Istituto Istruzione Secondaria Superiore “Enrico Medi” galatone (LE)


Reazioni di doppio scambio con precipitato



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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 )

  1. 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

  1. Reazione di scambio semplice ( di spostamento ):

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Ca + H2SO4 CaSO4+ H2 ( precipitato bianco )

Zn + FeSO4 ZnSO4 + Fe

  1. 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.)



  1. 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.


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.

Materiale occorrente



  • 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 mo- do: 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.

c:\users\iiss\appdata\local\temp\finereader12.00\media\image2.jpeg

KMn04: 10 mL

H2S04: 2 mL

c:\users\iiss\appdata\local\temp\finereader12.00\media\image3.jpeg

KMn04: 10 mL
H
2S04: 2 mL


HzO: 25 mL

c:\users\iiss\appdata\local\temp\finereader12.00\media\image3.jpegKMn04: 10 mL
H
2S04: 2 mL


H2O: 50 mL

c:\users\iiss\appdata\local\temp\finereader12.00\media\image3.jpeg

KMn04: 10 mL
H
2S04: 2 mL


H2O: 50 mL

Il tempo di reazione al variare della concentrazione dei reagenti

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







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.




c:\users\iiss\appdata\local\temp\finereader12.00\media\image6.jpeg


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 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




image7

acido ossalico: 10 mL

KMn04: 10 mL
H2S04: 2 mL
50 mL
tempo di reazione: 1 min 50 s


image7
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




Catalizzatore

Durata della reazione

Beuta 1

no




Beuta 2






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 li- matura 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
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.

Materiale occorrente



  • 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

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

Materiale occorrente



  • Provette

  • Portaprovette

  • Contagocce

  • Spatole

  • Pipette da 10mL

  • Bacchetta in vetro per agitare

  • Bilancia tecnica

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




(blu)

(rosa)
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

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+.coidrato2.jpg (10917 byte)

  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.introhcl2.jpg (13265 byte)

  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)precagcl4.jpg (14472 byte)

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.rosa_agcl.jpg (13119 byte)

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)ghiaccio.jpg (15261 byte)

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:




(blu)

(rosa)
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.

Materiale occorrente


  • Pipette da 1 mL o contagocce

  • Becher da 250 mL o 500 mL

  • Provetta


Come varia il colore della soluzione al variare della temperatura.
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




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.
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?

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.


pH

4

5

6

7

8

9

10

colore

‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌

‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌

‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌

‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌

‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌

‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌

‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌ ‌‌

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

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




PROCEDIMENTO OPERATIVO

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.

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

INTRODUZIONE TEORICA

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

PROCEDIMENTO OPERATIVO

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


Preparazione del solfato di ramepentaidrato

INTRODUZIONE TEORICA



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 cappaimmagine6.jpg

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

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 %
crist.jpgcristalli.jpg

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.voltametro di hoffmann

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 positivaH3O+ e le molecole di H2O.

all'anodo ( + ) migrano gli ioni a carica negativa SO4e le molecole di H2O

Avvengono le seguenti reazioni ossidoriduttive

Al catodo si ha la riduzione di ioni H3O+ in quanto il loro potenziale redox ( E0( 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(E0( 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 ... ".


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



PROCEDIMENTO OPERATIVO


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
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.


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
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
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 argentorame 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:



Zn2+ < Pb2+ < Cu2+ < Ag+ 



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