(Esperienza dimostrativa)

L'esperienza si propone di studiare il comportamento degli indicatori in presenza di soluzioni acide o basiche e durante le reazioni di neutralizzazione.

Sul piano di lavoro troverai due beker, un cilindro graduato, un contagocce e una bacchetta di vetro; soluzioni di HCl 0,1 M , di NaOH 0,1 M e di acido acetico 0,1 M ; soluzioni degli indicatori metilaran-cio e fenolftaleina. (l'esperienza può essere fatta anche su piastra di porcellana)

PROCEDIMENTO (1ª parte)

1. In uno dei due beker versa 10 ml di acido acetico 0,1 M e tre gocce di metilarancio, osserva e annota ciò che avviene;

2. ripeti l'operazione precedente, usando 10 ml HCl 0,1 M e lo stesso indicatore: ci sono differenze di comportamento tra le due soluzioni?

3. alla soluzione contenente acido acetico e metilarancio aggiungi anche tre gocce di fenolftaleina: osserva e annota le eventuali variazioni.

PROCEDIMENTO (2ª parte)

4. Preleva con il cilindro graduato 8 ml di NaOH 0,1M e con il contagocce versane tre-quattro gocce nel beaker contenente l'acido cloridrico (osserva e annota il comportamento della soluzione);

5. continua ad aggiungere l' NaOH 0,1M del cilindro all'HCl 0,1M, fino ad esaurimento degli 8 ml prelevati;

6. preleva altri 5 ml di NaOH 0,1M (con lo stesso cilindro) e continua ad aggiungerli con il contagocce alla stessa soluzione: osserva attentamente e annota;

lava accuratamente tutta la vetreria

7. ripeti le stesse operazioni dei punti 4 , 5 , 6 , aggiungendo l' NaOH alla soluzione contenente 10 ml di acido acetico + 3 gocce di metil-arancio + 3 gocce di fenolftaleina: osserva e annota.

1

DOMANDE

1. elenca i colori assunti dagli indicatori durante le varie prove;

2. scrivi le reazioni acido-base che sono avvenute durante le varie operazioni;

3. dopo l'aggiunta di 3 gocce di idrossido di sodio ai 10 ml di acido cloridrico, quali ioni erano presenti in soluzione?

4. Che cosa contiene il beker, dopo aver aggiunto tanto idrossido di sodio da far cambiare colore all'indicatore, da rosso a giallo ?.... e da giallo a rosa scuro ?

MATERIALE : 2 beker da 250-400 ml ,un cilindro graduato da 50 ml, un contagocce e una bacchetta di vetro. Soluzioni 0,1 M di HCl , NaOH e CH3COOH. Soluzioni di metilarancio e fenolftaleina.

L.M.2000 ( 21 )

2

L'esperienza si propone di determinare la quantità di idrossido di sodio, necessario per neutralizzare completamente volumi di acidi diversi, ma con la stessa concentrazione ( 0,1 M ).

Sul piano di lavoro troverai un beker da 100 ml contenente NaOH ad una certa concentrazione, un portaprovette con 10 provette e un contagocce. Sul banco cattedra (o sul bancone di servizio) troverai, inoltre, tre burette contenti le soluzioni dei tre acidi indicati nello schema.

ACIDO CONCENTRAZIONE QUANTITA' GOCCE (e ml) di NaOH

a) HCl 0,1 moli/litro 2,O ml

b) Ripetere per verifica la prova (a)

c) HCl 0,1 moli/litro 4,0 ml

d) H2SO4 0,1 moli/litro 2,0 ml

e) CH3COOH 0,1 moli/litro 2,0 ml

ESPERIENZA

Seguendo l'ordine dello schema precedente, dovrai eseguire per cinque volte le operazioni seguenti:

1. preleva dalla buretta 2,0 ml dell'acido in esame facendoli sgocciolare lentamente in una provetta (nella prova C devi prelevarne 4 ml);

2. aggiungi all'acido prelevato, 3 gocce di indicatore (fenolftaleina o altro indicatore suggerito dall'insegnante);

3. con la pipetta da 10 ml inizia ad aggiungere, contando le gocce e i ml, l' NaOH che si trova nel beker (*). Interrompi l'aggiunta quando la soluzione si colora di un blu intenso e persistente.

4. Annota il numero di gocce (e i millilitri) usate per neutralizzare l'acido, aggiungine sei in eccesso e conserva la prima provetta come campione, per il confronto con le provette delle prove successive.

5. Ripeti la prova per gli altri acidi della tabella.

(*) Aggiungi le gocce molto lentamente e agitando dopo ogni aggiunta; usa sempre la stessa pipetta da 10 ml per tutte le prove !

3

DOMANDE E SPIEGAZIONI

1- Scrivi le equazioni delle reazioni che hai sperimentato.

2- Descrivi l'andamento della reazione (A) durante le varie fasi, seguendo lo schema seguente:

GOCCE DI NaOH (aggiunte) IONI E MOLECOLE (presenti nella provetta) 0 (prima di iniziare)

6 (prima del viraggio)

Al punto di neutralizzazione o viraggio (quando compare il blu)

con 6 gocce in eccesso

3-Perchè l'acido acetico richiede lo stesso numero di gocce di NaOH impiegate nella prova (A), per la neutralizzazione dell' HCl ?

4-Se una goccia equivale a 0,05 ml, qual è la concentrazione dell' NaOH utilizzato ?

