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Esercitazione: il pH di sostanze di impiego comune

Laboratorio didattico di Chimica Generale e Inorganica

Esperienza di Laboratorio

Il pH di sostanze di impiego comune

Scopo: In questa esperienza misurerete con diversi metodi il pH di alcune sostanze

di impiego comune, sostanze che incontriamo tutti i giorni. Questo vi permetterà di

ragionare sul concetto di acido e base, di pH e di soluzioni tamponi, sulla misura del

pH e sulla chimica nella vita quotidiana.

Metodo:

Misure del pH – Il pH di una soluzione o miscela acquosa può essere misurato

accuratamente mediante un pH-metro, uno strumento che, sfruttando il potenziale

determinato da differenze di concentrazione di ioni idrogeno su due lati di una

membrana di vetro*, consente la misura diretta del pH con la semplice immersione di

uno speciale elettrodo nella soluzione in esame. Per tarare il pH-metro utilizziamo

soluzioni tampone le quali hanno la capacità di mantenere il pH pressoché invariato

per piccole aggiunte di ioni H3O+ o OH-.

* Un pH-metro è costituito da una sonda (elettrodo a vetro) collegata a un dispositivo

elettronico che ne raccoglie il segnale e elettrico e lo restituisce come valore di pH.

L’elettrodo a vetro misura la differenza di potenziale elettrico che si instaura, tra i due lati

della sottile membrana di vetro posta a una sua estremità, per effetto della differenza tra le

concentrazioni degli ioni idrogeno all'interno e all'esterno della membrana (un'unità di pH

generalmente produce una differenza di potenziale di circa 0.059 V).



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Una stima del valore assunto dal pH di una soluzione la possiamo ottenere usando

gli indicatori acido-base† (metodo chimico), sostanze queste in grado di cambiare colore

(viraggio) a seconda dell'acidità (o basicità) della soluzione in cui si trovano. In genere,

sono acidi deboli o basi deboli di origine naturale, con strutture molecolari complesse

(nelle quali la dissociazione acida o basica determina un cambiamento della

configurazione elettronica, quindi, dell’assorbimento della radiazione visibile e, di

conseguenza, del colore). Ogni indicatore di pH ha un peculiare intervallo di pH che

determina il viraggio.

Utilizzerete entrambi i metodi per testare l’acidità o la basicità di alcune sostanze in

soluzione acquosa. Il metodo strumentale utilizzando un pH-metro, e il metodo

chimico utilizzando alcuni indicatori di pH, in particolare:

indicatore universale (cartina indicatrice di pH universale‡);

† Gli indicatori di pH sono acidi o basi organici deboli a elevata massa molecolare, che

assumono colorazioni diverse a seconda del pH.

Hin + H2O H3O+(aq) + In–(aq)

indicatore acido indissociato base coniugata dell’indicatore acido

colore 1 colore 2

Il pH di viraggio dell’indicatore (cambiamento di colore) è il pH per il quale la

concentrazione molare della forma indissociata [HIn] uguaglia quella della forma dissociata

[In–], quindi essendo KHIn=[H3O

+][In−]

[HIn], pHviraggio = pKHIn. Il meccanismo di visione del nostro

occhio non permette di identificare il viraggio di colore esattamente al pHviraggio, bensì lo

percepisce all’interno di un intervallo che normalmente è pKHIn ± 1 (il che equivale a

distinguere nettamente il cambiamento di colore quando in soluzione è presente un eccesso

di una delle due forme rispetto all’altra di 10 volte).

‡ Le cartine indicatrici di pH sono indicatori di pH per rapide valutazioni costituite da strisce

di carta imbevute di miscele di più indicatori in grado di coprire l'intera gamma dei possibili

valori di pH delle soluzioni acquose. Nella cartina indicatrice di pH universale, l’indicatore è

costituito principalmente da tre sostanze sensibili al pH: il rosso metile, la fenolftaleina e il

blu di bromotimolo, a cui si può aggiungere il blu di timolo. La cartina universale risulta



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indicatori di pH fenolftaleina§ e metilarancio**.

estratto dal cavolo rosso††.

verde a pH neutro, vira al rosso in ambiente acido (pH < 4.4) e al blu in ambiente basico

(pH > 8.0).

§ La fenolftaleina, nome IUPAC 3,3-bis(4-idrossifenile)-1,(3H)-isobenzofuranone

è un indicatore di pH (KHIn = 7.9 10-10) con un intervallo di viraggio tra 8.3 e 10.0: in soluzioni

da debolmente alcaline a acide (pH < 8.2) la fenolftaleina è incolore, mentre in soluzioni

nettamente alcaline, pH > 8.2, acquista una intensa colorazione porpora.

** Il metilarancio è un composto chimico aromatico, l’eliantina

È usato come indicatore acido-base (KHIn = 3.4 10-4) con un intervallo di viraggio tra 3.1 e 4.4:

in una soluzione acida con pH < 3 il metilarancio assume una colorazione rossa mentre a pH

compresi tra 3.1 e 4.4 sarà arancione, e infine gialla quando il pH > 4.4, soluzioni alcaline.

