione, un composto covalente allo stato

puro come l’acqua o l’acido acetico non conduce perché non vi sono ioni. Questi composti covalenti polare

hanno dei dipoli (densità di carica positiva e negativa) che si creano per la differenza di elettronegatività tra i

due atomi che condividono un doppietto elettronico (H-O),quando all’acido acetico puro si aggiunge l’acqua si

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ha una parziale ionizzazione (elettrolita debole) H+, CH3COO" questi ioni che si formano consentono il

passaggio di energia elettrical’acido cloridrico risulta elettrolita forte perché in acqua si ionizza completamente.

Il cloruro di sodioè un composto ionico formato da tanti ioni positivi Na+ e tanti ioni negativi CI;, allo stato

solidoquesti ioni non sono liberi di muoversi, ne risulta che allo stato solido il cloruro di sodio nonconduce

energia elettrica, allo stato “fuso” questi ioni sono liberi di muoversi, ne consegue cheallo stato “fuso” il

cloruro di sodio conduce energia elettrica, quando mettiamo nell'acqua il clorurodi sodio avviene una

dissociazione ionica per il fenomeno della solvatazione, molte molecole diacqua riescono a vincere le forze di

legame tra i due ioni, che liberandosi consentono la conduzione di energia elettrica

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LEGAMI CHIMICI – PROVE DI POLARITÀ SOLUBILITÀ E MISCIBILITÀ


Quando due atomi si combinano per formare una molecola si ha la formazione di un legame chimico. Legame

covalente quando due atomi condividono due o più elettroni, covalente puro tra atomi con uguale

elettronegatività (es H2 H-H), covalente polare tra atomi con diversa elettronegatività l’atomo più

elettronegativo attira gli elettroni dalla sua parte e si forma un dipolo con densità di carica negativa sull'atomo

più elettronegativo, e positiva sull’altro atomo ( HCI). Legame ionico si forma tra ioni di carica opposta, è di

natura elettrostatica “forza di attrazione tra ioni di carica opposta”, in questo caso si ha un trasferimento di

elettroni da un atomo poco elettronegativo (bassa energia di ionizzazione) ad un atomo molto elettronegativo

“NaCl”

OBIETTIVO: Verificare la polarità, la miscibilità, di alcuni solventi e verificare la solubilità di alcuni soluti

neisolventi presi in esame

MATERIALE

Burette,becher .Bacchetta o penna

Provette Portaprovette

SOSTANZE E REATTIVI

Iodio,Cloruro di sodio,Acqua

Alcool etilico , Esano


Verifica della polarità Preparare sotto cappa tre burette unacon esano, una con acqua e l’altra con alcool

etilico. Prendereuna penna bic strofinarla su un panno di lana, e poi aprendopoco la buretta avvicinare la penna

al flusso del liquido,osservare se il flusso del liquido subisce una deviazione,ripetere l’operazione per tutti i

solventi.

Verifica della solubilità Prelevare con una spatola piccola e trasferire in sei provette piccole quantità pochi

granelli di iodio e cloruro di sodio, tre con cloruro di sodio e tre con iodio. Introdurre pochi mL dei solventi (1-

2 mL), ottenendo le varie combinazioni; esano con iodio e cloruro di sodio, alcool con iodio e cloruro di sodio,

e acqua con iodio e cloruro di sodio, osservare con attenzione la solubilità del cloruro di sodio e dello iodio e

registrare il risultato, (la formazione di un colore è indice di solubilità)

Verifica della miscibilità Con le provette utilizzate per la solubilità effettuare le seguenti combinazioni:

trasferire il contenuto della provetta con acqua e cloruro di sodio con esano e iodio quindi osservare se esano e

acqua sono miscibili; trasferire il contenuto della provetta con acqua e iodio con alcool e cloruro di sodio, e

osservare la miscibilità; trasferire la provetta con alcool e esano nella provetta con esano e cloruro di sodio e

osservare la miscibilità

Tabella dati sperimentali

Prove di Polarità Prove di Solubilità

Acqua Polare Cloruro di Sodio Iodio

Alcool Polare Acqua Solubile Non solubile

Esano Non polare Alcool Non solubile Solubile

Esano Non solubile Solubile

Prove di Miscibilità

ACQUA ALCOOL ESANO

ACQUA

ALCOOL miscibile

ESANO Non miscibile Non miscibile

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PREPARAZIONE DI SOLUZIONI

Introduzione teorica: Le soluzioni sono sistemi monofasici costituiti dalla miscela omogenea di due o più

sostanze: quella o quelle presenti in quantità minore sono dette soluti, quella presente in quantità maggiore è

detta solvente.

La concentrazione esprime le quantità di soluto e di solvente, di una soluzione e può essere espressa in modi

differenti, di cui i principali sono i seguenti:

La percentuale in peso (% P/P) indica la quantità espressa in grammi

di soluto presente in 100 g di soluzione:

La percentuale in volume (% V/V) indica la quantità espressa in ml

di soluto presente in 100 ml di soluzione (soluto + solvente):

La percentuale in peso/volume (% P/V) indica la quantità espressa

in grammi di soluto presente in 100 ml di soluzione:

La molarità o concentrazione molare (M) indica il numero di moli n di

soluto disciolte in 1 l di soluzione:

La molalità o concentrazione molale (m) indica il numero di

moli n di soluto presenti in 1000 g di solvente puro:

La normalità (N) indica il numero di equivalenti, neq, di soluto presenti

in un litro di soluzione:

Va rammentato che la definizione di normalità dipende dalla natura della reazione nella quale è coinvolto il

soluto. In generale tra la molarità (M) e la normalità (N) di una soluzione esiste la relazione: N = M · v dove v

rappresenta il numero di ioni H+ in gioco nella reazione, oppure il numero di elettroni scambiati se si tratta di

una reazione di ossido - riduzione.

Obiettivo: Preparare soluzioni a concentrazioni diverse, M, N, %P/V, %V/V da composti puri per pesata e da

soluzioni concentrate per diluizione.

MATERIALE

- Matracci da 100, 250

- Imbutini in polietilene

- Becher diverse misure

- Agitatore bacchettina di

vetro

- Contagocce

- Vetrino di orologio,

- Spatola

- Pipette graduate con

propipetta

SOSTANZE E REATTIVI

- Acqua

- Idrossido di sodio

- cloruro di sodio

- Acido cloridrico conc

- Acido solforico conc

Quando si utilizzano acidi concentrati bisogna essere molto prudenti nel manipolarli. L'acido solforico

concentrato è corrosivo reagisce in modo violento con sempre poco alla volta con cautela l'acido all'acqua e mai

il contrario. Questo vale anche per tutti gli acidi e le basi concentrate.


Idrossido di sodio 100mL0,15 M oppure 1%P/V

Effettuare i calcoli per stabilire i grammi da pesare, pesare l'idrossido con le dovute cautele in un becher

piccolo, aggiungere poca acqua distillata 20-30 mL solubilizzare agitando con una bacchettina, con l'attenzione

per soluzioni corrosive.

Avendo cura di non perdere sostanza, trasferire in un matraccio da 100 mL con un imbutino, recuperare le

tracce di idrossido dal becher lavando due tre volte con acqua distillata e trasferendo nel matraccio.

Quando tutte le tracce di idrossido sono state recuperate dal becher, aggiungere acqua nel matraccio con una

spruzzetta fino a portarsi vicino alla tacca di riferimento dei 100 mL, poi con un contagocce portare a volume

fino alla tacca di riferimento con attenzione e goccia a goccia, alla fine il menisco (livello del liquido) deve

essere tangente alla tacca di riferimento

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Cloruro di sodio 100 mL 0,12 M

Effettuare i calcoli per stabilire i grammi da pesare, pesare con un vetrino o navicella, preparare un matraccio

da 100 mL con un imbutino e inserire poca acqua distillata circa %. Trasferire il cloruro di sodio direttamente

dal vetrino nel matraccio avendo cura di non perdere sostanza, con l'aiuto di una spruzzetta con poca acqua

recuperare tutte le tracce di cloruro di sodio rimaste sul vetrino, quando tutto il sale è stato trasferito agitare in

senso rotatorio per far solubilizzare il cloruro di sodio, quando la solubilizzazione è completa portare a volume

come descritto per la precedente soluzione

Acido cloridrico 4M 100 mL da acido cloridrico conc

Prima trasformare la %P/P dell'acido concentrato in M poi ricavare i mL di

acido concentrato da prelevare per preparare la soluzione diluita.

Effettuare il prelievo sotto cappa con una pipetta graduata, trasferire i mL nel

matraccio contenente 1/3 di acqua distillata (osservare figura), poi portare a

volume come riportato in figura prima fase con la spruzzetta, seconda fase con

contagocce fino alla tacca di riferimento (fig. menisco tangente)

Acido solforico 6N 100 mL da acido solforico conc

Prima trasformare la %P/P dell'acido concentrato in N, poi per diluizione ricavare i mL di acido concentrato da

prelevare per preparare la soluzione diluita.

Effettuare il prelievo sotto cappa con una pipetta graduata, trasferire i mL di acido concentrato con molta

cautela e lentamente nel matraccio contenente 1/2 di acqua distillata (osservare figura), poi portare a volume

come riportato in figura prima fase con la spruzzetta, seconda fase con contagocce fino alla tacca di riferimento

(fig. menisco tangente)

Le soluzioni preparate vanno etichettate, e stoccate nei reattivi a

disposizione del laboratorio.

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LA NOMENCLATURA CHIMICA: I COMPOSTI


Magnesio - Calcio - Sodio - Zolfo - Zinco - Anidride fosforica - Ossido di calcio - Ossido di mercurio

- Idrossido di sodio sol. 0.1 M - Idrossido di bario soluzione 1 % - Acido solforico sol. 1:5 - Acido

cloridrico sol. 1:3 e 0.1 M - Acido nitrico sol. 1:3 - Acido ortofosforico sol. 1:2 - Cartine all'indicatore

universale - Fenolftaleina sol. 1 % - Vetreria


Le procedure di esecuzione sono descritte per ogni reazione. Ove non indicato si devono utilizzare

quantità minime di reagenti.

PARTE PRIMA: OSSIDI, IDROSSIDI ED ACIDI:

1.1 - Formazione di ossido e di idrossido di magnesio a partire dal metallo Porre del magnesio in lastrina o in polvere su una fiamma di bunsen fino a che non bruci con la

caratteristica fiamma luminosa. La polvere bianca che si forma è ossido di magnesio, secondo la

reazione:

calore

2Mg + O2 2MgO

Si raccoglie l'ossido così prodotto e lo si pone in una provetta con alcuni mL di acqua. Lentamente, in

quanto il composto è poco solubile, si forma l' idrossido di magnesio, secondo la reazione:

MgO + H2O Mg(OH)2 L' idrossido così formato è riconoscibile per aggiunta di alcune gocce di fenolftaleina, che vireranno al

viola per l'ambiente basico.

1.3 - Formazione di idrossido di calcio a partire dall'ossido Porre una punta di spatola di ossido di calcio in un becker ed agitare fino alla formazione di una

soluzione lattiginosa. La reazione che avviene è la seguente:

CaO + 2H2OCa(OH)2 L'idrossido è riconoscibile aggiungendo alcune gocce di fenolftaleina.

1.4- Formazione dell'idrossido di sodio a partire dal metallo Porre un pezzo molto piccolo di sodio in un becker da 250 mL colmo di acqua e ricoprire rapidamente

con una reticella. La reazione che avviene è molto esotermica e può portare all'esplosione

dell'idrogeno formatosi:

2Na + 2H2O2NaOH + H2↑ Come noto, l'idrossido è riconoscibile per aggiunta di alcune gocce di fenolftaleina.

1.7 - Dissociazione dell'ossido di mercurio II Si pone una piccola quantità di ossido di mercurio II in un tubicino da saggio; si riscalda intensamente

al bunsen. Si notano, dopo pochi secondi, un cambiamento di colore dell' ossido dal rosso al nero e la

formazione, sulle pareti superiori del tubicino, di un anello di goccioline di mercurio, secondo la

reazione:

calore

2HgO 2Hg + O2↑

Il mercurio, dopo essersi vaporizzato, si condensa sulle pareti del tubo che sono a temperatura più

bassa, mentre non è evidenziabile lo scarso sviluppo di ossigeno.

25

LA RESPIRAZIONE PRODUCE CO2

Gli studenti imparano che la respirazione produce le stesse sostanze ottenute dalla combustione diuna candela

1a ESPERIENZA.

Materiali

Due becher piccoli, blu di bromotimolo, una siringa senza ago, una cannuccia da bibita, unabacchetta di vetro, acqua

Cosa fare

1. Prendi due becher e riempi ciascuno con circa 50 mi di acqua 2. Aggiungi qualche goccia di blu di bromotimolo, mescola e registra in tabella il coloreottenuto. 3. Utilizzando la siringa, pompa aria fresca in uno dei becher e registra in tabella il coloreottenuto. 4. Soffia forte e ripetutamente attraverso la cannuccia nell’altro becher registra in tabella ilcolore

ottenuto. 5. Confrontail colore del liquido nei due becher

Colore

iniziale con blu di bromotimolo Colore dopo aver iniettato aria

con la siringa Colore dopo soffiato aria con

la cannuccia

Cosa osservare

Il liquido nel primo becher mantiene il colore blu che ha assunto dopo l’aggiunta di blu dibromotimolo, mentre quello dove hai soffiato con la cannuccia

diventa di colore verde.

Cosa accade

Il blu di bromotimolo è un indicatore acido-base, cioè una sostanza che assume un colore diverso aseconda del grado di acidità (pH) della soluzione. Nell’acqua, che è neutra, il blu di bromotimolo non cambia colore, mentre diventa verdechiaro/giallo in ambiente leggermente acido.L’aria immessa con la siringa non fa cambiare il colore della soluzione perché contiene poca C02,mentre l’aria che espiriamo contiene molta più C02, che rende acida l’acqua. Ecco perchè ha cambiato colore solo la soluzione in cui abbiamo soffiato con la cannuccia.

2a ESPERIENZA.

MaterialiUn becher piccolo, idrato di bario, una cannuccia da bibita

Cosa fareVersa nel becher circa 20ml di idrato di bario e soffia a

lungo al suo interno con la cannuccia.

Cosa osservareLa soluzione con idrato di bario diventa torbida.

Cosa accadeL’aggiunta dell’anidride carbonica contenuta nell’aria espirata provoca una reazione

chimica, con formazione di una polvere bianca (carbonato di bario)

Ba(OH)2(aq) + CO2(g) BaCO3(s) + H2O(l)

26

PREPARAZIONE DELL’ANIDRIDE SOLFOROSA

La semplice esperienza ci permette di preparare l’anidride solforosa, la sua capacità di reagire con l’acqua nel

formare l’acido solforoso, composto quest’ultimo responsabile delle piogge acide.