5-Perchè nella prova (D) l'acido solforico richiede una quantità circa doppia di NaOH, rispetto a quella usata per neutralizzare la stessa quantità di HCl della prova (A) ?

MATERIALE: un beker da 100 ml contenente NaOH circa O,3 M, una pipetta da 10 ml, un portaprovette con 10 provette. Due gruppi da tre burette per il prelievo degli acidi. HCl 0,1M , H2SO4

0,1M , CH3COOH 0,1M . Soluzione di indicatore (timolftaleina).

L.M.2000 ( 22 )

4

( Relazione tra pH e concentrazione degli ioni H3O+ e OH-. Scala del pH )

Sul piano di lavoro troverai una pipetta graduata da 10 ml, tre palloncini da 100 ml, un becher da 250 ml. Sul banco-cattedra, a disposizione di tutti i gruppi, ci saranno: HCl 0,1 M e NaOH 0,1 M, una soluzione e una cartina di indicatore universale, un portaprovette con 15 provette.

Ciascun gruppo di lavoro dovrà preparare una serie di soluzioni, partendo da soluzioni madre (più concentrate) e diluendole con acqua. Un gruppo provvederà a verificare il carattere acido, basico o neutro dell’acqua distillata disponibile in laboratorio.

ATTIVITA’ DI GRUPPO

1 2 3 4 5HCl HCl NaOH NaOH H2O dist.

0,1 M 0,01 0,1 M 0,01 PH prima dell’ebollizione

0,001 M 0,0001 M 0,001 M 0,0001 MPH dopo

l’ebollizione0,00001 M 0,000001 M 0,00001 M 0,000001 M

PROCEDIMENTO:

1. Prepara 100 ml delle tre soluzioni indicate in tabella:a) la prima, partendo dalla soluzione madre;b)la seconda, per diluizione della prima;c) la terza, per diluizione della seconda.

2. Il gruppo N° 5 verifica le caratteristiche acide dell’acqua distillata:a) preleva 100 ml d’acqua distillata e saggia il pH;b) porta all’ebollizione l’acqua per 5 minuti;c) lascia raffreddare e saggia di nuovo il pH. Conserva l’acqua per la fase successiva.

3. Quando tutte le soluzioni saranno pronte, sul banco cattedra verranno riempite a metà le quindici provette con ciascuna delle soluzioni disponibili. In ogni provetta si aggiungeranno 2 o 3 gocce di indicatore universale e si osserveranno le colorazioni ottenute.

5

DOMANDE

1. Quali e quante colorazioni sono state osservate?

2. Utilizzando la scala colorata dell’indicatore universale, annota il pH di ciascuna soluzione. Se i valori non si distinguono bene, verifica il pH utilizzando anche la cartina universale.

3. Trasforma la concentrazione delle soluzioni di HCl in un numero esponenziale in base 10 e confronta i valori ottenuti con quelli del pH: si possono fare collegamenti? Quali?

4. Come puoi spiegare il risultato di pH ottenuto per l’acqua distillata?

5. Per le soluzioni di NaOH è possibile fare lo stesso collegamento delle soluzioni acide, tra pH e concentrazione? Come?

PREREQUISITI (consigli per l’insegnante): concetto di soluzione e concentrazione, molarità, dissociazione degli acidi e delle basi forti, equilibrio chimico, autoprotolisi dell’acqua, Kw e pH.

MATERIALE: pipetta graduata da 10 ml, tre palloncini per gruppo da 100 ml, un becher da 250 ml, HCl 0,1 M e NaOH 0,1 M (normex), una soluzione di indicatore universale, cartina universale 0 14, due portaprovette lineari con 15 provette.

A cura della IV A Chimica 2000(per le classi del biennio) ( 23 )

6

Gli indicatori sono sostanze che, poste in soluzioni acide o basiche, ne mettono in evidenza il carattere per mezzo della loro variazione di colore.Gli indicatori vengono preparati sotto forma di soluzioni o di nastri (cartine indicatrici).

Le cartine indicatrici più usate in laboratorio sono:1. la cartina al tornasole rossa che evidenzia l’ambiente basico, diventando azzurra;2. la cartina al tornasole blu che evidenzia l’ambiente acido, diventando rossa;3. la cartina a pH universale che, attraverso una scala cromatica (colori diversi) evidenzia valori

precisi di acidità o basicità.

Le cartine indicatrici non sono altro che striscioline di carta, imbevute di sostanze organiche a carattere acido o basico, in grado di “sentire” l’effetto degli ioni H+ che caratterizzano l’acido e gli ioni OH-

delle basi.

Gli indicatori in soluzione si comportano nella stessa maniera delle cartine, ma vengono aggiunti goccia a goccia direttamente al liquido che si vuole analizzare.