†† Il cavolo rosso (Brassica oleracea var. capitata rubra) deve la sua colorazione rosso-violacea

alla presenza di sostanze idrosolubili chiamate antocianine appartenenti al gruppo dei

flavonoidi contenute nei vacuoli vegetali. Le antocianine hanno strutture molecolari molto

complesse caratterizzate da una struttura centrale comune (in figura), alla quale possono

essere legati residui di zuccheri e, talvolta, di acidi carbossilici



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Sostanze su cui interrogarsi – Molte sostanze di uso comune hanno un carattere

acido o basico ma anche neutro, tra queste analizzerete sostanze normalmente usate

in cucina o come detergenti, poi vedrete come la diluizione influenza il pH di un acido

o una base e sperimenterete come funziona un sistema tampone, infine proveremo a

simulare un semplice processo di inquinamento.

Le sostanze che incontrerete sono:

l’acido cloridrico, HCl, in soluzione acquosa al 20% circa è commercializzato come

acido muriatico, spesso con una colorazione giallognola dovuta a impurezze di sali

di ferro (III). È impiegato come detergente e negli anticalcari liquidi (tipo quelli

per l'igiene dei sanitari), grazie alla sua capacità di eliminare residui di calcare (è

un acido minerale forte, corrosivo). Il cosiddetto “calcare” altro non è che

carbonato di calcio, CaCO3, composto molto poco solubile in acqua (Kps =

8.7 10-9 M2). L’acido cloridrico, ma in realtà tutti gli acidi, trasforma il carbonato

di calcio in anidride carbonica e cloruro di calcio, composto quest’ultimo molto

solubile in acqua (740 g/l a 20°C), secondo il processo

CaCO3 (s) + 2HCl → CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l)

L’acido cloridrico è anche il principale costituente del succo gastrico (in una

concentrazione dello 0.3-0.5% circa), nel quale è secreto da delle ghiandole

Il colore delle antocianine in acqua dipende dall’acidità della soluzione: in soluzione

nettamente acida (pH < 3) assumono la forma del catione flavilio, di colore rosso, se il pH

aumenta ma la soluzione resta ancora acida l'antocianina perde uno ione H+ e cambia colore

virando al rosa. Se il pH cresce ancora e la soluzione diviene praticamente neutra o solo

leggermente basica (valori di pH compresi fra 5 e 8), perde un secondo ione H+ e vira al viola-

blu. In soluzione nettamente basiche (valori di pH > 8) il colore vira a giallo, con un possibile

passaggio al verde (dovuto alla presenza delle due forme gialla e blu).



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epiteliali gastriche fino a 15 l al giorno. Il corpo umano è comunque in grado di

contenere le variazioni del pH sanguigno grazie a efficaci sistemi tampone

(proteine, bicarbonato, fosfato), i cui livelli sono sotto il controllo dell’apparato

respiratorio (CO2/H2CO3/HCO3-) e di quello renale (H2PO4-/HPO4=) in modo tale

che il valore del pH del sangue sia 7.40 ± 0.05.

Lo incontrerete come acido muriatico commerciale nella parte sul “pH di sostanze di

impiego comune” e in soluzione acquosa 0.1 M nel “pH e diluizione”.

Gli ossidi di zolfo (anidridi solforosa, SO2, e solforica, SO3, indicate con il termine

generale SOx) sono i principali inquinanti atmosferici a base di zolfo, e insieme

agli ossidi di azoto (monoossido di azoto, NO‡‡, diossido di azoto o ipoazotide,

NO2/N2O4§§, ossido di azoto o protossido di azoto, N2O, triossido di azoto, N2O3 e

‡‡ Gli ossidi di azoto derivano dal processo

N2 (g) +O2 (g) ⇄ 2 NO (g)

Il NO così prodotto è una specie molto reattiva (presenta un elettrone spaiato) e può

ulteriormente reagire con l’ossigeno o con l’ozono producendo gli altri ossidi di azoto

presenti nell’atmosfera (NO2/N2O4, N2O3, N2O5). A 25 °C il valore della costante d’equilibrio

del processo di formazione del NO è talmente piccolo da poter essere trascurato (affinché N2

e O2 reagiscano occorre che si rompano dei legami molto forti – il doppio legame nella

molecola d’ossigeno e il triplo legame in quella d’azoto). La natura fortemente endotermica

del processo, tuttavia, fa sì che all’aumentare della temperatura il valore della costante

cresca in modo ragguardevole. Nella camera di scoppio dei motori a combustione interna si

vengono a raggiungere le condizioni ottimali (alti valori sia della pressione e della

temperatura) a che azoto ed ossigeno possano combinarsi nel monossido di azoto. Questa

via di sintesi è la responsabile, in particolare nelle zone ad elevata antropizzazione, di oltre il

50% del NO presente nell’atmosfera.