Materiale occorrente:

Una beuta o un pallone da 250 cc

Un po' d'acqua distillata

Un po' di zolfo

Un colorante indicatore come il metilarancio

Porre nella beuta 10-15 cc di acqua distillata ed aggiungere

qualche goccia del colorante indicatore.

Prendere un pezzo di filo di ferro o rame, ad un'estremità

sagomarlo in modo da potervi sistemare un pezzetto di zolfo (lo

solfo in polvere tende spontaneamente a formare dei grumi).

Accendere lo zolfo che brucerà con una fiammella azzurra e,

tenendo il filo per l'altra estremità, introdurre lo zolfo acceso nella

beuta senza che venga immerso nel liquido.

Dopo qualche istante lo zolfo si spegnerà, estraete il filo, tappate la

beuta ed agitatela per bene.

Il liquido al fondo cambierà colore dimostrando che l'acqua è diventata acida (se si usa il metilarancio il colore

passerà dall'arancione al rosso, altri indicatori potranno dare colori diversi).

Cosa accade?

Lo zolfo bruciando ha reagito con l'ossigeno dell'aria dando anidride solforosa:

S + O2 SO2

Questa a sua volta ha reagito con l'acqua per dare acido solforoso:

SO2 + H2O H2SO3

Se, dopo aver fatto avvenire la reazione, si lascia la soluzione così ottenuta a contatto con l'aria l'acidità

aumenterà dato che l'acido solforoso reagisce con l'ossigeno per dare l'acido solforico molto più forte:

2H2SO3 + O2 2H2SO4

Grandi quantità di anidride solforosa vengono liberate nell'atmosfera in seguito alla combustione di

combustibili fossili contenenti zolfo, questa nell'atmosfera reagisce con il vapore d'acqua dando prima acido

solforoso e poi acido solforico, in questo modo le piogge diventano acide, non in concentrazione tale da

provocare ustioni alla pelle ma abbastanza da sciogliere il carbonato di calcio, corrodere le grondaie in lamiera

zincata, inacidire le acque ed il terreno con gravi danno per la flora e per la fauna.

27

PREPARAZIONE DELL'ANIDRIDE SOLFOROSA E DELL'ACIDO

SOLFOROSO


Solfito di sodio cristallino - Acido cloridrico sol. 37 % - Metilarancio sol. 0.2 % - Vetreria.


Questo metodo didattico di preparazione dell' anidride solforosa ( diossido di zolfo ) si basa sulla

semplice reazione:

Na2SO3 + 2HCl 2NaCl + SO2 ↑ + H2O

Per prima cosa si prepara un becker contenente circa 100 mL di acqua distillata e 4 o 5 gocce di

soluzione di metilarancio; la colorazione impartita dall'indicatore, essendo l'ambiente neutro, sarà

gialla-arancio.

In una beuta si pongono, quindi, due spatolate di solfito di sodio sulle quali si fanno gocciolare 5 mL

circa di acido cloridrico sol. 37 %, chiudendo rapidamente con un tappo dotato di tubo di sviluppo.

Si nota subito uno sviluppo di gas anidride solforosa ( SO2 ) che, gorgogliato nell'acqua del becker,

in pochi secondi fa virare l'indicatore al rosso; ciò indica una situazione di acidità.

L' anidride solforosa infatti reagisce con l'acqua sintetizzando l' acido solforoso ( H2SO3 ) , con la

reazione:

SO2+ H2O H2SO3

L' acido solforoso è estremamente instabile, per cui riscaldando la soluzione acquosa del becker si

ottiene la sua dissociazione con viraggio del metilarancio al colore giallo-arancio, per ripristino della

situazione di neutralità.

L'anidride solforosa riveste una grande importanza nell'inquinamento atmosferico essendo una delle

sostanze responsabile delle piogge acide. L'anidride solforosa è emessa dalle centrali termoelettriche,

dagli impianti di riscaldamento, dalle industrie e dalle combustioni dei motori a scoppio.

Le altre sostanze maggiormente coinvolte nell'acidità delle piogge sono gli ossidi di azoto ( NxOy ).

Nota operativa: la reazione di formazione dell' anidride solforosa è esotermica, per cui è opportuno

operare con vetreria resistente al calore.

In alternativa al solfito di sodio si può utilizzare il bisolfito di sodio o solfito acido di

sodio ( NaHSO3 ), con reazione:

NaHSO3 + HCl NaCl + SO2 ↑ + H2O

28

PREPARAZIONE DELL'ACIDO NITRICO


Nitrato di sodio crist. - Acido solforico sol. 95 % - Metilarancio sol. 0.02 % - Rame in lamina -

Carbonato di calcio - Vetreria.


Si tratta di uno dei metodi classici di preparazione in laboratorio per reazione dell'acido

solforico con il nitrato di sodio :

2NaNO3 + H2SO4 Na2SO4 + 2HNO3 ↑

In un becker da 100 mL si versano dell'acqua distillata ed alcune gocce di soluzione

di metilarancio; la colorazione, data la neutralità, appare gialla-arancio.

In una beuta da 200 mL si pongono 5 g circa di nitrato di sodio sui quali si fanno gocciolare,

utilizzando una pipetta, 10 mL circa diacido solforico sol. 95 %; si chiude rapidamente con un tappo

munito di tubo di sviluppo.

Si porta la beuta su un treppiede con reticella amiantata posto su un bunsen e si inizia a scaldare,

con molta cautela, fino ad ebollizione.

Dopo pochi secondi si ha la reazione con sviluppo di un gas che, gorgogliando nell'acqua del

becker, fa virare il metilarancio al colore rosso, rivelandosi, quindi, un acido, l'acido nitrico ( HNO3 ).

Qualora lo si desideri, è possibile, utilizzando una maggior quantità di reagenti, preparare una

soluzione più concentrata di acido nitrico, il quale è molto solubile in acqua. La soluzione così

preparata può essere saggiata, oltre che per il suo pH, anche per la sua capacità di reagire con il rame.

Si prendono 5/10 mL della soluzione, preparata per gorgogliamento, di acido nitrico versandoli in

una provetta; ad essi si aggiunge un pezzetto di lamina di rame, che reagisce secondo la nota reazione:

3CU + 6HNO3 + 2HNO3 3CU(NO3)2 + 2NO ↑ + 4H2O

L'ossido di azoto reagisce con l'ossigeno presente nell'aria sviluppando il biossido di azoto, gas dal

colore bruno e dall'odore pungente:

( 2NO + O2 2NO2 ↑ ).

La soluzione assume colore azzurro per la presenza di ioni Cu2+.

PREPARAZIONE DELL'ACIDO CLORIDRICO


Cloruro di sodio crist. - Acido solforico sol. 95 % - Metilarancio sol. 0.02 % - Carbonato di calcio

polvere - Vetreria.


Si tratta di uno dei metodi classici di preparazione dell' acido cloridrico in laboratorio per reazione

dell'acido solforico con ilcloruro di sodio, secondo la reazione:

NaCl + H2SO4 NaHSO4 + HCl

In un becker da 100 mL si versa dell'acqua distillata ed alcune gocce di soluzione di metilarancio; la

colorazione, data la neutralità, risulta gialla-arancio.

29

In una beuta da 200 mL si pongono 6 g. circa di cloruro di sodio sui quali si fanno gocciolare,

utilizzando una pipetta, 5 mL circa di acido solforico sol. 95 %, chiudendo rapidamente la beuta con

un tappo munito di tubo di sviluppo.

Immediatamente si ha la reazione con forte sviluppo di un gas che, fatto gorgogliare nell'acqua del

becker, fa virare il metilarancio al colore rosso, rivelandosi, quindi, un acido, l'acido

cloridrico ( HCl ).

Qualora lo si desideri, è possibile, utilizzando una maggior quantità di reagenti, preparare una

soluzione più concentrata di acido cloridrico, il quale, come è noto, è molto solubile in acqua. Questa

soluzione può essere saggiata, oltre che per il suo pH, anche per la sua capacità di reagire velocemente

con un carbonato, ad es. con il carbonato di calcio, liberando anidride carbonica.

Si prendono 5/10 mL della soluzione, preparata per gorgogliamento, di acido cloridrico versandoli

in una provetta; ad essi si aggiunge una punta di spatola di carbonato di calcio in polvere fine. Si nota

subito sviluppo di anidride carbonica, secondo la reazione:

CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2 ↑

30

PARTE SECONDA: I SALI:

2.1 - Reazione di salificazione tra zinco ed acido cloridrico

Zn + 2HClZnCl2 + H2↑ Si pone un po' di zinco in una provetta e ad esso si aggiungono 2 o 3 mL di acido cloridrico sol. 1:3.

Si sviluppa subito idrogeno, riconoscibile nel modo già descritto, mentre il cloruro di zinco resta in

soluzione.

2.2 - Reazione di salificazione tra magnesio ed acido ortofosforico

3Mg + 2H3PO4 Mg3(PO4)2 + 3H2 ↑ Si pone un pezzettino di nastro di magnesio in una provetta e si aggiungono 1 o 2 mL di acido

ortofosforico sol. 1:2. Si sviluppa idrogeno e si osserva il contemporaneo formarsi dell' ortofosfato di

magnesio insolubile che dà un precipitato bianco.

2.3 - Reazione di salificazione tra calcio ed acido solforico

Ca + H2SO4CaSO4 + H2↑ Si pongono alcuni granuli di calcio in una provetta facendoli reagire con 1 o 2 mL di acido solforico

sol. 1:5 circa. Si ha sviluppo di idrogeno e formazione del solfato di calcio, sale poco solubile che dà

un precipitato bianco.

2.4 - Reazione di salificazione tra un acido ed un ossido basico

2HNO3 + CaO Ca(NO3)2 + H2O In una provetta si pone una mezza spatolata di ossido di calcio e ad esso si aggiungono 3 o 4 mL di

acido nitrico

2.5 - Reazione di salificazione tra l'idrossido di bario e l'acido solforico

Ba(OH)2 + H2SO4 BaSO4 ↓ + 2H2O In una provetta si fanno reagire 1 mL di idrossido di bario sol. 1 % ed 1 mL di acido solforico sol.

1:5. Si forma immediatamente un precipitato bianco caseoso di solfato di bario, sale pochissimo

solubile.

2.6 - Reazione di salificazione tra l'idrossido di sodio e l'acido cloridrico

NaOH + HClNaCl + H2O In una provetta si fanno reagire 1 mL di idrossido di sodio sol. 0.1 M e 1 mL di acido cloridrico sol.

0.1 M. Al completamento della reazione si ha come prodotto il cloruro di sodio, sale completamente

dissociato in acqua.

2.7 - Reazione di salificazione tra un idrossido e un ossido acido

Ba(OH)2 + CO2BaCO3 ↓ + H2O In un becker si versano circa 5 mL di idrossido di bario sol. 1 %, aggiungendo 30 o 40 mL di acqua

distillata. Con una pipetta si soffia lentamente nella soluzione.

L'anidride carbonica ( biossido di carbonio ) emessa con l'espirazione reagisce con l' idrossido

formando il carbonato di bario, sale insolubile che precipita con colore bianco.

31

LE REAZIONI CHIMICHE

Materiali occorrenti: Gli elementi ed i sali previsti nelle reazioni - Acido cloridrico sol. 1:3 - Acido solforico sol. 1:5 - Idrossido di

sodio sol. 1 M e 8 M - Idrossido di ammonio sol. 25 % - Cartine indicatrici - Vetreria.

Esecuzione dell' esperienza: Tutte le soluzioni dei sali possono essere preparate al momento sciogliendo una punta di spatola in 2 o 3 mi- di

acqua distillata posta in una provetta.

Si fanno reagire alcuni mL delle soluzioni dei sali specificati nelle reazioni con i reagenti indicati e si osserva

ciò che avviene.

1. Reazioni di doppio scambio con precipitato

AgNO3+ NaCl AgCl+ NaNO3 ( precipitato bianco)

AgNO3 + KI AgI + KNO3 ( precipitato bianco )

BaCl2 + Na2SO4 BaS04+ 2NaCl ( precipitato bianco cristallino )

FeCl3+ 3NH4OH Fe(OH)3 + 3NH4Cl ( precipitato rosso mattone )

FeSO4+ 2NaOH Fe(OH)2+ Na2SO4 ( precipitato verde )

Fe2(SO4)3+ 6NaOH 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4 ( precipitato rosso mattone)

Al2(SO4)3+ 6NH4OH 3(NH4)2SO4+ 2AI(OH)3 ( precipitato bianco gelatinoso )

Pb(NO3)2+ 2KI PbI2+ 2KNO3 ( precipitato giallo )

Pb(NO3)2 + K2Cr2O7 PbCr2O7+2KNO3 ( precipitato arancio )

Pb(NO3)2+ K2CrO4 PbCrO4 + KNO3 ( precipitato giallo )

Na2CO3 + CaCl2 2NaCl+ CaCO3 ( precipitato bianco )

2. Reazioni di doppio scambio con sviluppo di gas

FeS + 2HCl FeCl2 + H2S

FeS+ H2SO4 FeSO4+ H2S

L'acido solfidrico ( H2S ) si riconosce dal caratteristico odore d'uovo marcio ed in quanto annerisce la

cartina all’acetato di piombo

3. Reazione di scambio semplice ( di spostamento ):

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Ca + H2SO4 CaSO4+ H2 ( precipitato bianco )

Zn + FeSO4 ZnSO4 + Fe

4. Reazione di sintesi:

MgO + H2O Ca(OH)2

La formazione dell' idrossido di calcio si verifica osservando il suo comportamento basico con un qualsiasi indicatore (es. fenolftaleina, cartine, etc.)

5. Reazione di decomposizione

CaCO3 + Calore CaO + CO2 (CaO colore bianco)

La reazione avviene a temperatura elevata, circa 900 °C.

2HgO + Calore 2Hg + O2

Operare con minima quantità di ossido in un tubicino da saggio; il mercurio condensa sulle pareti dello stesso.

32

I FATTORI CHE INFLUENZANO LA VELOCITÀ DI REAZIONE

SCOPO

Verificare l’effetto di alcuni fattori esterni sulla velocità delle reazioni. In particolare, sfruttando il netto

cambiamento di colore provocato dalla scomparsa dello ione MnO4, che rende violetta la soluzione acquosa in

cui è disciolto, valutare la velocità della reazione

2 KMnO4 + 5 (COOH)2 + 3 H2SO4 2 MnSO4 + K2SO4 + 10 CO2 + 8 H2O

e osservare come tale velocità sia influenzata da vari fattori.


