Questa esperienza ha lo scopo di trovare una relazione matematica tra la massa e il volume dei corpi solidi.

Sul piano di lavoro troverai un cilindro graduato e un calibro con i quali misurare il volume di alcuni cilindri di vari metalli. Con la bilancia tecnica determinerai la massa dei metalli prescelti.

ESPERIENZA

1. scegli quattro cilindretti di un tipo di metallo (ad esempio il rame) e di dimensioni visibilmente diverse;

2. determina la massa di ciascun campione alla bilancia tecnica e annota i valori ottenuti;

3. misura il volume di ciascun pezzo, per mezzo del cilindro graduato (calcola il volume d'acqua spostato per immersione del metallo);

4. misura le dimensioni di ciascun cilindretto con il calibro e calcola di nuovo il volume geometrico (ci sono sostanziali differenze con i valori trovati al punto N°3 ? );

5. ripetile operazioni precedenti su quattro cilindretti di un altro tipo di materiale (alluminio, ferro o altro) e annota i risultati;

6. riporta i risultati ottenuti su una tabella come quella seguente:

massa (gr) volume (cm3)

1

DOMANDE

1. Su un foglio di carta millimetrata costruisci un diagramma, riportando sulle ascisse i volumi e sulle ordinate le masse dei metalli (in alternativa puoi costruirti il grafico al computer);

2. per ogni cilindretto di cui hai misurato massa (gr) e volume (ml), ricava il punto d'intersezione delle coordinate, usando un simbolo diverso per ogni metallo;

3. la disposizione dei punti ottenuti per ciascun metallo ha un significato logico (dai una breve spiegazione)?

4. per ogni materiale traccia una linea retta che passi per l'origine e che si avvicini il più possibile ai quattro punti del materiale (scarta i punti che sono chiaramente lontani dalla linea retta);

5. per ciascuna retta scrivi una relazione matematica contenente m, v e una costante K che rappresenti la pendenza della retta tracciata.

6. Ogni metallo avrà una retta a inclinazione diversa (e un diverso valore di K). Trovi accettabile identificare la costante "K" con la densità "d" del metallo? perché ?

7. Vi sono differenze fra le densità dei vari materiali misurati ?

8. Prova a spiegare queste differenze considerando che tutti i materiali sono costituiti da atomi.

MATERIALE: un cilindro graduato da 50 ml, un calibro, frammenti metallici di forma cilindrica (o genericamente regolari ) di almeno cinque metalli diversi.

L.M.2000 ( 1 )

2

(Secondo il ciclo di Karplus)

PRIMA PARTE DIMOSTRATIVA DA SVOLGERE SUL BANCO-CATTEDRA

CONSIGLI PER L'INSEGNANTE

L'insegnante durante la prima parte dell'esperienza, farà vedere agli allievi quattro reazioni che si manifestano con:

a) il cambiamento di colore;

b) lo sviluppo di un gas;

c) la formazione di un precipitato;

d) lo sviluppo e l'assorbimento di calore.

E' necessario inoltre mostrare la manualità delle varie operazioni, ad esempio come si fanno i prelievi approssimati delle soluzioni e come si riscalda una provetta.

La parte centrale dell'esperienza consiste nell'addestrare gli alunni a compiere osservazioni corrette e spiegare i fenomeni a cui si è assistito con un linguaggio appropriato.