§§ Il diossido di azoto, NO2, è un gas rosso bruno dall'odore soffocante, irritante e

caratteristico con potere fortemente ossidante per cui reagisce violentemente con materiali

combustibili e riducenti (è classificato come altamente pericoloso). Dimerizza facilmente a

tetraossido di diazoto, N2O4, gas incolore

2 NO2 (g) N2O4 (g)



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pentossido di azoto, N2O5, indicati con il termine generico NOx) sono i principali

responsabili del fenomeno delle piogge acide. Originano dalla combustione dei

combustibili fossili*** (in particolare, il gasolio, nelle centrali termoelettriche, negli

impianti di riscaldamento, nei motori degli autoveicoli, disel in modo particolare)

e diffondendo nella stratosfera reagiscono con ossigeno e acqua ricadendo al

suolo come soluzioni diluite di acido solforico e acido nitrico producendo il

fenomeno delle piogge acide. Ad esempio, l’anidride solforosa sciogliendosi in

acqua forma acido solforoso†††:

SO2 (g) + H2O (l) H2SO3 (aq)

La soluzione così ottenuta rimanendo a contatto con l'aria aumenta la sua acidità

per effetto della trasformazione dell'acido solforoso, per reazione con l'ossigeno,

in acido solforico‡‡‡

2 H2SO3 (aq) + O2 (g) → 2 H2SO4 (aq)

Le particelle degli ossidi di zolfo e azoto determinano anche un inquinamento da

smog fotochimico; infatti, riflettono i raggi solari riducendo in parte le radiazioni

che raggiungono il suolo terrestre e possono reagire, sotto effetto della radiazione

solare, con l’ossigeno atmosferico, O2, formando ozono, O3, e altri composti

sempre responsabili dello smog fotochimico. Infine, gli ossidi di zolfo SOx e di

azoto NOx sono dei forti irritanti delle vie respiratorie e degli occhi

(un'esposizione prolungata a concentrazioni anche minime può comportare

faringiti, affaticamento e disturbi a carico dell'apparato sensoriale), gli NOx

possono anche determinare problemi cardiaci.

Preparerete l’anidride solforosa per combustione dello zolfo e verificherete la sua capacità

di reagire con l’acqua per formare l’acido solforoso, H2SO3, nella parte sul “pH e piogge

acide”.

rosso-bruno incolore

*** in cui lo zolfo è presente come impurezza

††† Acido diprotico debole: pKa1 = 1.85 e pKa2 = 7.2

‡‡‡ Acido diprotico con la prima dissociazione forte e la seconda debole: pKa2 = 1.99



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L’acido acetico, CH3COOH, componente principale dei diversi tipi di aceto§§§ (con

una concentrazione tra il 5 e il 18%), che in campo alimentare è utilizzato come

correttore di pH e nella conservazione dei cibi. È un acido debole con pKa = 4.7.

Lo incontrerete come aceto di vino bianco commerciale nella parte sul “pH di sostanze

di impiego comune”.

L’acqua pura, che non contiene altre sostanze neanche in tracce e che quindi ha lo

stesso numero di ioni H3O+ e OH−, ha pH = 7 ed è elettricamente neutra (il numero

di cariche positive e negative è uguale). Ovviamente nella normale acqua potabile

sono presenti molte altre sostanze che nell’etichetta di un’acqua in bottiglia sono

indicate come ioni positivi (ione sodio, Na+, ione potassio, K+, ione magnesio Mg2+,

ecc.) e ioni negativi (cloruri, Cl-, carbonati, CO32-, e così via) risultando comunque

elettricamente neutra ma non necessariamente con un pH neutro, anzi

osservando le etichette delle “acque in bottiglia” noterete che quasi sempre il pH

è leggermente alcalino. Anche l’acqua perfettamente pura (come l’acqua

distillata), che teoricamente ha un pH pari a 7, in realtà esposta all’anidride

carbonica presente nell’aria ne assorbe un po’ diventando leggermente acida

2 H2O (l) + CO2 (g) ⇄ HCO3‒ (aq) + H3O+ (aq) pKa = 6.35

Incontrate continuamente l’acqua e in laboratorio l’acqua distillata (“pura”), ne

verificherete l’effettivo pH nella parte sul “pH di sostanze di impiego comune”.

Il cloruro di sodio, NaCl, il componente principale del comune sale da cucina,

trova impiego principalmente come esaltatore di sapidità e nell'industria

conserviera grazie al suo effetto disidratante (per osmosi). Inoltre, è utilizzato

nelle macchine lavastoviglie per rifornire di sodio le resine di scambio ionico che

si trovano nell'addolcitore (resine che sottraggono gli ioni di magnesio e di calcio

responsabili della durezza dell'acqua) e come anti-gelo per superfici esterne.

§§§ Denominazione commerciale ristretta però ai soli prodotti provenienti da una doppia

fermentazione (alcolica e acetica) di prodotti di origine agricola (vini, mele, ecc.).



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Lo incontrerete come sale alimentare fino nella parte sul “pH di sostanze di impiego

comune”.

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.