Bilancia tecnica

Spatole

Provette

Beute da 250 mL

Pipette da 10 mL

Becher da 50 mL e becher (o altri contenitori) da un litro

Contasecondi

Cilindri da 100 mL

REAGENTI

KMnO4

Acido ossalico

H2SO4 concentrato e sua soluzione 0,1 M

Acqua distillata

MnCl2 o MnSO4

Lamina di zinco e limatura di zinco

PROCEDIMENTO (I)

Preparare 250 mL di una soluzione 0,02 M di KMnO4 e 250 mL di una soluzione 0,1 M di acido ossalico.

Versare, in ciascuna di quattro provette, 10 mL della soluzione di acido ossalico.

Versare, in ciascuna di quattro beute da 250 mL, 10 mL della soluzione di KMnO4.

Aggiungere acqua nelle beute nel seguente modo: 0 mL nella prima, 25 mL nella seconda, 50 mL nella

terza, 100 mL nella quarta.

Versare 2 mL di H2S04 concentrato (lentamente e con attenzione!) in ogni beuta.

Versare il contenuto di una provetta con acido ossalico nella prima beuta, agitare subito e far partire il

contasecondi.

A distanza di un minuto versare il contenuto di un’altra provetta con acido ossalico nella seconda beuta e

così via con le altre.

Prendere accuratamente nota del momento in cui avviene la completa decolorazione in ciascuna beuta.

KMn04: 10 mL H2S04: 2 mL

KMn04: 10 mL H2S04: 2 mL HzO: 25 mL

KMn04: 10 mL H2S04: 2 mL

H2O: 50 mL

KMn04: 10 mL H2S04: 2 mL H2O: 50 mL

Il tempo di reazione al variare della concentrazione dei reagenti

33

PROCEDIMENTO (II)

Versare acqua e ghiaccio in un becher da un litro.

Riempire con acqua bollente un altro becher da un litro.

Versare, in ciascuna di due provette, 10 mL della soluzione di acido ossalico precedentemente preparata.

Versare, in ciascuna di due beute da 250 mL, 10 mL della soluzione di KMn04, 50 mL di acqua e 2 mL di

H2S04 concentrato.

Versare il contenuto di una provetta contenente acido ossalico in una delle due beute preventivamente

collocata nel becher contenente acqua e ghiaccio. Far partire il contasecondi.

Ripetere la stessa operazione con l’altra beuta, preventivamente collocata nel becher con acqua bollente.

Prendere nota del momento in cui avviene la completa decolorazione in ciascuna beuta.

OSSERVAZIONI

Riportare in tabella i dati raccolti Temperatura Duratadellareazione

Beuta 1

Beuta 2

Conclusioni: Al crescere della temperatura, la velocità di reazione aumenta

PROCEDIMENTO (III)

Versare, in ciascuna di due provette, 10 mL della soluzione di acido ossalico già preparata.

Versare, in ciascuna di due beute da 250 mL 10 mL della soluzione di KMnO4, 50 mL di acqua e 2 mL di

OSSERVAZIONI

Riportare in tabella i dati raccolti Volume H2O Duratadellareazione

Beuta1

CONCLUSIONI

Al decrescere della concentrazione

dei reagenti, anche la velocità di

reazione diminuisce

Beuta 2

Beuta 3

Beuta 4

34

H2SO4 concentrato.

In una sola delle beute aggiungere un pizzico di MnCl2 o MnSO4.

Versare il contenuto delle provette nelle beute, far partire il contasecondi e annotare il momento in cui in

ciascuna beuta si completa la decolorazione

acido ossalico: 10 mL

KMn04: 10 mL

H2S04: 2 mL

50 mL

tempo di reazione: 1 min 50 s

acido ossalico:10 mL

KMn04: 10 mL

H2S04: 2 mL

H20: 50 mL punta di spatola di

MnCl2 (catalizzatore)

tempo di reazione: 22 s

Il catalizzatore MnCl2 fa aumentare la velocità di reazione.

OSSERVAZIONI Riportare in tabella i dati raccolti.

CONCLUSIONI La presenza di un catalizzatore incrementa notevolmente

la velocità di reazione

PROCEDIMENTO (IV)

Versare, in ciascuno di due becher da 50 mL, 20 mL di soluzione 0,1 M di H2SO4.

Nel primo becher porre una lamina di zinco e nel secondo introdurre una quantità equivalente di limatura

di zinco.

OSSERVAZIONI

Osservare la differente effervescenza che si sviluppa.

CONCLUSIONI

Lo stato di suddivisione dei reagenti solidi influisce sulla velocità di reazione, che è maggiore se più estesa è la

superficie di contatto

Catalizzatore Durata della reazione

Beuta 1 no

Beuta 2 sì

35

NATURA DEI REAGENTI E VELOCITÀ DI REAZIONE

SCOPO

Verificare che la velocità di reazione cambia se cambia uno dei reagenti. Nella seconda reazione si usa FeS04

invece che acido ossalico:

2KMnO4 + 5(COOH)2 + 3H2SO4 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 2MnSO4 + K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O

REAGENTI

Soluzione 0,02 M di KMnO4

Soluzione 0,1 M di FeSO4

Soluzione 0,1 M di acido ossalico

H2SO4 concentrato

PROCEDIMENTO

Versare 10 mL della soluzione di KMnO4 in ciascuna beuta.


Due beute da 250 mL

Pipette da 10 mL

Provette

Contasecondi

Aggiungere con cautela 1 mL di H2SO4 concentrato in entrambe.

Aggiungere 10 mL della soluzione di FeSO4 nel la prima beuta e, contemporaneamente, 10 mL della

soluzione di acido ossalico nella seconda. Far partire il contasecondi e annotare il momento in cui in

ciascuna beuta si completa la decolorazione.

CONCLUSIONI

Confrontando la durata delle due reazioni si nota che la natura dei reagenti influenza la velocità di reazione

36

EFFETTO DELLA CONCENTRAZIONE DI REAGENTI E PRODOTTI

SULL’EQUILIBRIO CHIMICO

SCOPO

Verificare che in una reazione reversibile l’equilibrio può essere spostato in un senso o nell’altro agendo sulle

concentrazioni dei reagenti e dei prodotti. La reazione utilizzata è

FeCl3 + 3 NH4SCN Fe(SCN)3 + 3 NH4Cl

che permette di visualizzare gli spostamenti dell’equilibrio attraverso le variazioni di colore della soluzione, in

quanto, tra i reagenti, FeCl3 assume colore giallo in soluzione mentre NH4SCN è incoloree, tra i procioni,

Fe(SCN)3 colora la soluzione dirosso-bruno mentre NH4Cl è incolore.

REAGENTI

■ Soluzione 0,01 M di tricloruro di ferro, FeCl3 etricloruro di ferro solido


• Provette

• Portaprovette

• Contagocce

• Spatole

• Pipette da 10mL

• Bacchetta in vetro per agitare

• Bilancia tecnica

■ Soluzione 0,01 M di solfocianuro di ammonio,NH4SCN, e solfocianuro di ammonio solido

■ Cloruro di ammonio solido, NH4Cl

PROCEDIMENTO

■ Inserire in ciascuna di quattro provette 6 mL della soluzione di solfocianuro di ammonio e 2 mL della

soluzione di tricloruro di ferro.

■ Agitare con la bacchetta di vetro e osservare lacolorazione assunta dalle soluzioni.

■ Tenere la prima provetta come riferimento.

■ Aggiungere nella seconda provetta una piccolissima quantità di tricloruro di ferro solido, agitare e osservare.

■ Aggiungere nella terza provetta una piccolissima quantità di solfocianuro di ammonio solido, agitare e

osservare.

■ Aggiungere nella quarta provetta una piccolissima quantità di cloruro di ammonio solido, agitare c

osservare.

CONCLUSIONI

Nella prima provetta l'equilibrio è spostato versosinistra o verso destra? Perché?

Quale variazione si osserva aggiungendo triclorurodi ferro solido nella seconda provetta? E aggiungendo,

rispettivamente, solfocianuro di ammonio solido e cloruro di ammonto solido nella terza enella quarta provetta?

EQUILIBRIO DI COMPLESSAZIONE DEL COBALTO

I diversi colori di due complessi dello ione cobaltoso permettono di mettere in evidenza l’effetto della

temperatura e della concentrazione sulla posizione dell'equilibrio

Co2+

(H2O)6(aq) + 4 Cl-

CoCl42- + 6 H2O

Materiale.

1. Soluzione circa 0,4 M di ioni cobaltosi (ottenuta disciogliendo in acqua CoCl2·6H2O,cloruro cobaltoso

esaidrato)

2. Soluzione di nitrato d’argento (AgNO3) circa 0,1 M (è opportuno conservarla in boccette di vetro scuro

in quanto gli ioni argento sono sensibili alla luce)

3. Soluzione circa 0,1 M di Pb(NO3)2 (nitrato piomboso)

4. Soluzione concentrata di HCl (ad esempio al 37% in massa)

5. Ghiaccio

(rosa) (blu)

http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/Ag_nitr.html

37

Strumentazione e vetreria.

Becher da 50 ml, provette, becher da 250 ml e portaprovette per bagnomaria e bagno di ghiaccio, contagocce,

cannello di Bunsen.

Procedimento.

Esperienza (A)

1. In un becher da 50 ml si introducono circa 20 ml di soluzione di ioni cobaltosi: tale

soluzione presenta una colorazione rosa dovuta allo ione complesso Co(H2O)62+

.

2. Se si aggiunge 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 (vedi boccetta a destra nell’immagine). Il cambiamento di colore da rosso

a blu si manifesta passando attraverso una colorazione intermedia violetta.

3. L’esperienza ci permette di verificare che, al crescere della concentrazione di un

reagente (lo ione cloruro proveniente dalla dissociazione di HCl), l’equilibrio si sposta

dalla parte dei prodotti.

Esperienza (B)

Si introduce qualche millilitro della soluzione blu ottenuta nell’esperienza A) in una

provetta e poi si aggiunge qualche goccia di soluzione di AgNO3: avviene formazione

di un precipitato bianco e, localmente, la colorazione passa da blu a rosa.In soluzione

acquosa il nitrato d’argento è dissociato secondo la reazione

AgNO3(aq) Ag+ + NO3

-; e lo ione argento, aggiunto ad una soluzione contenente

ioni cloruro, Ag+ + Cl

- AgCl(s) sottrae ioni cloro prodotti dalla reazione,

spostandol’equilibrioverso sinistra, cioè dalla parte dello ione complesso rosa.

Se si procede con le aggiunte di soluzione di nitrato d’argento e si agita la quantità di

solido aumenta e la soluzione diventa infine rosa in tutta la sua massa.

Al posto dello ione argento possono essere utilizzati altri cationi che originano con lo

ione cloruro un sale poco solubile: ad esempio si può utilizzare lo ione piomboso

mediante soluzione acquosa di Pb(NO3)2. Procedendo come descritto sopra si

osserva precipitazione di un solido bianco (PbCl2) e contemporaneamente cambiamento del colore della

soluzione da blu a rosa.

Esperienza (C)

Si introduce qualche millilitro della soluzione blu ottenuta nell’esperienza A) in una provetta e poi si aggiunge

acqua: la soluzione diventa rosa dapprima localmente e poi in tutta la massa man mano che si aggiunge e si

agita. L'equilibrio 1) si è spostato verso sinistra.

Esperienza (D)

Si introduce qualche millilitro della soluzione blu ottenuta nell’esperienza A) in due

provette che poi vengono introdotte una in un bagno di acqua calda e l’altra in

un bagno di ghiaccio.

In seguito a riscaldamento il colore non cambia; in seguito al raffreddamento la

soluzione da blu diventa rosa passando attraverso una colorazione intermedia violetta

L’esperienza D) ci permette di capire che al diminuire della temperatura l’equilibrio 1) si sposta dalla parte dei

reagenti e quindi che la reazione 1) è endotermica.

Effetto della temperaturadi una reazionesull’equilibrio ( 2a Esperienza stessa reazione)

Verificare che una variazione di temperatura influenza l’equilibrio chimico, sfruttando la proprietà del sale

CoCl2 • 6 H2O di dare origine, in presenzadi cloruro di ammonio (NH4C1), a una soluzione dicolore rosa a

temperatura ambiente, che diventablu se riscaldata e ritorna rosa quando la temperatura scende nuovamente. La

reazione in esame,che in senso diretto è endotermica, è:

Co2+

(H2O)6(aq) + 4 Cl-

CoCl42- + 6 H2O

La colorazione blu della soluzione ad alta temperatura è dovuta a un’elevata concentrazione dello ione.

(rosa) (blu)

http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/Coidrato2.html

http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/introHCl2.html

http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/CorosaCoblu.html

http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/trasfCoblu.html

http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/precAgCl4.html

http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/rosa_AgCl.html

http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/precPb1.html

http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/introacqua2.html



http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/acquarosa1.html

http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/acquarosa3.html

http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/acquacalda.html

http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/ghiaccio.html

http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/hot&cold3.html

http://www.ica-net.it/pascal/materiale/chimica/Cobalto%20html/hot&cold2.html

38


■ Pipette da 1 mL o contagocce

■ Becher da 250 mL o 500 mL

■ Provetta

■ Bunsen

REAGENTI

■ CoCl2 in soluzione 0,1 M (1,18 g in 50,0 mL)

■ Cloruro di ammonio solido, NH4C1

PROCEDIMENTO

Versare in una provetta 10 gocce della soluzionedi CoCl2.

Aggiungere nella provetta tanto NH4C1 solidoquanto se ne

scioglie, per ottenere una soluzionesatura.

Osservare il colore della soluzione ottenuta.

Mettere la provetta in un becher contenente acqua bollente e osservare la variazione di colore.

Mettere la provetta in un becher pieno di acquafredda(eventualmente con ghiaccio) e osservare

lavariazione di colore

CONCLUSIONI

Quando si scalda la provetta l’equilibrio si spostaverso sinistra o destra? E quando la provetta vieneraffreddata?

Giustificare le risposte in base ad equazione chimica della reazione e alle osservazioni effettuata?

UN EQUILIBRIO ETEROGENEO

SCOPO

Studiare, al variare della temperatura, la seguentereazione in soluzione:

Pb(NO3)2 + 2 KI 2 KNO3 + PbI2

A temperatura ambiente lo ioduro di piombo, cheè un solido di colore giallo, precipita ed esce dall’equilibrio:

la reazione va quindi a termine. Aumentando la temperatura, la solubilità di Pbl2 aumentae la reazione si svolge

in modo incompleto.