ESEMPI DI INDICATORI

BLU DI BROMOTIMOLO

Acido GIALLOBase BLU

PH < 7PH > 7

Verifica il pH con cartine universali

METIL ARARANCIO Acido ROSSOBase GIALLO

PH < 4PH > 7

Verifica il pH con cartine universali

VIOLETTO DI METILE Acido GIALLOBase BLU

PH < 2PH > 2

Verifica il pH con cartine universali

ROSSO METILE Acido ROSSOBase GIALLO

PH < 7PH > 5

Verifica il pH con cartine universali

FENOLFTALEINA Acido INCOLOREBase VIOLA

PH < 9PH > 9

Verifica il pH con cartine universali

PREPARAZIONE DI INDICATORI NATURALI

Alcuni vegetali contengono sostanze colorate che possono fungere da indicatori di pH. Si possono usare le foglie rosse della stella di Natale, la rapa rossa, il radicchio rosso, le foglie di rosmarino, il tulipano nero, l’iris blu e altre specie. Le colorazioni che si ottengono sono molto varie e cambiano con il pH.Per estrarre il colore si possono usare diversi solventi, ad esempio:

1. la rapa rossa deve essere triturata e spappolata in H2O;2. la stella di Natale o il rosmarino viene trattata allo stesso modo ma in H2O e alcool etilico (1:1 ).

7

PREPARAZIONE DELLA SOLUZIONE DI INDICATORE

Una foglia di cavolo rosso viene triturata in piccoli pezzi e introdotta in un becher da 200 ml. Si aggiungono 150 ml di una miscela d’acqua e alcool etilico al 50% e si riscalda. Una parte del liquido viola ottenuto può essere suddiviso in otto provette e in ciascuna di esse vengono aggiunti 10 ml di alcune soluzioni tampone (pH = 1 - 3 - 5 - 6 - 7 - 9 - 10 - 12 ).Si ottengono otto colorazioni diverse che verranno usate come scala cromatica di confronto per determinare il pH di eventuali soluzioni incognite.

PROBLEMA

Avendo a disposizione una serie di soluzioni incognite numerate da uno a cinque e usando una cartina universale, stabilisci il pH di ciascuna soluzione.

Aggiungi alle cinque soluzioni 5-6 gocce della soluzione di cavolo rosso e confronta il colore con quello della scala cromatica. Il colore corrisponde a quello ottenuto con la scala cromatica? Quale sarà l’indicatore più opportuno, tra quelli riportati in tabella, per confermare il tipo di ambiente di ciascuna delle cinque soluzioni incognite?

MATERIALE: Soluzioni degli indicatori riportati in tabella, cartina universale, alcool etilico, becher da 250 ml, portaprovette con sei provette da saggio, spruzzetta, bacchetta di vetro, soluzioni tampone (pH = 1 - 3 - 5 - 6 - 7 - 9 - 10 - 12 ).

L.C. 2001 ( 24 )

8

L’esperienza ha lo scopo di applicare la titolazione acido-base all’analisi chimica di un comune alimento, sfruttando gli indicatori di pH.

Il succo dei limoni contiene l’acido citrico avente una formula simile a quella dell’acido acetico ma con tre funzioni acide (-COOH):

CH2-COO-H

HO-C-COO-H PM = 192 g/mol

CH2-COO-H

Quando l’acido citrico viene titolato dall’NaOH, dà origine alla reazione:

H3(citrico) + 3 NaOH 3 H2O + 3 Na+ + (citrico) - - -

Sul piano di lavoro troverai un becher da 400 ml, una buretta graduata da 50 ml, la bilancia tecnica, uno spremiagrumi, NaOH 1 M, fenolftaleina all’1%, una bacchetta di vetro (la piastra rotante per titolazioni, se disponibile in laboratorio).

PROCEDIMENTO

1. Pesa un limone intero e spremilo in modo tale da estrarre tutto il suo succo. Versa il liquido nel becher da 400 ml, recuperando anche l’acqua di lavaggio dello spremiagrumi.

2. Riempi la buretta con l’NaOH e disponila sopra il becher per procedere con La titolazione.

3. Aggiungi 5 o 6 gocce di fenolftaleina al succo di limone e inizia a versare la base lentamente: la colorazione rossa del punto dove cadono le gocce sparisce agitando la soluzione.

4. Continua la titolazione fino a quando la colorazione sarà divenuta persistente per circa un minuto; leggi il volume di NaOH consumato.

9

CALCOLI

a) moli di NaOH usate = V(NaOH) . M(NaOH)

b) moli di acido citrico: (moli di NaOH / 3) oppure (moli di NaOH . 3) ?

c) Grammi di acido citrico = moli acido . Pm acido

d) % di acido citrico = gr di acido . 100 / gr di limone

Completare la tabella, confrontare e discutere i risultati ottenuti da tutti i gruppi.

TABELLA

Peso limonegr

V(ml) NaOH Moli NaOH Moli acido

citricogr

acido citrico%

acido citrico

MATERIALE: becher da 400 ml, buretta graduata da 50 ml, bilancia, spremiagrumi, NaOH 1 M, fenolftaleina all’1%, bacchetta di vetro (piastra rotante per titolazioni).

L.M. 2000 ( 25 )

10

L’esperienza si propone di determinare la quantità di acido acetico contenuto in un campione di aceto commerciale, mediante una titolazione acido-base.

Sul piano di lavoro troverai due burette da 50 ml, una pipetta da 10 ml, un matraccio tarato e un beker da 100 ml, una piastra rotante con ancoretta magnetica, una bacchetta di vetro e una spruzzetta con acqua distillata. Una soluzione di NaOH 0,1 N, fenolftaleina allo 0,1% in etanolo e un campione di aceto.

PROCEDIMENTO

1. Preleva con la pipetta graduata 10 ml d’aceto e introducili nel matraccio. Aggiungi acqua fino al volume esatto di 100 ml.