Negli organismi pluricellulari il fluido all’interno delle cellule e quelli che

circondano le cellule hanno un pH caratteristico e praticamente costante,

mantenuto da sistemi tampone biologici come il sistema diidrogeno

fosfato/idrogeno fosfato, comunemente detto tampone fosfato (nel fluido interno

di tutte le cellule) e il sistema acido carbonico. Questo tampone è costituito da

H2PO4–, l’acido coniugato, e dallo ione idrogeno fosfato HPO42–, base coniugata

H2PO4– (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HPO42– (aq)

Ka =[H3O

+][H2PO42−]

[H2PO4−]

= 6.23 10-8 a 25°C

Quando le concentrazioni delle due specie coniugate si uguagliano il pH è 7.21.

Nei mammiferi il fluido cellulare ha un valore di pH che oscilla tra 6.9 e 7.4 e il

tampone diidrogeno fosfato/ idrogeno fosfato è efficace nel mantenere il pH

all’interno di questo range.

Il tampone acido carbonico/ idrogeno carbonato è invece importante per

mantenere il pH del plasma sanguigno entro determinati valori. In esso l’acido

carbonico è l’acido coniugato, mentre HCO3– è la base coniugate

H2CO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HCO3– (aq)

Ka =[H3O

+][HCO3−]

[H2CO3] = 7.9 x 10-7 e il pKa è pari a 6.1 alla temperatura corporea.

Nel plasma sanguigno la concentrazione dello ione idrogenocarbonato è di circa

20 volte maggiore rispetto alla concentrazione dell’acido carbonico, così il pH è

7.40 (al di sotto di tale valore si ha l’acidosi mentre al di sopra l’alcalosi). La

concentrazione degli ioni HCO3– e dell’acido carbonico H2CO3 è controllata da due

sistemi fisiologici indipendenti; l’acido carbonico è controllato dalla respirazione

H2CO3 (aq) CO2 (g) + H2O (l) catalizzata dall’enzima carbonato deidrasi



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La concentrazione di HCO3– è, invece, controllata dai reni.

Incontrerete il tampone fosfato nella parte sul “pH e sistemi tamponi”.

Le miscele di composti presenti nei cosiddetti saponi liquidi neutri, utilizzati

come detergenti in realtà non sono veri saponi, sono detersivi sintetici, ottenuti

dalla combinazione di tensioattivi, agenti schiumogeni e regolatori del pH. I

normali saponi solidi sono ottenuti da soda caustica e olio (nel sapone di

Marsiglia, olio di palma o di cocco, in quello di Aleppo, olio di oliva e di alloro) e,

di conseguenza, hanno un pH (in soluzione acquosa) tra 8 e 10, cioè

fondamentalmente basico. La pelle è leggermente acida, con un pH pari in media

a 5.5, necessario a mantenere la durezza della cheratina, inibire la crescita di

funghi e di batteri patogeni, contrastare i processi di ossidazione. L’uso del

normale sapone (alcalino) non rappresenta un problema perché essendo a

risciacquo è facilmente allontanato e la pelle è in grado di reintegrare facilmente

il giusto grado di acidità. Un sapone liquido basico, che resta sulla pelle perché

difficile da sciacquarsi (tanto più è cremoso), invece, potrebbe irritarla

(lasciandola rugosa e/o pungendo). Così, per garantire un giusto equilibrio di pH

i saponi liquidi sono resi neutri. Il pH del sapone è normalmente misurato con

una cartina universale, facendo schiumare il sapone e appoggiando un pezzo di

cartina sulla superficie inumidita.

Incontrerete sia un sapone solido di marsiglia sia un sapone liquido neutro e

incolore nella parte sul “pH di sostanze di impiego comune”.

l’idrogenocarbonato di sodio**** (o secondo il nome d’uso bicarbonato di sodio),

NaHCO3, presente disciolto nelle acque superficiali e sotterranee lo incontriamo

spesso per i suoi innumerevoli impieghi domestici, dalla pulizia di frutta e

verdura al lievito chimico o istantaneo, che sfrutta la liberazione di anidride

carbonica gassosa dalla sua decomposizione in ambiente acido

NaHCO3 (aq) + H3O+ (aq) → 2 H2O (l) + CO2 (g)

**** Anione derivante dalla prima dissociazione dell'acido carbonico o dalla dissoluzione della

CO2 in acqua: CO2 (g)+ 2 H2O (l) ⇄ HCO3‒ (aq) + H3O+ (aq) pKa = 6.35



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da citrato, acido acetico, ecc.

L’idrogenocarbonato di sodio, sempre per la capacità di reagire con gli acidi, è

usato anche in preparazioni casalinghe e farmaceutiche di antiacidi, contro

bruciori di stomaco. Questo benché in alcuni casi può peggiorare il malessere: se

assunto a digestione avviata, la reazione con l’acido cloridrico all’interno dello

stomaco potrebbe essere troppo energica e fastidiosa; la presenza nello stomaco

di bicarbonato (che non è normalmente prodotto in forma libera dall’organismo)

attiva l'ormone gastrina che stimola un aumento della produzione di acido

cloridrico, quindi dopo un effetto antiacido iniziale i sintomi potrebbero

peggiorare. L’idrogenocarbonato di sodio è prodotto dall’organismo, ma a livello

del pancreas nel succo pancreatico, proprio con la funzione di neutralizzare

l’acidità del succo gastrico a livello intestinale.