MATERIALE OCCORRENTE

• Provette

• Portaprovette

• Becher da 500 mi

• Spatole

• Pipette da 10 mL

• Bacchetta in vetro per agitare

• Bilancia tecnica

• Bunsen

REAGENTI

■ Soluzione 0,5 M di nitrato di piombo, Pb(NO3),

■ Soluzione 0,5 M di ioduro di potassio, KI

PROCEDIMENTO

■ Mettere in ognuna di due provette 5 mL della soluzione di nitrato di piombo.

■ Aggiungere in entrambe 10 mL della soluzione di ioduro di potassio e agitare con la bacchetta.

■ Osservare che si ottiene un precipitato di ioduro di piombo.

■ Lasciare una provetta a temperatura ambiente; mettere l’altra in un becher con acqua bollente per due o tre

minuti e osservare.

■ Togliere la provetta dall’acqua bollente e farla raffreddare sotto acqua corrente; osservare.

CONCLUSIONI

Nella prima provetta l’equilibrio è spostato verso sinistra o destra? E nella seconda, a caldo? Che cosa accade

se si raffredda la seconda provetta? Perché?

Come varia il

colore della

soluzione al variare

della temperatura.

Nella provetta mantenuta a

temperatura ambiente si forma un

precipitato giallo di PbI2, a

testimonianza del fatto che

l'equilibrio della reazione è spostato

verso destra; nella provetta Immersa

In acqua bollente il precipitato

tende Invece a scomparire, perché

ad alta temperatura l’equilibrio si

modifica afavore del reagenti.

39

INDICATORI UNIVERSALI

I coloranti indicatori sono delle sostanze che cambiano colore a seconda della concentrazione di ioni idrogeno

nel mezzo in cui sono disciolti, sono cioè in grado di indicare l'acidità o l'alcalinità di una soluzione.

Sono conosciute più di cinquanta sostanze dotate di questa proprietà, la più nota è senza dubbio la tintura di

tornasole, ricavata da un lichene, che assume colore blu in soluzione basica e rosso in soluzione acida.

In questa pagina voglio suggerirvi la preparazione di un indicatore con mezzi

economici ed ecologici... infatti la materia prima è il cavolo cappuccio viola,

comunissimo ortaggio reperibile nei negozi di frutta e verdura nel periodo autunno

inverno.

Oltre al cavolo occorrono un po' di alcool a 95° e dell'acqua.

Si procede così: si prende una foglia di cavolo, la si fa a pezzettini e la si pone in un

mortaio con qualche cc di alcool, con il pestello si comprimono i pezzi di foglia, si

aggiunge un po' d'acqua e si continua a "maltrattare" la foglia col pestello, si versa il

liquido, che avrà assunto una colorazione violetta, in un recipiente di vetro e si ripete

l'operazione tre o quattro volte. Alla fine avrete ottenuto 25-30 cc di liquido violetto, a questo punto il vostro

indicatore è pronto e potete verificare che cambia colore aggiungendo alla soluzione una base o un acido.

La foto mostra i risultati:

a sinistra è stata aggiunta una piccola quantità di una base (comune bicarbonato di

sodio), la soluzione è diventata blu. La seconda provetta mostra la soluzione al

naturale, cioè senza aggiunta di acidi o di basi. Nella terza provetta sono state

aggiunte tre o quattro gocce di succo di limone (acido debole) Nell'ultima provetta

sono state aggiunte alcune gocce di aceto (acido un po' più forte).

Come si può vedere mentre con la base il colore vira al blu con gli acidi si ha un

viraggio al rosso tanto più intenso quanto più acida è la soluzione.

Un indicatore universale è un indicatore cromatico del pH, costituito da una miscela di più sostanze che poste

in ambiente acquoso variano la propria colorazione in relazione al pH della soluzione Le miscele più

comunemente utilizzate sono in grado di misurare il pH in

un range che va da 1 a 11 (alcune scale arrivano anche a 14-

15) e presentano una sensibilità di 1 unità di pH, in quanto

ad ogni unità corrisponde una determinata colorazione della

miscela, di cui l'esempio più comune:

Trattasi di soluzioni alcoliche o idroalcoliche costituite

principalmente da tre sostanze sensibili al pH: il rosso metile, la fenolftaleina ed il blu di bromotimolo, a cui si

può aggiungere il blu di timolo in determinate formulazioni. L'indicatore universale può essere usato in forma

liquida (in genere per le titolazioni) o applicato a strisce di cellulosa come cartina indicatrice. Spesso la cartina

indicatrice universale viene chiamata erroneamente "cartina tornasole"; trattasi quest'ultimo di un oggetto

analogo e con lo stesso impiego ma con differente composizione chimica.

INDICATORE UNIVERSALE DI YAMADA

Quasi tutti gli indicatori universali in commercio sono delle varianti

dell'originale formulazione brevettata dal chimico giapponese Yamada nel

1923. L'indicatore ha un range che va da 4 a 10

PREPARAZIONE

Solubilizzare 0.025 g di blu di timolo, 0.060 g di rosso metile, 0.300 g di blu di

bromotimolo e 0.500 g di fenolftaleina in 500 mL di etanolo. Neutralizzare la

soluzione ottenuta con NaOH 0.05 M fino a colorazione verde (pH=7) e infine

portare a volume con acqua fino a 1000 mL

pH 4 5 6 7 8 9 10

colore

http://it.wikipedia.org/wiki/PH

http://it.wikipedia.org/wiki/Cartina_tornasole

http://it.wikipedia.org/wiki/Grammo

http://it.wikipedia.org/wiki/Blu_di_timolo

http://it.wikipedia.org/wiki/Rosso_metile

http://it.wikipedia.org/wiki/Blu_di_bromotimolo



http://it.wikipedia.org/wiki/Fenolftaleina

http://it.wikipedia.org/wiki/Idrossido_di_sodio

40

SCALA CROMATICA DEL PH

OBIETTIVO: Costruire una scala cromatica di pH per valori da 1 fino a 13, con soluzioni di acido cloridrico e

idrossido di sodio; calcolare il pH

MATERIALE

13 provette

2 pipette da 10 mL,

2 pipette da 1mL

SOSTANZE

Acido cloridrico (HCI : 1 molare),

idrossido di sodio (NaOH : 1 molare),

acqua distillata,

indicatore universale


Prelevare 10 mL di HCI 0,1 M e metterli nella prima provetta. Prelevare 1 mL di HCI 0.1M dalla prima

provetta, metterlo nella seconda provetta e aggiungere 9

mL di acqua distillata per ottenere HCI 0,01 M, lavare

la pipetta con acqua distillata. Prelevare 1mL di HCI

dalla seconda provetta, metterlo nella terza provetta e

aggiungere 9 mL di acqua distillata per ottenere HCI

0,001 M, lavare la pipetta con acqua distillata.

Continuare come sopra fino alla sesta provetta Nella

settima mettervi solamente acqua distillata. Ripetere il

procedimento indicato sopra mettendo al posto

dell'acido cloridrico l'idrossido di sodio, partendo dalla

provetta 13 con 10 mL di NaOH 0,1 M, poi diluire come

descritto precedentemente fino alla provetta numero 8.

Aggiungere qualche goccia dell'indicatore universale e

osservare. Si otterrà una scala cromatica per valori di pH

da 1 fino a 13

ELABORAZIONE DATI

Si calcola il pH considerando che HCI è un acido forte quindi [HCI]=[H+] e che NaOH è una base forte quindi

[NaOH]=[OH].

HCI pH=-log[H+]

NaOH pOH= - log [OH] e poi pH= 14 –pOH

Provetta 1

HCI 0,1M

Provetta 2 HCI

0,01 M

Provetta 3 HCI

0,001 M

Provetta 4 HCI

10"4 M

Provetta 5 HCI

10"5 M

Provetta 6 HCI

10"6M

pH=1 pH=2 pH=3 pH=4 pH=5 pH=6

Provetta 8

NaOH10-6

M

Provetta 9

NaOH 10-5

M Provetta 10

NaOH 10-4

M

Provetta 11

NaOH10-3

M Provetta 12

NaOH 10-2

M

Provetta 13

NaOH10-1

M

pH=8 pH=9 pH=10 pH=ll pH=12 pH=13

TECNICHE OPERATIVE SULLE TITOLAZIONI

Il prelievo di volumi di liquido operativamente dipende dall' accuratezza del volume da prelevare. Infatti se

dobbiamo introdurre in un becher o in una beuta un quantitativo minimo e approssimativo possiamo usare una

pipetta Pasteur (non è altro che un semplice contagocce) (Figura 1).

Se dobbiamo invece introdurre un volume di liquido maggiore ma non molto accurato possiamo usare una

pipetta graduata munita di propipetta ( utile ad aspirare e svuotare il liquido) (Figura 1).

Se infine dobbiamo introdurre un volume di liquido molto accurato, possiamo usare una pipetta tarata a due

tacche munita di propipetta( utile ad aspirare e svuotare il liquido) (Figura 1).

La buretta è quello strumento che serve a dosare in maniera accurata volumi di liquidi.

41

Non è altro che un tubo di vetro che nella parte inferiore porta un rubinetto.Si riempie dall' alto con I' aiuto di

un imbuto.Prima di riempirla si deve effettuare una operazione detta di avvinamento o condizionamento della

buretta L'operazione serve a uniformare la concentrazione della soluzione da introdurre e le pareti interne della buretta.

Si esegue introducendo un piccolo volume di soluzione e si "bagnano" tutte le pareti interne come mostrato

nella figura 2. (questa soluzione va scartata)

La lettura della buretta si effettua guardando il livello del liquido, posizionando lo sguardo sullo stesso piano

del liquido, tutte le letture per le titolazione vanno rilevate fino alla seconda cifra decimale

TITOLAZIONE


La titolazione è una operazione di laboratorio che permette di determinare la concentrazione

incognita di una soluzione. Essa si basa su misure di volume. Con una soluzione a concentrazione

nota si titola una soluzione a concentrazione incognita

Se, come nel presente caso, si esegue una titolazione acido-base "forte" l'obiettivo potrebbe essere o quello di

determinare la concentrazione della soluzione acida facendola reagire con una soluzione basica a

concentrazione nota, oppure quello di determinare la concentrazione della soluzione basica

Risulta importante eseguire le procedure pratiche con molta attenzione, avendo cura di avvinare la

vetreria volta per volta con la soluzione da utilizzare, bisogna controllare bene che la vetreria sia

ben pulita e priva di impurezze

Per determinare la concentrazione di una soluzione di NaOH (base forte) mediante titolazione con soluzione di

HCI (acido forte) 0.1 Msi procede nel seguente modo:

MATERIALE, STRUMENTI, SOSTANZE E REATTIVI

• Due burette, Un becher, Una beuta

• Sostegno, Pinza per buretta

• Soluzione di HCI 0,1 N

• Soluzione di NaOH incognita (circa 0,1N)

• Indicatore fenolftaleina


Si introduce in una beuta ben pulita 20 mL di HCI accuratamente misurato con una buretta, (o con una pipetta

tarata a due tacche), precedentemente avvinata e azzerata di soluzione da titolare Si introducono, nella stessa

beuta, alcune gocce di indicatore fenolftaleina e si agita (oppure una punta di spatola se l'indicatore viene usato

in forma solida). Per titolare, a questo punto, si introduce nella beuta, goccia a goccia, la soluzione di NaOH ( a

concentrazione nota) fin quando l'indicatore non cambia di colore.Si interrompe il flusso di titolante non appena

il cambiamento di colore dell'indicatore (viraggio) è permanente; (rosa chiaro) sulla scala graduata della buretta

si può leggere il valore del volume di soluzione basica, (fino alla seconda cifra decimale), e poi eseguire i

calcoli.A questo punto, se l'indicatore è stato scelto correttamente, si può ritenere che l'acido e la base si siano

neutralizzati a vicenda. In base ai volumi di soluzione acida e basica utilizzati, al valore della concentrazione

nota ed alla stechiometria di reazione, è possibile ora calcolare la concentrazione incognita.

Punto finale "PUNTO EQUIVALENTE" : è il punto della titolazione in corrispondenza al quale

l'indicatore cambia di colore (vira) in modo permanente; è il punto della titolazione in

corrispondenza al quale le sostanze reagenti (nel nostro caso l'acido e la base) sono nelle

proporzioni stechiometriche e quindi si neutralizzano a vicenda

N*V = N*V

42

PREPARAZIONE DEL SOLFATO DI RAMEPENTAIDRATO


CuO + H2SO4 + 5 H2O CuSO4 * 5 H2O + H2O

(Ossido di rame) (Acido solforico) (Solfato di rame penta idrato)

Dalla reazione si forma un sale idrato di colore azzurro, in questa esperienza si dovranno affrontare i calcoli

stechiometrici della reazione

OBIETTIVO

Preparazione di un sale idrato da un acido più un ossido, con calcoli stechiometrici

MATERIALE E STRUMENTI

• Becher da 250 mL

• Imbuto

• Filtro

• Sostegno

• Pinza ad anello

• Cristallizzatore

• bilancia 0,01 g

• bacchettina di vetro

SOSTANZE E REATTIVI • Acidosolforico conc.Attenzione pericoloso

• Ossido di rame

• Acqua

VALUTAZIONE DEI RISCHI

Particolare attenzione all’acido solforico sostanza corrosiva, reagisce in modo violento con l’acqua, utilizzare il

reattivo solo in presenza dell’insegnante sotto cappa, evitare la dispersione e l’inalazione delle polveri di CuO

Nessuna sostanza da recuperare, il solfato di rame ottenuto è utilizzabile per altre esperienze

PROCEDIMENTO OPERATIVO operare sotto cappa

Pesare circa 2 g di ossido rameico in un becher, aggiungere circa 10 mL

di acqua distillata e a poco a poco, con precauzione e agitando, la

quantità calcolata di acido solforico per trasformare l'ossido rameico in

solfato (per 2 g di ossido 2,5 mL di acido solforico al 96% considerando

un leggero eccesso). Scaldare su bagnomaria o su bagno di sabbia o su

piastra regolata bassa sino a completa scomparsa dell'ossido rameico

nero (aggiungere acqua distillata se è necessario).

Filtrare, per eliminare eventuali impurezze attraverso filtro a pieghe,

raccogliendo il filtrato (di colore azzurro per la formazione del solfato

di rame) in un becher, concentrare per evaporazione su Bunsen (fiamma

bassa) fino quasi a soluzione satura, trasferire in un cristallizzatore e

osservare la formazione dei cristalli di solfato di rame di colore azzurro.