2. Preleva una quantità esatta (10 ml) della soluzione acetica e versala nel beker dove introdurrai anche l’ancoretta magnetica. Aggiungi 3-4 gocce di fenolftaleina e inizia la titolazione.

3. Continua la titolazione mantenendo l’agitazione sulla piastra rotante. Quando il colore della fenolftaleina rimarrà costante per almeno un minuto, registra il valore in tabella.

4. Ripeti la prova per altre due o tre volte, facendo la media delle varie misure.

TABELLA DEI DATI

TITOLAZIONE Vb (ml) Mb (mol/l) Grammi di acido acetico

1

2

3

11

ELABORAZIONE DATI

Durante la titolazione, al “punto di viraggio” dell’indicatore, si verifica la seguente equazione:

moli di acido = moli di base

Va x Ma Vb x Mb=

1000 1000

Vb x Mb Moli di acido =

1000( PM ac acetico = 60 )

gr acido = moli di acido x MM acido

Vb x Mbgr acido = x MM acido

1000

Il valore trovato è riferito ad un ml d’aceto, infatti il campione originale di 10 ml è stato diluito a 100 ml e da questo sono stati prelevati 10 ml. Volendo calcolare i grammi di acido acetico contenuti in un litro di aceto basta moltiplicare per 1000 il valore ottenuto:

Vb x Mbgr acido/litro = x MM acido x 1000

1000

Il calcolo, come si vede, si semplifica molto e diventa:

gr acido/litro = Vb x Mb x MM

CONCLUSIONI:

Questo esperimento, applicando i concetti appresi, fornisce un interessante esempio di analisi merceologica. I calcoli sono semplici e l’esperimento può essere facilmente ripetuto su campioni di aceto di marche diverse che possono essere poi confrontate (controllare i valori dichiarati dalla ditta produttrice sull’etichetta)

MATERIALE: due burette da 50 ml, una pipetta da 10 ml, un matraccio tarato da 100 ml, un beker da 100 ml, una piastra rotante, una ancoretta magnetica, una bacchetta di vetro e una spruzzetta con acqua distillata. Una soluzione di NaOH 0,1 N, fenolftaleina allo 0,1% in etanolo e un campione di aceto.

L.M. 2001 ( 26 )

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L'esperienza ha lo scopo di verificare alcune reazioni di ossido-riduzione, di studiare alcuni fattori che ne condizionano lo svolgimento e di esercitarsi a risolverle.

Sul piano di lavoro troverai un portaprovette completo di provette da saggio, una bacchetta di vetro, una spatola e un cilindro graduato. Troverai inoltre le soluzioni e i sali solidi dei composti che userai durante la prova.

ESPERIENZA

1- I composti che hai a disposizione sono i seguenti:

FeSO4 ; K2CrO4 ; SnCl2 ; FeCl3 ; H2O2

Na2SO3 ; HgCl2 ; KMnO4 ; Na2S ; KI

2- Annota correttamente formule e nomi dei composti sul quaderno, determina i numeri di ossidazione di ciascun elemento. Utilizza la seconda serie di provette per eseguire le seguenti reazioni:

3- NELLA PRIMA PROVETTA versa 3 ml di FeSO4, acidifica con 2 ml di acido solforico e

aggiungi poche gocce di KMnO4. Riscalda la provetta fino ad incipiente ebollizione e aggiungi altre 10 gocce di KMnO4. (Osserva e annota ciò che avviene)

4- NELLA SECONDA PROVETTA versa 3 ml di FeCl3, acidifica con 1 ml di HCl e riscalda fino a quando la soluzione assumerà una colorazione giallo scuro. Aggiungi goccia a goccia 2 ml SnCl2, osserva e registra ciò che avviene.

5- NELLA TERZA PROVETTA versa 3 ml di HgCl2 ed 1 ml di SnCl2 goccia a goccia, osserva e

registra ciò che avviene.

6- NELLA QUARTA PROVETTA ripeti la prova precedente, aggiungendo ai 3 ml di HgCl2 un eccesso di SnCl2 ( 5 - 6 ml circa ).

13

7- NELLA QUINTA PROVETTA versa una punta di spatola di solfuro di sodio solido, aggiungi 5 ml di acqua e agita. Aggiungi, goccia a goccia, KMnO4 in soluzione e osserva la reazione. (in alternativa, ripeti la prova del solfuro, utilizzando acqua ossigenata al posto del permanganato)

8- NELLA SESTA PROVETTA poni una punta di spatola di solfito di sodio solido, aggiungi 5 ml di acqua ed agita. Acidifica la soluzione ottenuta con 2 ml di H2SO4 diluito ed aggiungi, in fine, qualche goccia di cromato di potassio.

9- NELLA SETTIMA PROVETTA poni una punta di spatola di ioduro di potassio (KI), sciogli con 5 ml di acqua e aggiungi 1-2 ml di acqua ossigenata. Quando è avvenuta la reazione introduci 2 ml di cloroformio ed agita energicamente.

DOMANDE

1- Quali sono i fenomeni che avvengono durante una reazione di ossido-riduzione?

2- Una reazione, utilizzando gli stessi reagenti, ha dato un risultato diverso: sapresti darne una spiegazione? Quali, tra le seguenti cause ha provocato questi differenti comportamenti:

(a)- la reazione è esotermica in un caso ed endotermica nell'altro;

(b)- uno o più reagenti possiede diversi numeri di ossidazione;

(c)- la diversa concentrazione dei reagenti influenza il tipo di reazione redox;

3- Con l'aiuto dell'insegnante, cerca di identificare le sostanze che si ossidano e quelle che si riducono.