Le reazioni dimostrative da utilizzare nella prima parte dell'esperienza (che può articolarsi anche nell'arco di una intera lezione) sono riassunte nella tabella seguente:

REAGENTE A REAGENTE B OSSERVAZIONI DEDUZIONI E SPIEGAZIONI

permanganato di potassio 0,01 M

solfato ferroso0,5 M scompare il colore violetto La reazione è confermata dalla

reazione

Carbonato di sodio HCl 6 M Sviluppo di bollicine

incolori e inodoriLa reazione produce un gas che fuoriesce dalla provetta

Carbonato di potassio Cloruro di bario Il liquido nella provetta

diventa opaco e lattiginosoLa reazione produce un precipitato (che si può centrifugare)

HCl 6 M NaOH 6 M La provetta si riscaldaLa reazione è accompagnata da sviluppo di calore

L.M.2000 ( 2 )

3

(Secondo il ciclo di Karplus)

SECONDA PARTE, DA FAR SVOLGERE AGLI ALUNNI IN LABORATORIO

PREMESSA

L'esercitazione si divide in due parti. Nella prima, l'insegnante mostra alcuni fenomeni e dialogando con gli studenti, li porta a distinguere correttamente l'osservazione dall'interpretazione che si può dare all'esperimento. Nella seconda parte gli allievi eseguono per conto proprio una serie di prove, osservando e registrando gli avvenimenti che colpiscono i loro sensi, quindi spiegano in una breve relazione quanto hanno fatto, visto e dedotto.

Spesso la conferma dell'avvenuta reazione ci viene dalle seguenti osservazioni:

-cambiamento di colore;

-sviluppo di bollicine;

-formazione o scomparsa di un solido;

-sviluppo o assorbimento di calore

-(altri aspetti visibili).

Gli ultimi due cambiamenti possono indicare sia un fenomeno fisico che una reazione chimica.

ESPERIMENTO (eseguiti dagli alunni)

Sul piano di lavoro troverai 10 reagenti, distinti in due gruppi ( A e B), che potranno essere usati per i tuoi esperimenti.

Reagente A Reagente B

(1) SOLFATO DI RAME ZINCO

(2) ACIDO CLORIDRICO ZINCO

(3) NITRATO DI PIOMBO IODURO DI POTASSIO

(4) CLORURO DI SODIO NITRATO DI POTASSIO

(5) CLORURO DI BARIO SOLFATO DI SODIO

4

a) in una provetta versa 1 ml circa di solfato di rame (reagente A ) e un granulo o una punta di spatola di polvere di zinco (reagente B);

Registra le tue osservazioni e deduzioni, su una tabella simile a quella seguente:

REAGENTE A REAGENTE B OSSERVAZIONI DEDUZIONI E SPIEGAZIONI

solfatodi zinco rame

b) ripeti le operazioni precedenti per le restanti quattro coppie dei reagenti proposti;

c) completa lo schema proposto, in tutte le sue parti;

d) completa con una breve relazione quanto hai visto e dai una tua definizione all'insieme dei fenomeni osservati.

MATERIALE : portaprovette con otto provette, un cilindro graduato da 10 ml, una bacchetta di vetro, una spatola e una pinza di legno. Soluzioni di: CuSO4 0,5 M ; HCl 6 M ; Pb(NO3)2 0,5 M ; NaCl 0,5 M ; BaCl2 0,5 M ; KJ 0,5 M ; KNO3 0,5 M ; Na2SO4 0,5 M ; NaOH 6 M ; Zn(s).

L.M. 2000 ( 2 )

5

Sul piano di lavoro troverai già predisposta l'apparecchiatura necessaria costituita da un provettone, un beaker da 600 ml, un termometro, un bunsen e un sostegno. Utilizzerai inoltre il tuo orologio come contasecondi (o un cronometro).

PROCEDIMEMTO A (fusione)

termometro provettone

beker con acqua

bunsen

gas

1. Versa nel provettone asciutto la sostanza solida in esame per un'altezza di 4 cm circa;

2. riempi il beker con acqua fino a due terzi del suo volume provettone e riscaldalo fino

a 30 ÷ 40 °C (controlla la temperatura con il termometro) ;

3. asciuga e immergi il termometro nel provettone (come in figura), facendo in modo che il bulbo sia completamente immerso nella polvere e non tocchi sul fondo;

4. abbassa il provettone con il suo contenuto, fino ad immergerlo nell'acqua del beker;

5. aspetta qualche minuto, leggi e annota la temperatura iniziale e riprendi il riscaldamento;

6. Fai scattare il cronometro e leggi velocemente

la temperatura della sostanza ogni 15". Il riscaldamento deve essere lento e graduale, il bagnomaria non deve mai bollire (eventualmente togli il bunsen da sotto la piastra termica) e i valori di temperatura devono essere tempestivamente annotati.