Lo incontrerete come bicarbonato di sodio purissimo commerciale nella parte sul “pH

di sostanze di impiego comune”.

l’ipoclorito di sodio††††, NaClO, in soluzione acquosa al 10% circa (stabilizzata

dall’aggiunta di carbonato di sodio e solfato di sodio) è comunemente noto come

candeggina (o varechina) e impiegato come detergente o disinfettante

(l’amuchina, usata come disinfettante alimentare e intimo è una soluzione diluita

sempre di ipoclorito di sodio). È una sostanza irritante e corrosiva che deve essere

maneggiata con cura. Non deve essere mescolata con altri prodotti detergenti, in

particolare con acido muriatico (HCl) con il quale svilupperebbe cloro gassoso

(pericoloso gas irritante)

Cl‒ (aq) + ClO‒ (aq) + 2 H3O+ (aq) → Cl2 (g) + 3 H2O (l)

acido muriatico candeggina

La pericolosità dell’ipoclorito (così come la sua energica azione sbiancante,

nonché quella disinfettante) è dovuta ai processi chimici cui può dare luogo in

soluzione acquosa:

ClO− (aq) + H2O (l) + 2 e− → Cl− (aq) + 2 OH− (aq) E°= 0.89 V

†††† Base coniugata di un acido debole, l’acido ipocloroso, HClO: pKa = 7.49.



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a cui può aggiungersi una reazione di decomposizione (per effetto della luce e del

calore e catalizzata da tracce di metalli):

2 ClO‒ (aq) + 2 e− → 2 Cl− (aq) + O2 (g)

L’ossigeno che è liberato da questo processo è esso stesso un forte agente

ossidante:

O2 (g) + 4 H3O+ (aq) + 4 e‒ →6 H2O (l) E° 1.23 V

Lo incontrerete come candeggina nella parte sul “pH di sostanze di impiego comune”.

L’idrossido di sodio, NaOH, allo stato solido commercialmente noto come soda

caustica, è una base minerale forte, estremamente igroscopico (tende ad assorbire

l'umidità dell'aria)e deliquescente, spesso venduto in forma di gocce biancastre.

La sua dissoluzione in acqua (una soluzione 40 g L-1 a 20°C presenta un pH pari

a 14) è accompagnata da un notevole sviluppo di calore, per cui deve sempre

essere manipolato con estrema cautela. Reagisce facilmente anche con l'anidride

carbonica dell'aria trasformandosi in idrogenocarbonato di sodio e carbonato di

sodio (carbonatazione). In casa è utilizzato tal quale, soda caustica, e, sotto forma

di soluzioni acquose concentrate, come disgorgante delle tubature idrauliche

(richiede però una notevole cautela, dato che provoca ustioni per contatto con la

pelle e cecità per contatto con gli occhi).

Lo incontrerete in soluzione acquosa 0.1 M nel pH e diluizione.



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DPC obbligatori

cappe aspiranti e sistema di areazione in funzione!

DPI obbligatori

Camice bianco da laboratorio, guanti in nitrile, occhiali di protezione indossati!

Norme di sicurezza

ATTENERSI ALLE NORME DI SICUREZZA DEI LABORATORI CHIMICI E

SEGUIRE LE INDICAZIONI DEI DOCENTI E DEGLI ASSISTENTI!

L’aceto di vino bianco (e l’acido acetico diluito 5-20%), il sale da cucina (e il cloruro

di sodio) il bicarbonato di sodio e il sapone, sia liquido che solido, il tampone fosfato

e l’indicatore ottenuto dal cavolo rosso sono tutti classificabili come non pericolosi.

L’acido muriatico (così come l’acido cloridrico, HCl (aq), > 10%) è classificato come corrosivo

e irritante per la pelle e gli occhi. Proteggetevi dal contatto. Indossate guanti in nitrile e occhiali

di protezione adeguati.

L’acido cloridrico < 1M può essere corrosivo per i metalli ed è classificato poco pericoloso per

l’ambiente. Proteggetevi dal contatto. Indossate guanti e occhiali di protezione adeguati.

Lo zolfo, S (s), in polvere è classificato come pericoloso, è un irritante cutaneo.

Proteggetevi dal contatto. Indossate guanti in nitrile e occhiali di protezione adeguati.

L’anidride solforosa che produrrete è classificata pericolosa, tossica per inalazione,

corrosiva cutanea e oculare. Lavorate sotto cappa e proteggetevi dal contatto. Indossate

guanti in nitrile e occhiali di protezione adeguati.

La candeggina (così come l’ipoclorito di sodio, NaClO (aq), 5-9%) è classificato come

corrosivo e può provocare gravi ustioni cutanee e oculari. Proteggetevi dal contatto.

Indossate guanti in nitrile e occhiali di protezione adeguati.

L’idrossido di sodio, NaOH (aq), 0.1 M è classificato come corrosivo e può provocare

gravi ustioni cutanee e oculari. Proteggetevi dal contatto. Indossate guanti in nitrile e

occhiali di protezione adeguati.