4- Scrivi la reazione di ossidoriduzione di almeno una prova.

MATERIALE: portaprovette con due serie di sette provette, un cilindro graduato da 50 ml, una bacchetta di vetro, una pinza di legno. Soluzioni 0,1 N di permanganato di potassio, cloruro stannoso al 6% ,cloruro ferrico 0,1 N, soluzione satura di cloruro mercurico, solfato ferroso 0,1 N, cromato di sodio 0,5 M, acqua ossigenata al 12% , solfito di sodio(s), solfuro di sodio(s), ioduro di potassio (s), cloroformio, acido cloridrico 0,1 N e acido solforico 0,1 N .

L.M. 2000 ( 27 )

14

La prova si prefigge di scoprire quali ioni sono in grado di sciogliere i metalli e stabilire una scala di reattività.Sul piano di lavoro troverai alcune lamine dei metalli più comuni, cinque piccoli beker, un cilindro graduato e le soluzioni saline degli stessi ioni metallici.

ESPERIENZA

1. Lucida le lamine metalliche con la carta abrasiva, cercando di ripulirle dall'ossido e dallo sporco. Assicurati dell'esatta natura delle metalliche e deponile nei cinque beker vuoti;

2. scrivi con la matita vetrografica il simbolo di ciascun metallo sulla parete del beker corrispondente;

3. versa nei cinque beker 10 ml di una stessa soluzione (ad esempio, se decidi di iniziare con lo ione argento, preleva con il cilindro 10 ml di soluzione di AgNO3 e versali in ciascuno dei cinque beker, come in figura);

Cu° Ag°

CuSO4 AgNO3

4. estrai le lamine dalle soluzioni, puliscile di nuovo se necessario e getta il contenuto dei beker utilizza una nuova soluzione, ad esempio quella dell' Fe (II) e ripeti la prova come ai punti 3 e 4;

5. aspetta qualche minuto (almeno cinque), osserva ciò che è avvenuto in ciascun beker, tra lamina e soluzione, e riportalo su uno schema come quello seguente:

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6. continua l'esperienza fino all'esaurimento di tutte le soluzioni disponibili.

SOLUZIONI LAMINE Ag+ Cu++ Pb++ Fe++ Zn++ Mg++

argento (Ag°)

rame (Cu°)

piombo (Pb°)

ferro (Fe°)

zinco (Zn°)

magnesio (Mg°)

Scrivi SI o NO in ogni casella

DOMANDE

1. Scrivi le reazioni in forma ionica che sono realmente avvenute (quelle con il SI).

2. Quale metallo si scioglie in tutte le soluzioni?

3. Elenca i metalli in ordine di reattività, dal più reattivo (quello che "sposta" il maggior numero di ioni metallici dai loro sali) a quello meno reattivo.

4. Consulta la scala dei potenziali normali riportata dal testo e ordina i metalli analizzati secondo il valore del potenziale di riduzione crescente. L'ordine della tabella coincide con quello osservato sperimentalmente?

MATERIALE: 5 beker da 50-100 ml, un cilindro graduato da 50 ml, lamine dei metalli indicati in tabella, soluzioni 1M (0,1M ) dei nitrati (o dei cloruri ) degli ioni indicati in tabella.

L.M. 2000 ( 28 )

16

OSSIDORIDUZIONI E PILE

PREMESSA

Le pile sono sistemi chimico-fisici in grado di sfruttate reazioni di ossidoriduzione, per produrre energia elettrica.

Questa esperienza ti permette di preparare delle pile in modo semplice e immediato, utilizzando le reazioni (le stesse sperimentate nella esperienza precedente) divise in semireazioni di ossidazione e riduzione. Una pila si prepara utilizzando due beaker da 100 ml contenenti due lamine metalliche, immerse nelle soluzioni dei loro stessi sali: i due recipienti prendono il nome di semipile (o semicelle) e vengono collegate come in figura:

_ ponte salino + V Cu° Ag°

CuSO4 AgNO3

Il circuito elettrico si realizza collegando le soluzioni con un ponte salino e le due lamine con un filo metallico.

Il ponte salino è formato da un tubo a U, riempito con una soluzione colloidale di agar-agar e un sale molto ionizzato: la conducibilità del ponte è garantita dal movimento degli ioni all'interno del tubo.

Il filo elettrico, oltre a condurre la corrente elettrica per mezzo dei suoi elettroni, permette il collegamento con un voltmetro, per la misura della differenza di potenziale della pila.

Sul piano di lavoro troverai tre lamine di rame, piombo e zinco; fili elettrici, tre beker da 100ml, un voltmetro, un ponte salino e le soluzioni dei sali.

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ESPERIENZA

1. Versa in ciascuno dei tre beker 30-40 ml delle tre soluzioni e immergi le tre lamine nelle rispettive soluzioni saline (ad esempio la lamina di zinco nella soluzione di ioni zinco);

2. collega elettricamente due delle tre semipile così realizzate, seguendo lo schema del disegno. Se non disponi di pi ponti salini, utilizza strisce di carta da filtro larghe 2-3 cm, imbevute di nitrato di ammonio al 10 %;

3. aspetta che la pila si stabilizzi, osserva ciò che avviene e riporta gli eventuali valori di differenza di potenziale sulla tabella:

COMPARTO ANODICO CATODICO Cu Cu+++2e- Pb Pb+++ 2e- Zn Zn+++ 2e-

Cu Cu+++ 2 e-

V = V = V =

Pb Pb+++ 2 e-

V = V = V =

Zn Zn+++ 2 e-

V = V = V =

4. ripeti le operazioni dei punti 2 e 3 , sfruttando tutte le possibili combinazioni tra le tre semipile.