7. Osserva attentamente ciò che avviene durante la trasformazione della sostanza e quando questa sarà completamente disciolta, registra ancora cinque valori di temperatura (fino a max 90°C).

Non togliere il provettone dal bagnomaria caldo!

6

PROCEDIMENTO B (solidificazione)

1. Azzera il cronometro, controlla la temperatura della sostanza fusa e fai in modo che sia

completamente liquefatta.

2. Solleva con cautela il provettone dal bagnomaria caldo e fai scattare contemporaneamente il cronometro. Lascia raffreddare la sostanza all'aria e leggi la sua temperatura ancora ogni 15" (agita con il termometro delicatamente e in modo continuo). Quando la temperatura sarà scesa di qualche grado, accelera il raffreddamento, immergendo il provettone in un beker d'acqua fredda.

3. Osserva ciò che avviene durante il raffreddamento e quando tutta la sostanza si sarà solidificata, continua a leggere la temperatura per ancora due minuti.

Tempo ( min) Temperatura °C0

15”

30”

45”

1 minuto

15”

30”

45”

2 minuti

“

Al termine della prova riponi con cura il materiale e riporta i risultati ottenuti su due tabelle (una per il riscaldamento e l'altra per il raffreddamento), come quella a fianco.

7

DOMANDE

1. Con i dati raccolti costruisci su carta millimetrata (o al computer) un grafico, riportando sulle ascisse il tempo e sulle ordinate la temperatura.

2. Riporta sullo stesso grafico i valori ottenuti per la fusione e per la solidificazione, evidenziando i punti ottenuti con simboli diversi (ad esempio punti e crocette ).

3. Unisci i punti segnati con lo stesso simbolo, cercando di ottenere due curve regolari (se qualche punto risulta anomalo, scartalo).

4. Descrivi accuratamente le modificazioni che hai notato sulla sostanza mentre avvenivano i cambiamenti di stato.

5. Il riscaldamento provocava un rammollimento progressivo dell'intera massa di sostanza, oppure produceva la separazione della sostanza in più parti diverse tra loro?

6. Osservando il grafico, sapresti indicare la temperatura di fusione della tua sostanza? e quella di solidificazione?

SPIEGAZIONI

1. Fornisci una spiegazione logica alle osservazioni descritte nelle risposte n°4 e n°5, cercando di immaginare cosa succede alle molecole della sostanza quando si verificano i cambiamenti.

2. Individua nel grafico le zone in cui avvengono i passaggi di stato e spiega per quale motivo in tali zone la temperatura non varia sensibilmente, nonostante venga scambiato comunque del calore.

APPLICAZIONI

1. Per riscaldamento i liquidi si trasformano in vapore: la curva di riscaldamento di un liquido avrà qualche somiglianza con quella vista per i solidi? Disegna uno schizzo per il probabile grafico del riscaldamento di un liquido.

2. Per fissare la scala di temperatura in gradi centigradi si scelgono come punti di riferimento la temperatura di fusione e di ebollizione dell'acqua. Sapresti spiegare perché ?

MATERIALE: un beker da 600 ml, un termometro con scala da 0 a 200 °C, un provettone, una piastra termica o un bunsen.

L.M. 2000 (3 )

8

Sul piano di lavoro troverai un’apparecchiatura come quella dello schema seguente:

P C

T

R

B

L’esperienza ha lo scopo di verificare sperimentalmente qual è la percentuale di ossigeno presente nell’aria. L’ossigeno dentro il pallone di vetro viene fatto reagire con dell’alcol. Il liquido colorato andrà ad occupare un volume esattamente uguale a quello già occupato dall’ossigeno (l’azoto dell’aria non brucia).