Dopo un certo periodo di tempo anche 24 ore recuperare i cristalli, per

evitate la filtrazione a vuoto, si possono recuperare per semplice decantazione e asciugarli a temperatura

ambiente, lavarli con acqua fredda quasi a zero gradi, quando sono asciutti pesare (quantità sperimentale) e

calcolare la resa in base al risultato teorico

TABELLA DATI SPERIMENTALI

g di CuO mL di H2S04al

96%

g CuS04 * 5 H20

quantità

sperimentale

g CuS04 * 5 H20

quantità teorica

Resa %

2,00 g 1,35+ ecce=2,5 mL 4,5 g 6,31 g 4,5*100/6,31=71,43

43

ELABORAZIONE DEI DATI

Considerata la reazione CuO + H2SO4 + 5H2O CuSO4*5 H2O + H2O con i rapporti stechiometrici

possiamo ricavare i mL di H2SO4al 96% da aggiungere ai grammi di CuO pesati, e la quantità teorica di

CuSO4*5 H2O

-Pm CuO = 79,546

-Pm H 2SO4=98,08 d=1,82 g/mL

-Pm CUS04*5 H20 =249,6

Dal rapporto in moli ricaviamo che: moli CuO = moli di H2S04 = moli di CuS04*5 H20

Moli CuO g di H2S04 mL di H2S04 g/d g di CuS04*5 H20

Quantità teorica

2/79,546=0,0251mol 0,0251*98,08=2,46 g 2,46/1,82=1,35 mL 0,0251*249,6=6,26 g

OSSERVAZIONI

La reazione CuO + H2SO4+5 H2O CuSO4*5 H2O + H2O non è immediata, si deve riscaldare con cautela e

mescolare di tanto in tanto con una bacchettina, il risultato sperimentale risulta accettabile la resa è del 71,43%,

il sale che si è formato è molto solubile e risulta difficile ottenere una resa vicino al 90 %

44

L' ELETTROLISI DELL' ACQUA

MATERIALI OCCORRENTI:

Voltametro di Hoffmann con elettrodi in platino - Generatore c.c. 6/12 volts 0.5 A - Acido solforico sol. 5 %

ca. - Sostegno - Cavi.

RICHIAMI TEORICI:

L'elettrolisi dell'acqua avviene quando nel solvente sia presente un elettrolita. L'elettrolita può essere, come

noto, un acido, una base, un sale dissociati. Si possono verificare quindi le tre situazioni di cui alle esperienze.

Da ricordare che l'acqua è formata in massima parte da molecole indissociate di H2O e solo 1 molecola su

550 milioni è dissociata in ioni H3O+ ed OH

-.

Gli ioni H3O+ ed OH

- hanno, come noto, concentrazione molare eguale ed il prodotto ( Kw ) di tali

concentrazioni, a 25 °C, è = 1.00 • 10 -14

, da cui deriva che [ H3O+ ] = 1.00 • 10

-7 mol/L e [ OH

- ] = 1.00 •

10 -7

mol/L, mentre [ H2O ] = 1000 g / 18.016 g/mol = 55.5 mol/L.

Per questi motivi gli ioni H3O+ ed OH

- provenienti dall'autoionizzazione dell'acqua possono essere trascurati

ai fini delle reazioni elettrolitiche.

ESECUZIONE DELL'ESPERIENZA:

Si monta il voltametro sul suo sostegno inserendo gli elettrodi, montati su tappi in gomma, nei fori dei due

tubi laterali. Si riempie l'apparecchio versando la soluzione scelta dal foro superiore, lasciando i rubinetti

laterali aperti; non appena il liquido giunge al loro livello, si chiudono accuratamente.

Si collegano gli elettrodi, tramite due cavi, al generatore di c.c., indicando sul

voltametro quale sia il catodo ( - ) e quale sia l'anodo ( + ). Si accende il

generatore, si nota uno sviluppo di gas ai due elettrodi.

Elettrolisi di una soluzione diluita di H2SO4:

Si utilizza una soluzione di acido solforico 5 % ca.; prima dell'elettrolisi sono

presenti nella soluzione molecole dipolari di H2O, ioni H3O+ ed provenienti dalla

dissociazione dell'acido. Innescando la reazione elettrolitica si ottiene una

migrazione di ioni e molecole, e cioè:

al catodo ( - ) migrano gli ioni a carica positiva, H3O+ e le molecole di H2O.

all'anodo ( + ) migrano gli ioni a carica negativa SO4- e le molecole di H2O.

Avvengono le seguenti reazioni ossidoriduttive

Al catodo si ha la riduzione di ioni H3O+ in quanto il loro potenziale redox ( E

0( H+ / H2 ) = + 0.00 v ) è maggiore

di quello diH2O (E0

( H2O / H2 ) = - 0.83 v ) .

All'anodo si ha ossidazione di molecole di H2O in virtù del loro potenziale ( E0

( O2 / H2O ) = +1.23 v ) minore di

quello di SO4- (E

0( SO42- / S2O82- ) = +2.05 v ).

Le reazioni sono:

ossidazione 2H2O O2 + 4H++ 4e

riduzione 4H+ + 4e 2H2__________________

2H2O O2 ↑+ 2H2 ↑

Al termine di ciascuna fase si disinserisce l'alimentatore e si osserva che i gas nei due tubi sono in rapporto

volumetricoidrogeno / ossigeno 2:1, in conformità alla legge di Avogadro che dice " ... volumi eguali di gas

diversi, nelle stesse condizioni di pressione e temperatura, contengono lo stesso numero di moli ... ".

/ /

/ /

45

PREPARAZIONE DI SOLUZIONI TAMPONE A PH 4 E PH 10 I sistemi tampone non sono altro che soluzioni acquose, che possiedono la proprietà di contenere entro limiti

molto ristretti le variazioni del pH. Un sistema tampone è costituito da una coppia acido debole-base coniugata,

oppure da una coppia base debole-acido coniugato. Una soluzione tampone può quindi essere ottenuta

sciogliendo in acqua l'acido acetico (acido debole) eun suo sale, ad esempio l'acetato di sodio, il quale,

dissociandosi in acqua, genera gli ioniCH3COO- che rappresentano la base coniugata dell'acido CH3COOH. La

quantità di CH3COO- proveniente dalla dissociazione dell’acido risulta trascurabile rispetto alla concentrazione

diCH3COO- proveniente dal sale pertanto nell'equilibrio di seguito riportato CH3COO

- = Cs “concentrazione

del sale e CH3COOH = Ca concentrazione dell'acido

Nell'acqua si verrà quindi a formare il seguente equilibrio:

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O

+

Ca Cs

al quale corrisponde la seguente costante di equilibrio:

Considerando [CH3COOH]= Ca “concentrazione acido’’ e [CH3COO-] = Cs “concentrazione del sale

l’espressione che può essere anche scritta nel modo seguente:

il pH sarà e il pOH sarà

Obiettivo: Preparazione di soluzioni tampone a pH 4 e pH 10, Verifica del potere tampone peraggiunta di basi

e acidi e confronto con acqua

MATERIALE

Matracci da 100 mL

6 provette e porta provette

Bacchettina di vetro

Vetrini di orologio o navicelle

STRUMENTI

pHmetro

cartina al tornasole

SOSTANZE E REATTIVI

CH3COONa/CH3COOH

NH4Cl/NH4OH

NaOH 0,1 M HCl 0,1M


Soluzione tampone a pH 4 1M: La soluzione si ottiene da acido acetico acido debole più un suo sale acetato di

sodio. Calcolare le quantità necessarie per preparare 100 mL

di soluzione 1 M, per l’acetato di sodio effettuare la pesata

8,20 grammi. Trasferire nel matraccio da 100 mL con poca

acqua distillata max fino ad ½ del matraccio, solubilizzare.

Calcolare la quantità di acido acetico concentrato necessario

6,005 grammi (per pesata se l’acido acetico è puro), trasferire

nel matraccio con l'acetato di sodio lentamente, mescolare e

portare a volume con acqua.

Soluzione tampone a pH 10 1M: La soluzione si ottiene da idrossido di ammonio base debole più un suo sale

cloruro di ammonio. Calcolare le quantità necessarie per

preparare 100 mL di soluzione 1 M, per il cloruro di

ammonio effettuare la pesata 5,35 grammi. Trasferire

nel matraccio da 100 mL con poca acqua distillata max

fino ad ½ del matraccio, solubilizzare. Calcolare i mL di

ammoniaca (idrossido di ammonio) conc da prelevare

(operare sotto cappa) 5,79 mL per ammoniaca al 33%

(M=17,28), trasferire nel matraccio con il cloruro di

ammonio lentamente, mescolare e portare a volume con

acqua distillata.

Verifica del potere delle soluzioni tampone preparate:In tre provette trasferire in una 5 mL di soluzione tampone

a pH=4, nell’altra 5mL di di soluzione tampone a pH=10 e nell'ultima 5 mL di acqua.

Misurare il pH con pHmetro o con cartina al tornasole, registrare i valori aggiungere in ogni provetta tre gocce di acido

cloridrico 0,1 M mescolare, misurare il pH e registrare I valori. Ripetere l’operazione con altre provette, aggiungendo

idrossido di sodio 0,1 M

𝑲𝒂 =[CH3COO

-] ∗ H3O+

CH3COOH

Ka=𝐶𝑠 ∗ H3O

+]

Ca [H3O

+]= Ka*

𝐶𝑎

Cs [OH

-]= Kb ∗

𝐶𝑏

Cs

Calcoli tampone pH 4

Pm CH3COONa= 82 g/mole

G/100mL 1M=1/10(moli/100mL)*82 g/mole =

8,2g/100mL

Pm CH3COOH= 60,05 g/mole

G/100mL 1M=1/10(moli/100mL)*60,05 g/mole :6,005g/100mL

CALCOLI tampone a PH=10 1 M Pm NH4CI= 53,5 g/mole: G/100mL 1

M=1/10(moli/100mL)*53,5 g/mole = 5,35g/100mL

Calcoli per l’idrossido di ammonio

Prima si deve trasformare la %P/P In M, poi il volume di

soluzione concentrata da prelevare

M=(%P/P*D*10)/PM=(33*0,890*10)/17=17,28 M

Volume di soluzione concentratada prelevare

Mdil* Vdil = Mconc* Vconc;

Vco„c=(Mdil* Vdil)/Mconc=(100*1)/17,28=5,79 mL

46

REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE IN BECKER

Materiali occorrenti: N.16 becker da 100 mL - 1 lastrina di argento - 4 lastrine di rame, 4 di piombo, 4 di zinco - Nitrati di argento,

rame II, piombo, zinco - Acido cloridrico sol. 37 % - Vetreria.

Esecuzione dell'esperienza: Disporre i 16 becker in quattro file. Porre nei quattro becker della prima fila alcuni mL di soluzione di nitrato

d'argento sol. 0.1M ( oppure alcuni cristalli del sale ) e diluire con 40/50 mL di acqua distillata.

Preparare le soluzioni degli altri sali, ponendo nella

seconda fila il nitrato di rame II, nella terza il nitrato di

piombo, e nella quarta fila il nitrato di zinco ( vedere

figura).

1.1 - Becker con nitrato d'argento: Si prende una laminetta di ciascun metallo e la si immerge

nei becker contenenti la soluzione di AgNO3 e si osserva

ciò che accade.

La lamina di argento non dà segni di alcuna reazione.

La lamina di rame, di piombo e di zinco, immerse nel

secondo, terzo e quarto becker, si ricoprono subito di una

polvere nerastra, mentre lentamente si consumano. La

soluzione, nel contempo, diviene azzurrina.

Questo indica chiaramente che il rame, il piombo e lo

zinco si sono ossidati a Cu2+

, Pb2+

e Zn2mentre Ag

+ si è ridotto ad argento metallico, secondo le reazioni:

2AgNO3 + Cu Cu(NO3)2 + 2Ag Cu Cu++ ossidazione 2Ag+ 2Ag riduzione

2AgNO3 + Pb Pb(NO3)2+ 2Ag

2AgNO3 + Zn Zn(NO3)2 + 2Ag

1.2 - Becker con nitrato di rame: Si prende una laminetta per ciascun metallo e la si immerge nei becker della seconda fila.

Si nota subito che le lamine di argento e di rame non danno luogo ad alcuna reazione ossidoriduttiva.

La lamina di piombo e di zinco immersa nel terzo e quarto becker si ricopre di una polvere scura, mentre la

soluzione azzurra, lentamente, si scolora: il piombo e lo zinco si sono ossidati a Pb2+

e Zn2+

mentre Cu2+

si è

ridotto a rame, secondo le reazioni:

Cu(NO3)2 + Pb Pb(NO3)2 + Cu

Cu(NO3)2 + Zn Zn(NO3)2 + Cu

1.3 - Becker con nitrato di piombo:

Si prende una laminetta per ciascun metallo immergendola nei becker della terza fila:

Si può subito notare che le lamine di argento, rame e piombo non subiscono alcun processo ossidoriduttivo.

La lamina di zinco, invece, si ricopre di una polvere nerastra, mentre lentamente si consuma: lo zinco si è

ossidato aZn2+

mentre Pb2+

si è ridotto a piombo metallico, secondo la reazione:

Pb(NO3)2 + Zn Zn(NO3)2 + Pb

1.4 - Becker con nitrato di zinco:

Si prende una laminetta per ciascun metallo e la si immerge nei becker della quarta fila:

Si nota che tutte le lamine non mostrano alcuna reattività con la soluzione, a significare che alcun processo

ossidoriduttivo è in atto.

Dalle esperienze è possibile costruire una scala della tendenza di un elemento ad ossidarsi:

Zn > Pb > Cu > Ag

e, ovviamente, una scala della tendenza di un elemento a ridursi:

47

Zn2+

< Pb2+

< Cu2+

< Ag+ .

Parte seconda: reattività dell'idrogeno: E' possibile determinare il livello di reattività dell' idrogeno nei confronti dei metalli precedenti. A tale scopo

si prendono 4 lastrine dei metalli e le si immergono, in successione, in una soluzione di acido cloridrico 37 %,

osservando ciò che avviene ( figura n.2 ).

Le lastrine di argento e di rame restano inalterate, a significare che nessun processo ossidoriduttivo è

avvenuto.

La lastrina di piomboe quella di zinco opportunamente pulite con cartavetro, reagiscono lentamente per

quanto riguarda il piombo e più velocemente per lo zinco, consumandosi e sviluppando sulla superficie

bollicine di gas; il piombo si ossida a Pb2+

e lo zinco a Zn2+

mentre H +

si è ridotto ad idrogeno elementare,

con formazione immediata di una molecola di H2, con la reazione:

Pb + 2HCl PbCl2 + H2 ↑

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2 ↑

Dai dati sperimentali ottenuti è possibile inserire l'idrogeno nella scala della tendenza ad ossidarsi:

Zn > Pb > H2 > Cu > Ag

ed in quella della tendenza a ridursi:

Zn2+

< Pb2+

< H+ < Cu

2+ < Ag

+ .