L’indicatore metilarancio è classificato come pericoloso, mentre la fenolftaleina è

considerata altamente pericolosa e con effetti di lunga durata. Usateli con cautela e

proteggetevi dal contatto. Indossate guanti in nitrile e occhiali di protezione adeguati.



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pH DI SOSTANZE DI IMPIEGO COMUNE

Materiali (a disposizione nella propria postazione di lavoro):

10 provette con portaprovette

2 bechér 100 ml

bechér 250 ml

2 vetrini d’orologio

pipetta Pasteur con tettarella

bacchetta di vetro

spruzzetta in polietilene per

acqua distillata

Reagenti e materiali (a disposizione sul bancone e in laboratorio):

Cartina universale

Indicatori: metilarancio, fenolftaleina ed estratto di cavolo rosso

pH-metro con soluzioni tampone per taratura

Sostanze di cui testare il pH (a disposizione sul bancone e in laboratorio):

1. acido muriatico (liquido);

2. aceto di vino bianco (liquido);

3. acqua distillata (liquida);

4. sale da cucina (solido);

5. bicarbonato di sodio (solido);

6. sapone di marsiglia in scaglie (solido);

7. candeggina (liquida);

8. sapone liquido incolore per mani (liquido).

Procedura

Mettete nelle provette le diverse sostanze, rispettando l’ordine. Per le sostanze in

soluzione acquosa (non prelevate il sapone liquido) versate ca. 2 ml (corrispondenti a

un’altezza del liquido nella provetta di ca. 2 cm) direttamente nella provetta, per le

sostanze solide, prelevatene una piccola quantità (punta di spatola), versatela nella

provetta e solubilizzatela con ca. 2 ml di acqua distillata (aiutandovi con la bacchetta

di vetro fino a completa dissoluzione). Dopo ogni utilizzo, e comunque prima dell’utilizzo

successivo, sciacquate con acqua distillata e asciugate la spatola e la bacchetta di vetro.

Ordinate le diverse sostanze nel portaprovette rispettando l’ordine indicato

(aiutandovi con i numeri e le lettere indicati sui portaprovette – questa attenzione vi



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permetterà di non confondere le diverse sostanze tra di loro).

Stima del pH con la cartina indicatrice di pH universale

scala cromatica della cartina universale

Fate attenzione all’uso delle cartine universali!

Aprite il contenitore della cartina universale (con una rotazione in senso anti-orario,

guardando la scala cromatica) estraete una striscia di carta di ca. 3-4 cm, richiudete il

contenitore (con una rotazione in senso orario) e tagliate il vostro pezzo di cartina.

Immergete la bacchetta nella prima provetta, prelevando così una goccia di soluzione

che depositerete su un punto della striscia di cartina indicatore prelevata. Osservate il

colore assunto dall’indicatore confrontandolo con la scala cromatica di pH riportata sulla

confezione; annotate colore e pH corrispondente nella tabella.

Sciacquate e asciugate bene la bacchetta prima del prelievo successivo.

Eseguite la stessa operazione sulla seconda provetta (e così via) poggiando la goccia

di soluzione poco dopo quella precedente. Compilate la tabella.

Per la misura del pH del sapone di marsiglia e del sapone neutro liquido, prelevate

1-2 scagliette di sapone solido e una piccolissima dose di sapone liquido sui due

vetrini d’orologio. Schiumate i saponi con poca acqua distillata e testate il pH con la

cartina, come fatto in precedenza. Annotate colore e pH nella tabella.

Sciacquate e asciugate bene la bacchetta.

Stima del pH con gli indicatori di pH



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scala cromatica del metilarancio

scala cromatica della fenolftaleina

Aggiungete alle soluzioni nelle provette 1-2 gocce di indicatore scegliendo, sulla base

della determinazione eseguita con la cartina universale, tra i due indicatori

disponibili, il metilarancio e la fenolftaleina. Fate molta attenzione alle colorazioni, in

modo particolare con la fenolftaleina, la cui colorazione non è stabile nel tempo.

Osservate il colore assunto dall’indicatore confrontandolo con la scala cromatica di pH;

annotate colore e pH corrispondente nella tabella.

Aggiungete una goccia di indicatore metilarancio anche alle emulsioni di saponi sui

vetrini d’orologio. Annotate colore e pH nella tabella.

Smaltite le soluzioni nelle provette a seconda del loro pH nella tanica indicante la dicitura

“soluzioni acide”‡‡‡‡ o “soluzioni alcaline”§§§§ (nell’area di deposito temporaneo dei rifiuti di

laboratorio), facendo molta attenzione a non versarla esternamente alla tanica.

Lavate e sciacquate bene le provette usate.

La procedura può essere ripetuta con l’indicatore non utilizzato.

‡‡‡‡ codice C.E.R. 060106, frasi di rischio: HP8–HP14.

§§§§ codice C.E.R. 060205, frasi di rischio: HP8–HP14.



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scala cromatica dell’indicatore di cavolo rosso

Mettete nuovamente nelle provette le diverse sostanze e aggiungete alle soluzioni

nelle provette 1-2 gocce di indicatore al cavolo rosso. Osservate il colore assunto

dall’indicatore confrontandolo con la scala cromatica di pH; annotate colore e pH

corrispondente nella tabella.