DOMANDE

1-Scrivi le reazioni di ossidoriduzione per ciascuna pila e specifica le semireazioni che avvengono all'anodo e al catodo;

2-se alcuni accoppiamenti non hanno dato alcun risultato, sapresti spiegarne il perché ?

3-Leggendo i valori di potenziale riportati dal testo, calcola le differenze di potenziale teoriche delle pile che hai sperimentato e commenta i risultati.

MATERIALE: lamine di rame, piombo e zinco; tre beker da 100 ml, fili elettrici per i collegamenti. Soluzioni 1 M di solfato di rame(II), nitrato di piombo(II) e solfato di zinco; soluzione al 10% di nitrato d'ammonio, ponte salino con agar-agar (o strisce di carta da filtro); un voltmetro (o un tester).

L.M. 2000 ( 29 )

18

Sul piano di lavoro troverai una soluzione di KI, fenolftaleina all’1%, un generatore di corrente (o una pila da 4,5 V), una piastra di Petri (o un becher da 400 ml), due elettrodi di grafite e fili elettrici con serrafili a coccodrillo.

PROCEDIMENTO

1. Con il materiale a disposizione, realizza (come in figura) il circuito per alimentare la “cella elettrolitica”, lasciandolo inizialmente aperto.

Aperto !!!

2. Introduci nel becher 10-20 ml di soluzione di KI e 3-4 gocce di fenolftaleina. Aspetta che il liquido sia completamente immobile, quindi chiudi il circuito e osserva ciò che avviene.

3. Osserva la reazione che si manifesta quando i prodotti della reazione agli elettrodi si incontrano, in vicinanza dell’anodo (polo positivo).

N.B. Al polo positivo (anodo) avviene la formazione di iodio.Al polo negativo (catodo) avviene la riduzione dell’acqua: 2 H2O + 2 e- 2 OH- + H2

19

DOMANDE

1. A cosa sono dovute le bollicine che si sviluppano all’elettrodo negativo? E il colore marrone al polo positivo?

2. Perché attorno ad uno dei due elettrodi si forma una colorazione viola?

3. Perché al catodo non si deposita il potassio metallico?

4. Scrivi le semireazioni che sono avvenute agli elettrodi, consulta la tavola dei potenziali e calcola la differenza di potenziale.

5. Se la differenza di potenziale risultasse negativa, lo attribuiresti ad un errore di calcolo o ad altro? Perché?

MATERIALE: Soluzione di KI AL 5-10 %, fenolftaleina all’1%, un generatore di corrente (o una pila da 4,5 V), una piastra di Petri (o un becher da 400 ml), due elettrodi di grafite e fili elettrici con serrafili a coccodrillo.

L.M. 2000 ( 30 )

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COME OTTENERE IL METANO IN LABORATORIO, PER MEZZO DI UNA REAZIONE.

CH3COONa (S) + NaOH (S) CH4(g) + Na2CO3(S)

PROCEDIMENTO

Pesta in un mortaio un cucchiaio di idrossido di sodio solido, aggiungi una quantità uguale di acetato di sodio solido, mescola e versa la polvere in un provettone: la miscela dovrà occupare tre centimetri circa del fondo del provettone.

Appendi il provettone ad un ragno di sostegno, chiudilo con un tappo di gomma forato, nel quale sarà stato inserito precedentemente un tubicino di vetro opportunamente sagomato.

Poni un bunsen acceso sotto il provettone e inizia il riscaldamento con cautela.

OSSERVA E DESCRIVI CIO’ CHE AVVIENE.PROVA AD ACCENDERE I “VAPORI” CHE FUORIESCONO (cosa succede?)

Continua a riscaldare fino a quando la miscela solida, inizialmente bianca, comincia a diventare grigia. Continua il riscaldamento e prova di nuovo ad accendere il “vapore” che esce dal tubicino sagomato.

DOMANDE

Che cos’hai notato durante il riscaldamento?Che tipo di fiamma hai osservato?Hai sentito qualche odore particolare?Perché il metano usato comunemente come combustibile “puzza” e quello prodotto in laboratorio no? (prova a dare una risposta sensata)Il metano è più pesante o più leggero dell’aria?In caso di fughe di gas metano in un ambiente chiuso dove posizioneresti un eventuale rivelatore di, in basso o in alto?

MATERIALE: provettone, mortaio, ragno di sostegno, bunsen, bacchetta di vetro, cucchiaio inox, tappo di gomma forato per il provettone, tubicino di vetro, CH3COONa (S), NaOH (S).

L.C. 2001 ( 31 )

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HH : C : H H

C H 4

H

C H H H

(Esperienza dimostrativa)

Aspetto del liquido in esame: quasi sempre denso e nero, con un caratteristico forte odore.