Per conferma è possibile far gorgogliare dell' idrogeno prodotto dalla reazione dello zinco con HCl in una

provetta con tubo di sviluppo, nei becker contenenti le quattro soluzioni degli

ioni argento, rame, piombo e zinco ( figura n.3 ); si può osservare che Ag+ e Cu

2+ si riducono precipitando sotto

forma di polvere metallica di argento e rame, con contemporanea ossidazione di H +

ad idrogeno elementare,

secondo la reazione già vista, mentre Zn e Pb non si riducono affatto.

Fig. 2 Fig. 2

Fig. 3

48

LA PILA DI DANIEL


Soluzione 1 M di solfato di rame (CuSO4 • 5 H2O) pesare con una bilancia tecnica 49,93 grammi di solfato

di rame penta idratoin un matraccio da 200 millilitri e portare a volume con acqua distillata

Soluzione 1 M di Solfato di zinco(ZnS04)pesare con una bilancia tecnica

32,29 grammi di solfato di zinco in un matraccio da 200 millilitri e portare a

volume con acqua distillata

Lamina di rame

Lamina di zinco

Soluzione satura di Cloruro di Potassio (KCl)introdurre

approssimativamente in un becher 100 millilitri di acqua distillata, aggiungere

mescolando con una bacchetta di vetro del cloruro di potassio fino a che la

soluzione non si satura formando del corpo di fondo.

Scaldare la soluzione satura di cloruro di potassio (KCI) e aggiungere 13

grammi di polvere di gel di agar agar, mescolando con una bacchetta di vetro

fino a completa dissoluzione. Versare la soluzione di agar agar satura di cloruro di potassio (KCI) a caldo nel

tubo a “U”, che raffreddandosi solidifica.

Voltmetro - Tester - Cavi di collegamento - Vetreria.

Richiami teorici:

L'elettrochimica studia i processi di trasformazione di energia chimica di legame in energia elettrica e

viceversa.

Le ossidoriduzioni consistono in un flusso di elettroni dall'elemento meno elettronegativo a quello più

elettronegativo; tale flusso altro non è che energia elettrica. Se teniamo separate le due semireazioni in modo

tale che il flusso compi un percorso esterno al sistema di reazione, è possibile trasformare l'energia in lavoro.

Il lavoro svolto dal flusso di elettroni si chiama f.e.m. ( forza elettromotrice ) o potenziale elettrico.

Una reazione redox è spontanea quando gli elettroni passano da una sostanza dove si trovano ad un livello

energetico più elevato e quindi meno stabile, ad una sostanza dove, essendo trattenuti più fortemente, si trovano

in una situazione di maggior stabilità.

Ora, potendo far avvenire una reazione spontanea di ossido-riduzione non direttamente, ma costringendo gli

elettroni a passare attraverso un filo metallico, si potrà sfruttare tale differenza di potenziale per produrre una

corrente elettrica. In altre parole potremo trasformare energia potenziale (energia chimica) nell'energia cinetica

degli elettroni in moto (energia elettrica). Tale processo può essere realizzato tramite un dispositivo noto come

cella galvanica o pila.

Una pila è formata da due elementi galvanici ( semicelle) formati ognuno da una lamina metallica immersa in

una soluzione salina dello stesso metallo.

I due elementi sono collegati da un ponte salino che permette la migrazione degli ioni al fine di mantenere

elettricamente neutre le soluzioni senza il completo mescolamento delle stesse

Le due lamine metalliche sono collegate con fili elettrici ad un circuito esterno comprendente un utilizzatore, in

genere un voltmetro o un multimetro. Nel circuito passeranno gli elettroni partendo dall'elettrodo che ne

possiede di più, ovvero quello della semicella ove si ha l'ossidazione ( anodo o polo negativo ), per giungere

all'elettrodo della semicella ove si ha la riduzione ( catodo o polo positivo ). Attraverso il voltmetro o il

multimetro è possibile misurare la f.e.m. generata.

Quando il sistema raggiunge l'equilibrio, il processo ha termine.

Potenziale standard ( E0 ): si intende il potenziale di una redox che si svolge a 25 °C e a 1 atm. tra un

elettrodo di un qualsiasi metallo in una soluzione 1 M di un suo sale ed un elettrodo ad idrogeno.


Parte prima: cella Zn // Cu :

Si pongono in un beckerca. 200 mL di soluzione 1 M di solfato di rame immergendo la lamina di rame. In un

secondo becker si pone una identica quantità di solfato di zinco sol. 1 M immergendo la laminetta di zinco. Si

49

collegano con due fili di diverso colore la lamina di rame all'ingresso positivo del voltmetro e la lamina di zinco

all'ingresso negativo.

Con il ponte salino (Cloruro di potassio in agar) precedentemente preparato, si collegano le due semicelle.

Se tutto è stato fatto correttamente, sul voltmetro si può osservare una f.e.m. di 1.1 volts circa.

Detta f.e.m. è data dalla differenza tra i potenziali dei due elettrodi:

E = E0 (Cu2+/ Cu) - E0 (Zn2+/ Zn) = 0.34 - (- 0.76) = 1.1 volts

La reazione di ossidoriduzione che si è verificata è la seguente:

Zn Zn2+

+ 2e-

Cu2+

+ 2e-Cu

Zn + Cu2+

Zn2+

+ Cu

Lo zinco funziona da anodo ( polo negativo ) e, quindi si ossida consumandosi, mentre il rame funziona da

catodo ( polo positivo ) riducendosi e, quindi, aumentando di volume.

Se si dispone di un amperometro o di un multimetro, collegandolo al

posto del voltmetro, è possibile

misurare l'intensità della corrente.

OSSERVAZIONI

Risulta importante controllare bene tutti i collegamenti che devono

essere privi di ossidazioni per un buon funzionamento

/ /

50

ALCANI E CICLOALCANI

La loro inerzia chimica rende difficile il loro riconoscimento.

L'unico saggio utilizzabile è quello con lo iodio che sciolto in composti che contengono elettroni e doppietti

elettronici disponibili su eteroatomi (O, N, S), ci da una colorazione marrone-bruna. Il colore è dovuto a

l'interazione fra lo iodio e gli elettroni disponibili, si forma un complesso con trasferimento di carica chiamato

complesso-

Saggio con I2 Porre un cristallo in una provetta un cristallo di I2 più 2-3 gocce di campione, si ha una soluzione violetta

con gli alcani, cicloalcani, areni, alogenuri alchilici e arilici.

……… I2 CH3 – O: ……I2

H

L'aliquota liquida d'idrocarburo viene posta in provetta dove viene unita con minuta aggiunta di Acqua di

Bromo, quindi si agita bene onde favorire il loro contatto. L'alcano è confermato se la colorazione rossastra non

impallidisce o scompaia

ALCHENI

Sono insolubili in acqua, hanno odore agliaceo forte e sgradevole. Per il loro riconoscimento si sfrutta

l'addizione elettrofila del bromo e l'ossidazione dell'alchene con KMnO4.

Saggio con Br2 Versare 1 goccia (20 mg) di campione in una provetta più 0,5 ml di CCl4. Aggiungere, goccia a goccia e

agitando, una soluzione di bromo al 2% in CCl4. Se ci vogliono più di 2 gocce, per fare assumere alla

soluzione un colore rossastro, l'alchene è confermato.

R-CH=CH-R' + Br2 R-CH-CH-R'

Rosso Br Br

incolore

Saggio con permanganato (Bayer)

Sciogliere in provettina 1 goccia (20 mg) di campione con alcune gocce di acetone e aggiungere 1 goccia di

KMnO4 1%, agitare. Se la soluzione si decolora, versare una seconda goccia, una terza e così via. Il saggio è

positivo se più di 1 goccia di permanganato è decolorata. Fenoli, ammine aromatiche, aldeidi, alcoli primari

e secondari danno la decolorazione come gli alcheni.

La reazione di Red-Ox:

3 =C=C= + 2 KMnO4 + 4 H2O 3CC+ 2 MnO2+ 2 KOH

OH OH

ALCHINI

Si comportano come gli alcheni con il KMnO4. Il loro odore è meno gradevole degli alcheni.

La reazione di riconoscimento è con il AgNO3.

Saggio con AgNO3

Ad 1 goccia di campione si aggiungono 1 o 2 gocce di AgNO3 in soluzione satura di etanolo. Un precipitato

bianco è segno positivo per il triplo legame terminale:

RC CH + AgNO3 RC=CAg + HNO3

Il precipitato è dato anche dagli alogenuri alchilici primari e secondari.

51

ALCOLI

Alcoli R-CH2OH, R2CHOH, R3-COH: derivano dagli idrocarburi sostituendo un idrogeno con il

gruppo funzionale –OH:

per fermentazione alcolica partendo dagli zuccheri:C6H12O6CH3 CH2OH + CO2

o per idrolisi di un alogenuro:CH3CH2Cl + H2O CH3CH2OH + HCl

I fenoli si ottengono partendo dai composti aromatici:C6H5Cl + H2O C6H5OH + HCl

Sono composti che in presenza di metalli alcalini formano alcolati:

ROH + Na RONa + ½ H2

In presenza di reagenti alogenati formano gli alogenuri alchilici:ROH + HI RI + H2O

In presenza di acidi reagiscono come basi formando gli esteri:

ROH + RCOOH RCOOR + H2O

Gli alcoli primari sono facilmente ossidabili ad aldeidi. I fenoli si comportano da acidi deboli.Tranne i

tre alcoli butilici, tutti gli alcoli a basso peso molecolare risultano solubili in acqua.

Test di Lucas: soluzione formata da 45 ml di acido cloridrico conc. Saturata con 65 g di cloruro di zinco

ZnCl2. Questo reattivo converte gli alcoli, solubili, in alogenuri insolubili:

ZnCl2

RCH2OH + HCl R-CH2Cl + H2O

In una provetta contenente 4 gocce di campione aggiungere 2-3 ml di reattivo di Lucas. In presenza di

alcoli terziari si ottiene una opalescenza in 1-3 minuti dovuta alla formazione dell'alogenuro. In

presenza di alcoli secondari si ottiene una opalescenza in 5 minuti. In presenza di alcoli primari si

ottiene una opalescenza in 15 minuti o più.

Questo test é valido solo con gli alcoli solubili in esso (con meno di sette atomi di carbonio).

Saggio di Jones (potente ossidante, prelevare sotto cappa con contagocce pulito e asciutto, cautela) Con questo saggio si possono distinguere gli alcol primari e secondari dai terziari.

Sciogliere una goccia di campione in 0,5 ml di acetone e aggiungere 1 goccia di reagente, in presenza di alcol primari e secondari compare una colorazione verde. (anche le aldeidi danno una reazione positiva).

3 RCH2OH + 2 Cr2O72-

+ 16 H+

4 Cr3+

+ 3 RCOOH + 11 H2O

Reagente: preparare in mattinata 8,8 g circa di K2CrO7 in 20 ml di acqua e 12 ml di H2SO4 concentrato. Lasciare raffreddare prima dell'uso.

Test con Sodio metallico: in una provetta pulita e asciutta, introdurre un piccolo pezzo di sodio

pulito dal petrolio e 1 ml di campione. In presenza di alcol primario si sviluppa rapidamente

idrogeno. Se l'alcol é secondario la liberazione di idrogeno è piú lenta. Se l'alcol é terziario lo

sviluppo di idrogeno é poco avvertibile.

RCH2OH + Na RCONa + 1/2H2

Il test risulta poco attendibile se il campione non è anidro.

52

ALDEIDI R-CHO:

sono alcol deidrogenati, ottenuti dalla ossidazione parziale di alcol primari:

CH3-CH2-OH + 1/2O2 CH3-CHO + H2O

Una successiva ossidazione li trasforma in acidi:

CH3-CHO + 1/2O2 CH3-COOH

Per riduzione formano nuovamente alcol:

CH3-CHO + H2 CH3CH2-OH

Per la presenza del doppio legame danno reazioni di addizione (es. cianidrine):

R-CHO + NaCN + H+

R-CH-CN + Na+

OH

Per la facilità con cui si ossidano, si comportano da riducenti (es. test di Tollens):

R-CHO + 2[Ag(NH3)2]+ + 2OH

- R-COOH + 2Ag + 4NH3 + H2O

Sono solubili in acqua quando hanno meno di cinque atomi di carbonio.

Test di Tollens: soluzione di nitrato d'argento AgNO3 0,1M + sodio idrossido NaOH 1M +

ammonio idrossido (NH3 al 25%).

In una provetta introdurre 1 ml di NaOH 1M riscaldare a bagno maria e aggiungere 2 ml di AgNO3

0,1M. Si forma un precipitato bruno dovuto alla formazione di idrossido di argento AgOH insolubile:

AgNO3 + NaOH AgOH + NaNO3

L'idrossido di argento diviene solubile aggiungendo a gocce l'NH3 senza eccesso.

La soluzione che si ottiene é il reattivo di Tollens un debole ossidante:

AgOH + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ + OH

-

Aggiungere ad alcune gocce di campione circa 1 ml di reattivo. Agitare e riscaldare delicatamente. In

presenza di aldeide, questa si ossida ad acido e riduce l'[Ag(NH3)2]+ ad argento metallico che si

deposita sulle pareti della provetta formando il caratteristico specchio argentato:

R-CHO + 2[Ag(NH3)2]+ + 2OH

- R-COOH + 2Ag+ 4NH3 + H2O

Questo test risulta falso-positivo con l'acido formico, gli esteri dell'acido formico e la formammide.

Test di Fehling: soluzione A: 3,5 g di solfato di rame CuSO4.5H2O + 2 gocce di acido solforico

conc. in 50 ml di soluzione acquosa;

soluzione B: 17,3 g di tartrato di sodio COONa (CHOH)2COONa + 7 g di sodio idrossido in 50 ml di

soluzione acquosa.

In una provetta contenente una piccola quantità di campione aggiungere 1 ml di soluzione A e 1 ml di

soluzione B. Agitare e scaldare lentamente per alcuni minuti. In presenza di aldeidi si formerà un

precipitato di colore rosso.

R-CHO + Cu++

+ OH-

R-COOH + Cu2O+ H2O

53

DETERMINAZIONE DELL’ACIDITÀ DELL’OLIO


I grassi e gli oli sono comuni sostanze alimentari. I grassi sono per lo più di origine animale ( burro, lardo )

mentre gli oli hanno origine vegetale ( olio d'oliva, olio di semi di mais, olio di semi di soia, etc. ). La struttura

di base di grassi ed oli e la stessa; sono, infatti, triesteri del glicerolo ( triacil gliceroli), ovvero trigliceridi.