“soluzioni acide”***** o “soluzioni alcaline”††††† (nell’area di deposito temporaneo dei rifiuti di


Lavate e sciacquate bene le provette usate.

Misura del pH con il pH-metro

ATTENZIONE! Non misurate con il pH-metro il pH del sapone

Verificate che il pH-metro sia stato tarato con le apposite soluzioni tamponi a pH

esattamente noto. Qualora registraste una sensibile differenza tra il valore misurato dallo

strumento e quello indicato sull’etichetta della soluzione tampone di taratura (> 0.5 unità di

pH) avvertite i responsabili delle esercitazioni.

Versate una soluzione alla volta, di quelle di cui volete misurare il pH, nel becher da

100 ml e inserite l’elettrodo del pH-metro al suo interno registrando il valore di pH

letto nella tabella.

Sciacquate ogni volta l'elettrodo del pH-metro con acqua distillata e asciugatelo

delicatamente con della carta.

***** codice C.E.R. 060106, frasi di rischio: HP8–HP14.

††††† codice C.E.R. 060205, frasi di rischio: HP8–HP14.



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Prima di prelevare la soluzione successiva sciacquare molto bene il becher con acqua

e acqua distillata.

Compilate la tabella con il valore di pH rilevato.


“soluzioni acide”‡‡‡‡‡ o “soluzioni alcaline”§§§§§ (nell’area di deposito temporaneo dei rifiuti di


Lavate e sciacquate bene la vetreria usata.

‡‡‡‡‡ codice C.E.R. 060106, frasi di rischio: HP8–HP14.

§§§§§ codice C.E.R. 060205, frasi di rischio: HP8–HP14.

cartina universale metilarancio fenolftaleina antocianine

scale cromatiche

Annotate colori e pH delle sostanze

SOSTANZA COLORE INDICATORE (pH)

pH UNIVERSALE METILARANCIO FENOLFTALEINA CAVOLO ROSSO

1. acido muriatico

2. aceto di vino bianco

3. acqua distillata

4. sale da cucina

5. bicarbonato di sodio

6. sapone di marsiglia ___

7. candeggina

8. sapone liquido neutro ___



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pH E DILUIZIONE


13 provette con 2 portaprovette

bechér da 100 ml

bechér 250 ml

pipette graduate da 1 ml e 10 ml

propipetta

bacchetta di vetro


acqua distillata


Indicatore metilarancio


acido cloridrico, HCl, in soluzione acquosa 0.1 M;

idrossido di sodio, NaOH, in soluzione acquosa 0.1 M.

Procedura

Prelevate con la pipetta graduata 10 ml di HCI 0.1 M e metteteli nella prima provetta.

Sciacquate con acqua distillata la pipetta da 10 ml.

Prelevate con la pipetta graduata 1 ml di HCI 0.1 M dalla prima provetta e mettetelo

nella seconda provetta a cui aggiungerete 9 ml di acqua distillata (utilizzando la

pipetta graduata da 10 ml e il bechér da 100 ml per evitare il prelievo dell’acqua

direttamente dalla spruzzetta – potreste inquinare l’acqua) per ottenere HCI 0.01 M.

Sciacquate con acqua distillata la pipetta da 1 ml.

Prelevate con la pipetta graduata 1 ml di HCI 0.01 M dalla prima provetta e mettetelo

nella seconda provetta a cui aggiungerete 9 ml di acqua distillata (utilizzando la

pipetta graduata da 10 ml) per ottenere HCI 0.001 M. Sciacquate con acqua distillata la

pipetta da 1 ml.

Continuate come sopra fino alla sesta provetta, mentre nella settima mettete solo 10

ml di acqua distillata.

Ripetete tutto il procedimento, con le altre 6 provette, mettendo al posto dell'acido

cloridrico, l'idrossido di sodio, NaOH, 0.1 M.



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Aggiungete qualche goccia (1-3) dell'indicatore in ogni provetta e osservate le

colorazioni ottenute: una scala cromatica per valori di pH da 1 fino a 13!

Potete verificare l’esatezza della stima di pH eseguita con l’indicatore, misurando il

pH di alcune delle soluzioni preparate al pH-metro: selezionate i punti di pH che vi

appaiono più significativi, trasferite la soluzione nel bechér da 100 ml ed eseguite la

misura.


“soluzioni acide”****** o “soluzioni alcaline”†††††† (nell’area di deposito temporaneo dei rifiuti

di laboratorio), facendo molta attenzione a non versarla esternamente alla tanica.


Potete elaborare i vostri dati di pH delle diverse soluzioni in base alla misura di pH,

calcolando la concentrazione approssimativa delle soluzioni. A tale scopo considerate

che HCI è un acido forte e NaOH una base forte, quindi

[HCI] = [H3O–] pH=-log[H3O–]

[NaOH] = [OH–] pH= 14 –pOH = 14 + log [OH–]

****** codice C.E.R. 060106, frasi di rischio: HP8–HP14.

†††††† codice C.E.R. 060205, frasi di rischio: HP8–HP14.