Materiale: apparecchio per distillazione, simile a quello usato per distillale l’alcool dal vino, formato da un palloncino da 250 cm3, un refrigerante, un raccordo per termometro e refrigerante, 2 tubi di plastica per alimentare con acqua corrente il refrigerante, due sostegni fissi, termomantello per il riscaldamento e tre provette per raccogliere le frazioni distillate. 50 ml di petrolio greggio.

ESPERIENZA

L’esperienza dev’essere condotta sotto cappa e con l’aspiratore acceso.La distillazione è lunga e ciò che bisogna controllare attentamente sono gli intervalli di temperatura che forniscono le tre frazioni distillate: 80 °C , 120°C , 180°C , 220°C .La distillazione sopra i 220°C non è realizzabile in laboratorio ma si può osservare comunque l’aspetto del residuo della distillazione.Durante la prima fase si separano i prodotti più leggeri (tra 20 – 80°C) da raccogliere nella provetta n° 1. Se ne ottengono pochi ml e si dovrà sostituire la provetta alla temperatura limite di 80 °C. Anche la seconda frazione produce pochi ml di distillato e termina con la sostituzione della provetta N° 2 a 120 °C.Nella terza fase non si raggiungono i 180°C ma ci si può avvicinare molto: si ottiene comunque un distillato giallognolo, diverso dai precedenti da raccogliere nella provetta N° 3.Dall’osservazione delle tre frazioni estratte si possono notare differenze di densità, aspetto e odore.Un ml di ciascun distillato può essere versato in capsula di porcellana e incendiato.

DOMANDE

I tre campioni ottenuti si incendiano tutti?Le fiamme sviluppate hanno tutte le stesse caratteristiche o noti qualche cosa di diverso?Nella capsula restano dei residui? Hanno lo stesso aspetto?Che cosa deduci da un simile comportamento?Dall’esperimento eseguito che cosa deduci a proposito del “greggio” usato?

MATERIALE: apparecchio per distillazione, formato da un palloncino da 250 cm3, un refrigerante, un raccordo per termometro e refrigerante, 2 tubi di plastica, due sostegni fissi, termo-mantello e tre provette. 50 ml di petrolio greggio.

L.C. 2001 (32)

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L’alcol etilico è il soluto principale del vino. La sua parziale separazione dall’acqua può essere fatta per distillazione.Il grado alcolico è dato dalla percentuale di alcol e può essere collegato alla densità del vino.

Sul piano di lavoro troverai già montato un semplice distillatore da laboratorio, una decina di sferette di vetro, un cilindro graduato da 100 ml, un palloncino da 100 ml, un densimetro, un imbuto e un becher da 400 ml.

PROCEDIMENTO

1. Preleva 100 ml di vino bianco (o rosso), solleva il termometro del distillatore e versa con l’aiuto dell’imbuto il vino nella caldaia. Aggiungi le sferette di vetro e sistema con cura il termometro al suo posto.

2. Apri il rubinetto dell’acqua che alimenta il refrigerante e lasciala scorrere in piccolissima quantità ma in modo costante, per tutta la durata della prova.

3. Inizia il riscaldamento della caldaia, controlla e annota la temperatura quando inizierà l’ebollizione.

4. Osserva ciò che avviene all’interno della caldaia dopo l’inizio dell’ebollizione e annota la temperatura quando la prima goccia di liquido distillato cadrà nel recipiente di raccolta.

5. Interrompi il riscaldamento quando il termometro raggiungerà 100°C circa ( temperatura dei vapori del distillato) e aspetta altri cinque minuti per dar tempo alle ultime gocce di liquido condensato di uscire dal refrigerante. In questo momento la caldaia dovrebbe contenere meno della metà del vino analizzato.

6. Versa tutto il distillato nel palloncino da 100 ml, porta a volume e agita vigorosamente.

7. Introduci delicatamente il densimetro nel cilindro graduato da 100 ml e aggiungi lentamente il contenuto del palloncino. Quando il densimetro inizierà a galleggiare, leggi sulla scala il valore della densità del liquido.

8. Leggi il valore del grado alcolico sulla tabella, utilizzando la densità misurata della miscela acqua-alcool.

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TABELLA DI CORRISPONDENZA TRA DENSITA’ E GRADO ALCOLICO

densità Grado alcolico

gr alcolin 100 ml densità Grado

alcolicogr alcol

in 100 ml0,99281 5,00 3,97 0,98719 9,50 7,640,99215 5,50 4,37 0,98660 10,00 7,930,99149 6,00 4,76 0,98603 10,50 8,330,99085 6,50 5,16 0,98546 11,00 8,730,99021 7,00 5,56 0.98491 11,50 9,130,98959 7,50 6,02 0,98435 12,00 9,520,98897 8,00 6,35 0,98381 12,50 9,920,98837 8,50 6,83 0,98326 13,00 10,310,98777 9,00 7,23 0,98273 13,50 10,71

DOMANDE

1. Durante la distillazione hai annotato almeno due temperature caratteristiche: cosa rappresentano?

2. Perché il colore del distillato non è più lo stesso del vino?

3. Perché l’odore del distillato non è uguale a quello dell’alcol puro?

4. Quanto liquido distillato hai ottenuto?

5. Qual è il grado alcolico del tuo campione di vino? Corrisponde a quello dichiarato dal produttore? (se la risposta è no prova a dare una spiegazione)

6. Perché la temperatura aumenta durante la distillazione e si ferma a 100°C circa?

MATERIALE: apparecchio distillatore formato da un pallone da 200 ml a collo smerigliato, refrigerante lineare in controcorrente e tubi di plastica per l’acqua, innesto a L con termometro di testa, una decina di sferette di vetro, un cilindro graduato da 100 ml, un palloncino da 100 ml, un densimetro (0,900 ÷ 1,000), un imbuto e un becher da 400 ml.