Gli acidi grassi possono essere saturi quando presentano legami semplici:

acido laurico : CH3( CH2)10 COOH

acido palmitico : CH3( CH2)14 COOH

acido starico : CH3( CH2)16 COOH

od insaturi quando presentano uno o più doppi legami:

acidooleico : CH3(CH2)7CH = CH( CH2)7COOH,

acidolinoleico :CH3( CH2)4CH = CH - CH2 CH = CH (CH2)7 COOH,

acidolinolenico : CH3 CH2 CH = CH - CH2 CH = CH - CH2 CH = CH ( CH2)7 COOH.

In genere un grasso od un olio contiene più di un acido grasso, anche se uno e, normalmente, in quantità

preponderante. Ad esempio nell'idrolisi dell'olio di oliva si ricava circa l' 83 % di acido oleico; dal burro e

possibile ricavare per idrolisi anche più di 15 tipi di AG. Secondo la legislazione italiana (DM 31 -10 -1987,

n.509 ) l'olio d'oliva e classificato in base all'acidità espressa in acido oleico. Nell'olio extravergine d'oliva tale

acidità in acido oleico deve essere 0,8 g x 100 g di olio. La determinazione dell'acidità di un olio si effettua con

una titolazione con idrossido di potassio 0.1 M; da questa si ricavano sia il numero di acidità, ovvero i mg di

KOH necessari a neutralizzare gli acidi liberi presenti in 1 g di olio, sia l'acidità espressa in % di acido oleico.

Le formule da applicare sono:

NUMERO DI ACIDITA’ = (V * M * 56.1)/P % ACIDO OLEICO = ( V * M * 28.2)/P

ove V = mL di soluzione di KOH usati, M = molarità della soluzione di KOH e P = massa in g dell’olio. La

reazione di neutralizzazione che avviene, riferita all'acido oleico può essere così schematizzata:

CH3(CH2)7CH = CH( CH2)7COOH + KOH CH3(CH2)7CH = CH( CH2)7COOK + H20

VALUTAZIONE DEI RISCHI

Operare sotto cappa per tutte le fasi dell’esperienza, l’etere e molto volatile i vapori sono nocivi, si utilizzano

sostanze infiammabili. Evitare fonti di calore e fiamme libere.-I residui delle titolazione vanno raccolti e

stoccati come rifiuti nocivi infiammabili


Si pesano accuratamente su bilancia, in una beuta da 250 mL, 5-10 grammi di olio in esame, (la scelta di pesare

almeno 5-10 grammi di olio consente di abbassare l’errore sperimentale). In un matraccio si prepara una

miscela 1:3 di alcool etilico ed etere etilico (operare sotto cappa e tappare con tappo a smeriglio). Si prepara la

buretta sul suo sostegno versando in essa la soluzione di idrossido di potassio 0.1 M, e azzerare. Si prende Ia

miscela alcool - etere e ad essa si aggiungono 1-2 mL di fenolftaleina sol. 1%.' poiché la miscela risulta

debolmente acida é necessario neutralizzarla con alcune gocce di soluzione di KOH, fatte defluire dalla buretta,

fino a evidente colorazione violetta. Si aggiunge alla buretta soluzione di idrossido di potassio 0.1 M fino a

ripristino del livello allo zero, si travasano 50 ml di miscela alcool etilico ed etere etilico nella beuta contenente

l'olio d'oliva, si agita per alcuni secondi. Si titola gocciolando lentamente l’idrossido di potassio ( risulta

importante agitare in modo costante la beuta di titolazione); al viraggio della soluzione si chiude il rubinetto

annotando i mL utilizzati di KOH 0,1 M.

MATERIALE E STRUMENTI SOSTANZE E REATTIVI

Beute da 250 mL

Buretta sostegno e pinza

Alcool etilico Etere

Soluzione 0,1 M normex di KOH (esente da CO2)

Fenolftaleina 1%

TABELLA DATI SPERIMENTALI

TITOLAZIONI mL di KOH g di olio

54

prima 2,12rnL 10,02g

seconda 1,98mL 9,97g

ELABORAZIONE DATI

TITOLAZIONI NUMERO DI ACIDITA % ACIDO OLEICO

prima (2,12 * 0,1 * 56,1)/10,02 = 1,187 (2,12 * 0,1 * 28,2)/10,02 = 0,597

seconda (1,98 * 0,1 * 56,1)/9,97 = 1,114 (1,98 * 0,1 * 28,2)/9,97 = 0,560

MEDIA 1,187 + 1,114 = 1,151 0,597 + 0,560 = 0,579

OSSERVAZIONI

Durante la titolazione bisogna aggiungere Ia soluzione di KOH lentamente. Risulta difficile cogliere il punto

equivalente. Al primo cambiamento minimo di colore tendente al rosa chiaro bisogna prendere note del volume

di KOH, e poi, eventualmente, verificare il viraggio, aggiungendo qualche goccia di KOH.

COLCLUSIONI

La classificazione dell’olio

1. OLI D'OLIVA VERGINI : ottenuti dalla sola spremitura delle olive. Oli ottenuti dal frutto dell'olivo

soltanto mediante processi meccanici o altri processi fisici, in condizioni che non causano alterazioni dell'olio, e

che non hanno subito alcun trattamento diverso dal lavaggio, decantazione, centrifugazione e dalla filtrazione.

olio extra vergine d’oliva < 0,8; olio di oliva vergine < 2,0; olio di oliva lampante >2,0

2. OLIO DI OLIVA RAFFINATO.

Olio di oliva ottenuto della raffinazione di olio di olive vergine con un tenore di acidità libera, espresso In acido

oleico, non superiore a 0,3 g per 100 g e avente le altre caratteristiche conformi a quelle previste per questa

categoria;

3. OLIO DI SANSA DI OLIVA GREGGIO.

Olio ottenuto dalla sansa d’oliva mediante trattamento con solventi o mediante processi fisici, oppure olio

corrispondente all'olio d’oliva lampante, e avente le altre caratteristiche conformi a quelle previste per questa

categoria;

4. OLIO DI OLIVA.

Olio ottenuto dal taglio di olio d’oliva vergine diverso dall’olio lampante e olio d'oliva raffinato, con un tenore

di acidità libera, espresso in acido oleico, non superiore a 1 g per 100 g e avente le altre caratteristiche conformi

a quelle previste per questa categoria;

5. OLIO DI SANSA DI OLIVA RAFFINATO. .

Olio ottenuto della raffinazione di olio di Sansa di oliva greggio, con un tenore di acidità libera, espresso in

acido oleico, non superiore a 0,3 g per 100 g e avente le altre caratteristiche conformi a quelle previste per

questa categorie;

6. OLIO DI SANSA DI OLIVA.

Olio ottenuto dal taglio di olio di sansa di oliva raffinato e di olio di olive vergine diverso dall’olio lampante,

con un tenore di acidità libera, espresso in acido oleico, non superiore a 1 g per 100 g e avente le altre

caratteristiche conformi a quelle previste per questa categoria.

55

DETERMINAZIONE DELL’ACIDITÀ TOTALE DEL VINO

Premessa

Nel vino sono presenti acidi organici di natura diversa:

quelli presenti nel frutto: acido tartarico, acido malico, acido citrico

quelli provenienti dalla fermentazione alcolica: acido succinico

quelli provenienti dalla fermentazione malo-lattica: acido lattico

quelli che si formano durante l’invecchiamento: acido acetico

L’acido malico proveniente dal frutto dà al vino ha un sapore acerbo, duro. Questo è il motivo per cui dopo la

fermentazione alcolica viene indotta (o parte spontaneamente) la fermentazione malo-lattica operata dai lieviti

Schizosaccharomycespombe. Piccole tracce di acido malico comunque rimangono. La quantità di acido acetico

non deve superare per legge il valore di 1 g/L, ma già in quantità di 0,8 g/L rovina indiscutibilmente il sapore

del vino: la formazione dell’acido acetico (che non deve essere presente nei mosti) avviene perché le condizioni

in cui lavorano i microrganismi non sono favorevoli o per contatto con l’aria. Tuttavia l’acidità dovuta agli altri

acidi è un fattore positivo e fondamentale per il vino perché gli conferiscono una piacevole freschezza al palato

e perché consentono al vino un affinamento in bottiglia più lungo nel tempo.

Gli acidi organici presenti dunque principalmente nel vino sono: acido tartarico, malico, citrico, lattico, acetico,

succinico. Si distingue una:

Acidità volatile: l’acidità dovuta all’acido acetico (e agli altri acidi carbossilici a basso P.M.)

Acidità fissa: l’acidità dovuta a tutti gli altri acidi (altobollenti, non allontanabili per distillazione semplice)

Acidità totale: somma dell’acidità volatile e dell’acidità fissa (i valori normali sono compresi fra 4,5 e 15 g/L)

Nota: nella determinazione dell’acidità totale il valore viene espresso convenzionalmente come

grammi di acido tartarico per litro di vino, ossia tutti gli acidi che abbiamo visto vengono

assimilati all’acido tartarico, ovvero vengono calcolati come se fossero acido tartarico.

Materiali e strumenti:

Buretta, beuta, pipetta tarata, spruzzetta, sostegno, ragno, pipetta Pasteur, bilancia, spatola

REAGENTI

Vino; blu di bromotimolo (soluzione idroalcolica allo 0,4%: 1% di indicatore, 10-15% di etanolo, acqua

distillata q.b. al 100%); soluzione di NaOH 0,1 M (pari a 0,4 grammi in 100 mL di acqua distillata)

PROCEDIMENTO

Si prelevano 10 mL di vino con la pipetta tarata e si mettono nella beuta. Si aggiungono 3-4 gocce di blu di

bromotimolo il vino assume una colorazione gialla. Per il vino rosso non è necessario l’indicatore in quanto

sono presenti le antocianine che fungono da indicatori interni.

Si avvina e si azzera la buretta con la soluzione di idrossido di sodio (NaOH = 0,1 M).Si inizia a titolare con

NaOH: il viraggio si ha quando da gialla la soluzione diviene blu (passando per il verde). Il pH al punto di

viraggio è circa 7.Annotare i mL della soluzione di NaOH aggiunti.

CALCOLI

L’acidità totale è espressa come grammi di acido tartarico per ogni litro di vino (g/L).

L’acido tartarico ha formula: C4H6O6 (massa molare = 150 g/mol).

La reazione è: C4H6O6 + 2NaOH C4H4O6 2 -

2Na+ + 2H2O. Concentrazione NaOH = moli NaOH / Volume

soluzione in L; moli NaOH = (Concentrazione NaOH) (Volume soluzione in L) = (0,1 MmL

aggiunti)/1000; moli C4H6O6 = moli NaOH / 2 = (0,1 MmL aggiunti)/ ( 2 1000); moli C4H6O6 = grammi di

C4H6O6 / massa molare di C4H6O6grammi di C4H6O6 = (moli C4H6O6) (massa molare di C4H6O6)

grammi di C4H6O6 = (0,1 MmL aggiunti 150)/ ( 2 1000)

Acidità totale = grammi di C4H6O6 / L di vino

Acidità totale =(0,1 MmL aggiunti 150 1000 )/ ( 2 100010mL).Acidità totale = mL aggiunti 0,75

56

IL NYLON

Nylon è un nome commerciale che in realtà indica un’intera famiglia di polimeri sintetici, tutti appartenenti alla

classe delle poliammidi e furono preparati per la prima volta poco dopo il 1930. Una delle loro prime

applicazioni industriali fu la preparazione di fibre sintetiche che ebbero enorme successo come sostituti della

seta per la produzione di calze da donna. Diversamente dal nylon-6, di cui si è parlato prima, alcuni tipi di

nylon richiedono la reazione di due monomeri. Per esempio nel nylon-6,10 i due reagenti sono la

esametilendiammina (6 atomi di carbonio) e il cloruro di sebacoile (10 atomi di carbonio). I numeri di fianco al

nome del nylon indicano appunto quanti atomi di carbonio sono presenti nei due reagenti (vedi la figura). I due

monomeri vengono sciolti in due liquidi diversi, che quando vengono aggiunti l’uno all’altro non si mescolano

fra loro, ma formano due strati, uno sovrapposta all’altro. Pertanto, la reazione di polimerizzazione, cioè la

reazione di formazione del polimero, avviene nella zona di contatto tra i due strati per questo motivo la

metodologia che abbiamo usato si chiama polimerizzazione interfacciale. I due reagenti si incontrano nella

zona di contatto tra i due strati e si legano tra di loro rilasciando acido cloridrico come si vede dalla figura.

Poiché i due reagenti hanno lo stesso gruppo funzionale (COCl, in rosso nella figura, per il cloruro di sebacoile

e NH2, in blu nella figura, per l’esametilendiammina) sia a destra che a sinistra, la reazione avviene da tutte e

due le parti e alla fine si forma una lunga catena di nylon-6,10 costituito quindi da molecole alternate dei due

reagenti.È interessante il fatto che il polimero appena formato crei una pellicola fra i due strati liquidi che ferma

la reazione, in quanto i reagenti non riescono più a venire in contatto. Pertanto, per far proseguire la reazione

bisogna rimuovere continuamente il polimero man mano viene formato.

Sintesi del Nylon 6,10 MATERIALI OCCORRENTI:

-cloruro di sebacoileClCO(CH2)8COCl (l' ossigeno è legato al carbonio con un doppio legame)

-tetraclorometano CCl4

-becher da 100ml

-NaOH

-esametilendiammina H2N(CH2)6NH2

Modalità operativa:

Soluzione A: Si sciolgono 0,5g di cloruro di sebacoile in 20ml di CCl4

Soluzione B: in un becher da 100ml. In una beuta, contenente 20ml di H2O e 1g di

NaOH, si sciolgono 0,5g di esametilendiammina.

Molto lentamente versare la soluzione B nel beker alto e stretto leggermente

inclinato contenente la soluzione A facendola scendere lungo le pareti. Nel beker

dovrebbero essere evidenti i due strati e si dovrebbe osservare l’immediata

formazione di un film polimerico all’interfaccia tra i due liquidi. Utilizzando le

pinzette, prendere il polimero al centro e lentamente tirare il nylon, cercando, se

possibile, di formare un filamento. Con una bacchetta di vetro arrotolare il

filamento e tirarlo via lentamente dall’interfaccia tra i due solventi. Lavare bene il

nylon con acqua prima di toccarlo. Agitare la soluzione rimanente nel beaker per

formare dell’ulteriore polimeri

57

ESPERIENZE DI SPETTROFOTOMETRIA

1) ESPERIENZA

OBIETTIVO:Determinazione dello spettro di assorbimento di una soluzione aKMnO4

Si prepara una soluzione di KMnO4 1 m M in acido solforico 0.1M. L’acidosolforico ha lo scopo di evitare la

degradazione del permanganato ad ossidodi manganese che, per via della sua scarsa solubilità tende a

precipitare comecorpo di fondo. Dopo aver riempito per poco più di metà la cuvetta con la soluzione in esame

(Attenzione: non toccare mai la cuvetta sulle pareti trasparenti!!!), si inizia la misura dell’assorbanza partendo

con un valore diλ pari a 400 nm, con incrementi di 10 nm fino a 600 nm.