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pH E SISTEMI TAMPONE


3 bechér da 50 ml

bechér 250 ml

bacchetta di vetro

pipetta Pasteur con tettarella


acqua distillata


Indicatore metilarancio;

pH-metro con soluzioni tampone per taratura


Tampone fosfato pH 7.2;

acido cloridrico, HCl, in soluzione acquosa 0.1 M;

idrossido di sodio, NaOH, in soluzione acquosa 0.1 M.

Procedura

Trasferite in tre diversi bechér da 50 ml, ca. 20 ml di soluzione tampone fosfato a pH

ca. 7.2 (aiutandovi con le graduazioni indicative del bechér), quindi aggiungete 1-2

gocce di indicatore metilarancio in ogni bechér e agitate bene con la bacchetta di vetro.

Misurando il pH della soluzione con il pH-metro, aggiungete nel primo bechér tre

gocce di acido cloridrico, HCl, 0,1 M e mescolate con la bacchetta di vetro, osservate se

si verifica una variazione della colorazione dell’indicatore e verificate la misura di pH.

Sciacquate bene la pipetta e la bacchetta usata.

Aggiungete nel secondo bechér, con una procedura analoga, un uguale quantità di

idrossido di sodio, NaOH, 0,1 M sempre osservando la colorazione dell’indicatore e

verificando la misura di pH.


“soluzioni acide”‡‡‡‡‡‡ o “soluzioni alcaline”§§§§§§ (nell’area di deposito temporaneo dei rifiuti

di laboratorio). Sciacquate bene tutta la vetreria usata.

‡‡‡‡‡‡ codice C.E.R. 060106, frasi di rischio: HP8–HP14.

§§§§§§ codice C.E.R. 060205, frasi di rischio: HP8–HP14.



Pag 3

pH E PIOGGE ACIDE

operare sotto cappa (postazioni disponibili 5)


beuta da 100 ml con tappo di

gomma

bacchetta di metallo


acqua distillata


Zolfo in polvere, S (s – giallo)

indicatore metilarancio

accendino

Reagenti e materiali (a disposizione in laboratorio):

cappe aspiranti e sistema di areazione in funzione!

DPI obbligatori

Camice bianco da laboratorio, guanti in nitrile, occhiali di protezione indossati!

Norme di sicurezza

ATTENERSI ALLE NORME DI SICUREZZA DEI LABORATORI CHIMICI E

SEGUIRE LE INDICAZIONI DEI DOCENTI E DEGLI ASSISTENTI!

L'anidride solforosa che produrrete è un forte irritante delle vie respiratorie e degli

occhi. Proteggetevi indossando occhiali di protezione con protezioni laterali, guanti

in nitrile e lavorando sotto cappa.

Procedura

Versate nella beuta ca. 10-15 ml di acqua distillata e aggiungete 2-3 goccia di

indicatore metilarancio (l’acqua assumerà una lieve colorazione giallo-arancio).

Prendete con la punta della spatola di metallo una piccola quantità di zolfo (lo zolfo

in polvere tende spontaneamente a formare dei grumi). Accendete lo zolfo, senza

avvicinare troppo il vostro viso (brucerà con una fiammella azzurra) e, tenendo la

spatola per l'altra estremità, introducete lo zolfo acceso nella beuta tenuta inclinata in

modo tale che sia completamente all’interno senza però entrare in contatto con il



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liquido. Quando, dopo qualche istante lo zolfo si spegnerà, estraete la spatolina,

tappate la beuta e agitatela per bene. L’indicatore assumerà una colorazione rosa

indicando che l'acqua è diventata acida.

Lo zolfo bruciando reagisce con l'ossigeno dell'aria dando anidride solforosa

S (s) + O2 (g) → SO2 (g)

La quale a sua volta si scioglie in acqua formano acido solforoso*******

SO2 (aq) + H2O (l) → H2SO3 (aq)

La soluzione così ottenuta rimanendo a contatto con l'aria aumenta la sua acidità per

effetto della trasformazione dell'acido solforoso in acido solforico†††††††, per reazione

con l'ossigeno

2 H2SO3 (aq) + O2 (g) → 2 H2SO4 (aq)

Quindi l’anidride solforosa 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 del marmo e del travertino dei monumenti, corrodere le

grondaie in lamiera zincata, inacidire le acque ed il terreno con grave danno per la

flora e per la fauna.

Verificate questo effetto depositando una piccola quantità di carbonato di calcio,

CaCO3, in polvere su un vetrino d’orologio e aggiungendo ad esso qualche goccia

della vostra soluzione nella beuta.

Smaltite le soluzioni nella beuta nella tanica indicante la dicitura “soluzioni acide”‡‡‡‡‡‡‡

(nell’area di deposito temporaneo dei rifiuti di laboratorio), facendo molta attenzione a non

versarla esternamente alla tanica.


******* Acido diprotico debole: pKa1 = 1.85 e pKa2 = 7.2

††††††† Acido diprotico con la prima dissociazione forte e la seconda debole: pKa2 = 1.99

‡‡‡‡‡‡‡ codice C.E.R. 060106, frasi di rischio: HP8–HP14.

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