L.M. 2000 ( 33 )

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(Come trasformare l’olio o il grasso in sapone: saponificazione)

Sul piano di lavoro troverai un becher da 150 o 250 ml, una bacchetta di vetro, un vetro da orologio grande, carta da filtro, becco bunsen e piastra termica, NaOH solida, NaCl solido, un campione di olio vegetale o di grasso animale (lardo o strutto).

PROCEDIMENTO

1. Prepara 15 ml di NaOH al 20 % , versali nel becher da 150 ml e aggiungi 10 gr di olio (o di grasso).

2. Riscalda lentamente la miscela sulla piastra termica, agitando continuamente fino all’ebollizione (indossa gli occhiali protettivi perché potrebbero verificarsi degli schizzi).

3. Continua a riscaldare lentamente la miscela per eliminare l’acqua, ma senza far carbonizzare il prodotto della reazione.

4. Lascia raffreddare la miscela: la saponificazione si potrà ritenere completa se inizierà a formarsi un solido ceroso che a freddo diventerà duro e fragile.

N.B.: (Se dovesse formarsi un liquido sciropposo, la saponificazione sarà stata incompleta: in tal caso bisogna riprendere il riscaldamento e l’agitazione !)

5. Dopo il raffreddamento il sapone andrà lavato con una soluzione di sale al 30 %. Si mescolano al contenuto del becher 20 ml di soluzione salina, si rompono i grumi di sapone con la bacchetta di vetro e si agita: in questo modo viene allontanata l’NaOH in eccesso e la glicerina formatasi dalla reazione.

6. Lascia decantare la soluzione di lavaggio, separandola dal sapone. Ripeti questa operazione altre due volte.

7. Dopo il lavaggio finale, asporta le ultime tracce di liquido schiacciando il sapone su un foglio di carta da filtro, appoggiandolo su un vetro da orologio grande.

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DOMANDE

A. Qual è la reazione tra l’idrossido di sodio e l’olio?

B. Perché si usa una soluzione di acqua e sale per lavare il sapone?

C. In che cosa consiste la decantazione?

D. Perché una soluzione saponosa di solito ha un pH basico?

E. Come fa il sapone a svolgere la sua azione detergente?

LAVASGRASSA N° 7

MATERIALE: un becher da 150 o 250 ml, una bacchetta di vetro, un vetro da orologio grande, carta da filtro, becco bunsen e piastra termica, NaOH solida, NaCl solido, un campione di olio vegetale o di grasso animale (lardo o strutto).

R. L. e L. C. 2000 ( 34 )

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MATERIALE:

Becher da 250 ml e da 100 ml, piastra termica, soluzione di tetraborato sodico (Na2B4O7) all’8%, alcool polivinilico (5 grammi per ogni prova).

PROCEDIMENTO

Si preparano nel becher grande, 100 ml di tetraborato sodico (Na2B4O7) all’8%.

Si riscaldano 50 ml d’acqua distillata su piastra fino a 90°C (quasi all’ebollizione). Si versano i 5 grammi d’alcool polivinilico nell’acqua calda e si agita continuamente, fino a quando la soluzione diventerà limpida. Si lascia raffreddare.

Si mescolano le due soluzioni nel becher più grande: quando la miscela si sarà raffreddata, si otterrà un liquido gelatinoso, lo slime.

MATERIALE: becher da 250 ml e da 100 ml, piastra termica, tetraborato sodico (Na2B4O7) solido, alcool polivinilico solido, bacchetta di vetro.

L.C. 2001 (35 )

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Il nylon è un polimero sintetico che si ottiene dalla reazione tra i monomeri esametilendiammina (con 6 atomi di carbonio) e l’acido dicloro sebacico (con 10 atomi di carbonio).La reazione di polimerizzazione è la seguente:

n NH2(CH2)6NH2 + n ClCO(CH2)8COCl

n ( - NH (CH2)6NH - CO(CH2)8CO - ) + n HCl nylon 6-10

Il numero n davanti alle formule indica la quantità di molecole (monomeri) che si uniscono, per dare una molecola unica (polimero) formata da centinaia e a volte migliaia di monomeri.

ESPERIENZA

Nel primo becher ( A ) si mescolano 0,5 di esametilendiammina in 20 ml di NaOH 1 M .

Nel secondo becher ( B ) si prepara la soluzione di acido dicloro-sebacico, mescolandone 0,5 grammi in 20 ml di tetracloruro di carbonio CCl4.

Con l’aiuto della bacchetta si versa molto lentamente la soluzione A nella soluzione B, per ottenere una buona stratificazione della fase acquosa sulla fase organica, costituita cioè dalla soluzione più pesante a base di CCl4.

La sottile pellicola di NYLON che si forma in superficie può essere tirata in fili anche molto lunghi e sottili, per mezzo di una pinzetta ( o con la stessa bacchetta di vetro).

MATERIALE: bacchetta di vetro, 2 becher da 250 ml, un cilindro graduato, una pinza metallica, NaOH 1 M, CCl4, cloruro di sebacoile, esametilendiammina.

L.M. 2001 ( 36 )

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