Si raccomanda di posizionare la cuvetta in maniera tale che le paretitrasparenti (non quelle zigrinate!) siano

attraversate dal fascio luminoso: nel portacuvette è segnata la direzione di questo fascio. Si impostano i

parametri nello spettrofotometro e si preme il tasto start. Il risultato è un grafico in cui si legge il picco massimo

di assorbimento del permanganato di potassio

2) ESPERIENZA

OBIETTIVO: Analisi qualitativa dell’albumina nell’albume dell’uovo

Si prepara una soluzione all’1% di albume d’uovo con acqua, se ne preleva dalla soluzione preparata 0,5 mL. Si

versano in una provetta dove vengono aggiunti altri 0,5 ml di acqua e 4 mL di reattivo di Biureto. Si lascia la

soluzione a bagnomaria per 10 m alla temperatura di 37°C e dopo aver impostato i parametri allo

spettrofotometro si preme il tasto start. Il risultato ci darà il picco massimo di assorbimento dell’albumina che

sarà impostato per l’analisi quantitativa dell’albumina

Dati elaborati con Spettrofotometro UV/VIS della

JASCO V-530

[Spectra Information]

Measurement date 27/04/2015 12:41

Data array type Linear data array

Horizontal Wavelength[nm]

Vertical Abs

Start 750 nm

End 450 nm

Data pitch 2 nm

Data points 151

[Measurement Information]

Model V-530

Serial No. A009760512

Band width 2.0 nm

Response Quick

Measurement range 750 - 450 nm

Data pitch 2nm

Scanning speed 4000nm/min

Sample ID 34

No. of cycle 1

58

RICERCA DELLE PROTEINE NEGLI ALIMENTI

Campioni alimentari vengono pestati con l’acqua e l’estratto è poi saggiato col reattivo del biureto.

Materialeoccorrente:

1. Becker da 500 ml;

2. Carta assorbente;

3. Cilindro da 100 ml;

4. Mortaio con pestello

5. Parafilm;

6. Pennarello indelebile;

7. Pipetta di precisione da

1ml, 5ml e 10ml;

8. Porta provette;

9. Provette;

10. Spatola;

11. Spruzzetta.

Reattivi:

Reattivo al Biureto.

Strumentazione:

Bilancia

Campione:

1. Amido di patata;

2. Bianco d’uovo;

3. Carne bianca;

4. Cipolla;

5. Farina;

6. Latte;

7. Mela;

8. Pomodoro;

9. Fagioli

Metodica

1. Utilizzare provette pulite per ogni campione. Pestello e mortaio vanno puliti attentamente fra una prova

e l’altra. Contrassegnare tante provette quanti sono i campioni da saggiare;

2. Pestare in un mortaio 4-5 grammi di un campione alimentare con circa 10ml di acqua. Se ilcampione è

liquid versarne 5ml in provetta;

3. Versare il miscuglio (5ml) in una provetta pulita. Ripetere l’operazione per ogni campione;

4. Aggiungere in ogni provetta 1ml di soluzione di idrossido di sodio (NaOH) e poi 1ml di soluzione di

solfato di rame diluito rimescolando il contenuto;

5. Attendere qualche secondo prima di procedere all’analisi dei risultati.

Tabella dei risultati

Campione Colore

(dopo l’aggiunta del reattivo)

Interpretazione dei risultati

Amido di patata

Bianco d’uovo

Carne bianca

Cipolla

Farina

Latte

Mela

Pomodoro

Fagioli

Conclusioni sintetiche

Perché si riesca a ottenere un risultato interpretabile è necessario effettuare diverse prove variando le quantità di

campione e reattivo. Questo è necessario in quanto non tutti i campioni contengono la stessa quantità di

proteine quindi la colorazione appare più o meno evidente all’occhio umano. Il problema è meno presente se si

lavora con uno spettrofotometro UV-Visibile che è in grado di analizzare la presenza del colore

59

No. of WL: 1-WL method Peak : 540.0 nm

Response: Fast BandWidth: 2.0 nm No. of cycles: 2 Interval: 0 sec

Calib Curve: Proportional Expression: Abs = A * Conc Factor: A = 0.2565

Create Date: 27/04/2015 12:31 Final Data: 27/04/2015 12:37 Sample:

Standard blank: 0.0000 Blank correct: Off No. Conc. Abs

1. 0.4000 0.1098

2. 0.8000 0.2197 3. 1.2000 0.3078 4. 1.6000 0.4078

5. 2.0000 0.5078

DETERMINAZIONE DELLE PROTEINE NELL’ALBUME DELL’UOVO CON

IL REATTIVO DI BIURETO.

Per questa esperienza si utilizza una reazione caratteristica, detta del biureto. Il biureto si ottiene dall’urea per

riscaldamento al di sopra del suo punto di fusione (132°C):da cui si nota che la struttura del prodotto contiene

un legame peptidico. I doppietti liberi dell’azoto possono coordinare ioni metallici come il rame (II) dando una

caratteristica colorazione viola porpora (λmax = 540 nm).

La stessa reazione avviene ovviamente nelle proteine. Il reattivo e costituito da ioni rameici in soluzione

alcalina ed in presenza di tartrato di sodio e potassio. Quest’ultimo e indispensabile per evitare la precipitazione

di Cu2+

come idrossido.

Reattivo biureto

0,6 grammi di solfato di rame (II) pentaidrato + 1,8 grammi di sodio potassio tartrato si portano a100 mL con

una soluzione di sodio idrossido 0,2 M.

Soluzione standard di albumina (STD)

1 grammo di albumina si discioglie in palloncino da 100 mL con acqua (agitare lentamente senza sbattere!).

Si prepara una serie di provette (sei) seguendo lo schema:

Provetta

N

Albumina STD

mL

Acquadistillata

mL

ReattivoBiureto

mL

Conc. proteine

mg/mL

bianco 0,0 1,0 4,0 0,0

1 0,2 0,8 4,0 0,4

2 0,4 0,6 4,0 0,8

3 0,6 0,4 4,0 1,2

4 0,8 0,2 4,0 1,6

5 1,0 0,0 4,0 2,0

Dopo l’aggiunta del reattivo si pongono le provette in bagno termostatato a 37 °C per 10 minuti. Silegge a 540

nm.

Campione

Pesare circa 5 grammi di albume (segnare la massa esatta) e portare a 100 mL in matraccio tarato(agitare

lentamente senza sbattere!). Prelevare 1 mL di tale soluzione, aggiungere 4 mL di reattivo biureto e

termostatare a 37 °C per 10 minuti. Leggere a 540 nm.

Determinare la percentuale diproteine nell’albume.

60

RICONOSCIMENTO DELLA PRESENZA DEI LIPIDI

I lipidi sono sostanze organiche ternarie insolubili in

acqua e solubili in solventi apolari come etere e

benzene.

Nell'organismo umano e nei cibi, i lipidi più

abbondanti sono i trigliceridi (o triacilgliceroli). Essi

sono formati dall'unione di tre acidi grassi con una

molecola di glicerolo

SAGGIO CON SUDAN III

a) Sminuzzare finemente l’alimento n°l, n°2, n°3 e n°4

b) Versare nelle provette ed aggiungere circa 5mL di acqua distillata.

c) Versare i campioni n°5, n°6, n°7, n°8 nelle provette ed aggiungere circa 5mL di acqua distillata.

d) Inserire le provette in un bagnomaria bollente per circa 10 minuti. Non inserire la provetta n°8.

e) Fare raffreddare i miscugli.

f) Aggiungere alcune gocce di Sudan III in ciascuna delle provette ed agitare.

g) Osservare il miscuglio ottenuto nelle singole provette.

h) Indicare nella tabella con il simbolo SI se il risultato è positivo; NO se il risultato è negativo

Osservando i risultati della tabella giustifica i comportamenti degli alimenti

PROVETTE SI/NO

1. NOCE

2. BURRO

3. PATATA

4. NOCCIOLINE

5. LATTE INTERO

6. LATTE PARZIALMENTE SCREMATO

7. PANNA

8. OLIO

9 CARNE BIANCA

Questo colorante appartiene alla categoria dei lisocromi,

molecole aventi gruppi cromofori con scarsa affinità per

l'acqua ed alta affinità per i lipidi nei quali si sciolgono

Figura 1: SUDAN III

1-((4-(phenyldiazenyl)phenyl)diazenyl)naphthalen-2-ol

61

PREPARAZIONE DEI PRINCIPALI REATTIVI DEL LABORATORIO DI

CHIMICA

REATTIVO PREPARAZIONE

Acido cloridrico 1 M Operare sotto cappa. Prelevare 83 mL di acido cloridrico al 37% e trasferire in un

matraccio da un litro contenente 1/3 di acqua distillata, travasare l'acido con cautela e

attenzione portare a volume con acqua distillata. Diluire 10 volte per ottenere 0,1 M

Acidosolforico 1M Operare sotto cappa. Particolare attenzione con l'acido solforico, la reazione con

acqua è fortemente esotermica, utilizzare vetreria asciutta per il prelievo. Prelevare

56 mL di acido al 96% trasferire in un matraccio da 1 litro contenente 2/3 di acqua

distillata, travasare l'acido con cautela, attenzione e lentamente portare a volume con

acqua distillata. Diluire 10 volte per ottenere 0,1 M

Ammoniaca 1 M Operare sotto cappa, abbassare il vetro. Prelevare 58 mL di ammoniaca al 33% e

trasferire in un matraccio da 1 litro contenente 1/3 di acqua distillata, travasare

l'ammoniaca con cautela e attenzione portare a volume con acqua distillata Diluire 10

volte per ottenere 0,1 M (sostanza nociva, corrosiva, irritante, pericolo per

l'ambiente)

Idrossido di sodio 1M Pesare 40 grammi di idrossido di sodio in un becher da 400 mL, aggiungere acqua

distillata di fresco almeno 200 mL, solubilizzare con attenzione, la soluzione è molto

corrosiva, trasferire in un matraccio da 1 litro, recuperare tracce di idrossido dal

becher effettuando dei lavaggi, portare a volume. Diluire 10 volte per ottenere 0,1 M,

limitare l'esposizione all'aria per evitare l'assorbimento di C02

Tampone a pH 4 1M Pesare 82 grammi di acetato di sodio, trasferire in un matraccio da 1 litro contenente

1/3 di acqua distillata. Pesare 60,05 grammi di acido acetico e trasferire nel

matraccio, portare a volume. Operare sotto cappa per l'acido acetico evitare il

contatto con la pelle (corrosivo).

Tampone a pH 10

1M

Pesare 54 grammi di cloruro di ammonio, trasferire in un matraccio da 1 litro

contenente 1/3 di acqua distillata, prelevare 56 mL di ammoniaca al 33% e trasferire

nel matraccio, portare a volume. Operare sotto cappa

Argentonitrato Utilizzare guanti protettivi. Pesare 1,7 grammi di nitrato di argento con attenzione (la

sostanza è tossica e corrosiva), evitare la dispersione e l'inalazione delle polveri,

solubilizzare con circa 100 mL di acqua, trasferire in un recipiente di vetro scuro, la

soluzione reagisce con la luce, lavare accuratamente il materiale utilizzato

Fenolftaleina 1 grammo di sostanza in una miscela di 50 mL di acqua e 50 mL di alcool evitare la

dispersione e l'inalazione delle polveri

Metilarancio Scioglier in poca acqua distillata bollente 0,2 grammi di sostanza lasciare raffreddare,

filtrare e portare a volume di un litro, evitare la dispersione e l'inalazione delle polveri

Neroeriocromo T 1% in NaCI solido: un grammo di Net con 99 grammi di cloruro di sodio puro.

Oppure utilizzare con spatolina piccola puro (prelevando pochi granelli) evitare la

dispersione e l'inalazione delle polveri, consultare la scheda di sicurezza (nocivo)

Indicatoreuniversale Sciogliere 18,5 mg di rosso metile, 60 mg di blu bromotimolo e 64 mg di

fenolftaleina in 100 mL di miscela (50 mL alcol + 50 mL acqua) e aggiungere

abbastanza NaOH 0,1 N fino a colorazione verde

Salda d'amido Si mescola 1 grammo di amido solubile con 5 mL d'acqua e, agitando, si diluisce con

acqua fino a 100 mL; si fa bollire per qualche minuto, si raffredda, si filtra. Preparare

sempre di fresco, non utilizzare i sali di mercurio per stabilizzare, sono molto

pericolosi

Potassio

ferrocianuro

Scioglier in acqua distillata 11 grammi di sostanza e portare a volume di 100 mL

evitare la dispersione e l'inalazione delle polveri

Potassio

solfocianuro

9,7 grammi per 100 mL evitare la dispersione e l'inalazione delle polveri,

consultare la scheda di sicurezza, la soluzione sviluppa gas molto tossico a

contatto con acidi UTILIZZO SOSTANZA SOLO IN PRESENZA

DELL'INSEGNANTE

Potassio

permanganato

0,1 N reazione con ossalato PE=PIW5 3,2 g/l, attenzione alle polveri evitare, la

dispersione e l'inalazione, utilizzare contenitore di vetro scuro conservare al buio

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Soluzione di

acetocommerciale 0,1

M

L'aceto commerciale al 6% va diluito 10 volte per ottenere una soluzione circa 0,1

M

Acido ossalico 0,1 N reazione con permanganato PE=PM/2 4,5g/l sale anidro si consiglia un leggero

eccesso per la reazione della velocità di reazione 5 g, Quantitativi riferiti al sale

anidro per sale biidrato circa 7 g

Fehling A In 100 cc di acqua distillata si sciolgono 7 grammi di solfato di rame CuSO4

Fehling B In 80 cc di acqua distillata calda si sciolgono 34 g di sale di Seignette (Tartrato di

sodio e potassio) e 12 g di idrossido di sodio. Si lascia raffreddare la soluzione e poi

si aggiunge acqua sino a 100 cc

Reattivo al Biureto Si prepara sciogliendo 1,5 g di solfato di rame penta idrato (CuSO4*5H2O) e 6g di

tartrato di sodio e potassio in 500 ml di H2O distillata. La soluzione ottenuta deve

essere unita a 300ml di idrossido di sodio (NaOH) al 10%. Il tutto va portato a

volume di 1 litro. Il reattivo così preparato rimane stabile per qualche mese.

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COSTANTI DI DISSOCIAZIONEACIDA E BASICA

ISTITUTO ISTRUZIONE SECONDARIA SUPERIORE “NRIO MI ... di laboratorio... · Sicurezza nel...

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