9

PROCEDIMENTO

1. Determina il volume del pallone ( P ), misurando con il cilindro graduato la quantità d’acqua che può contenere.

2. Asciuga perfettamente l’interno del pallone (se possibile con un getto d’aria compressa).

3. Sistema un batuffolo di cotone imbevuto d’alcol il all’estremità del tubicino ( T ).

4. Chiudi con il dispositivo apposito ( R ) il tubo d’ingresso del liquido, accendi il batuffolo di cotone (C) e introducilo nel pallone chiudendo ermeticamente col tappo di gomma.

5. Aspetta che la fiamma si spenga, quindi apri il rubinetto ( R ): il liquido della beuta verrà risucchiato nel palloncino.

6. Quando il liquido non salirà più dalla beuta ( B ) al pallone ( P ), chiudi il rubinetto ( R ) e smonta con cautela il dispositivo senza versare il liquido.

7. Determina il volume del liquido salito nel pallone ( P ) con il cilindro graduato e riporta il valore in tabella.

8. Ripeti la prova almeno una volta per ottenere una maggiore precisione.

9. Calcola la percentuale di O2 contenuto nell’aria e confronta il valore con quelli ottenuti dal resto della classe.

N° del gruppo volume del pallone vuoto

volume del liquido risalito % di ossigeno

1

2

3

4

5

MATERIALE: pallone da 500-600 ml, beuta da 400-600 ml, pinza di Mohr, due tappi di gomma forati, due tubicini di vetro, un raccordo di gomma per unire i due tubicini, cotone, alcol etilico, acqua colorata con un soluto qualsiasi.

R. R. e L. C. 2000 ( 4 )

10

L’esperienza si propone di verificare la legge di conservazione della massa: “LA MATERIA NON VIENE CREATA NE’ DISTRUTTA, DURANTE UNA REAZIONE”.

Sul piano di lavoro troverai due becher da 50 ml, una beuta da 250 ml con tappo, una provetta a fondo conico, la bilancia, soluzioni di HgCl2 0,1 M, KI molto diluito, Na2CO3 solido, HCl 1 M.

PROCEDIMENTO

PRIMA PROVA:

a. poni sul piatto della bilancia i due becher contenenti ciascuno pochi cm3 di HgCl2 e KI. Annota il peso;

b. versa la soluzione di KI nel becher contenente l’HgCl2, osserva ciò che avviene e controlla il peso: c’è stata qualche variazione?

SECONDA PROVA:

a. poni sul piatto della bilancia la beuta contenente una spatolata di Na2CO3 e una provetta con 3-4 ml di HCl (annota il peso);

b. versa il contenuto della provetta nella beuta: si verificherà una reazione con sviluppo di CO2 gas e una diminuzione d peso;

c. lava la provetta e la beuta, poi ripeti la stessa prova facendo attenzione a chiudere la beuta con il tappo quando si rovescia l'acido della provetta sulla spatolata di Na2CO3. Il peso della beuta è cambiato?

Che cosa è avvenuto durante i due esperimenti?Che spiegazioni puoi dare ai fenomeni osservati? L.C. 2001 ( 5 )

11

Per questa esperienza hai a disposizione tre sostanze liquide diverse: acqua, acetone ed esano, aventi rispettivamente i pesi molecolari : 18,00 u ; 58,10 u e 86,20 u .Sul piano di lavoro troverai il materiale occorrente per la prova.

ESPERIENZA

1. Riempi tre cilindri da 100 ml fino a 3/4 circa del loro volume, con i liquidi a disposizione; contrassegnali con la penna vetrografica, anche se potrai riconoscerli comunque dall'odore caratteristico.

2. Con l'ausilio di un densimetro, determina la densità di ciascun liquido e annotane i valori trovati sul quaderno.

3. Elimina i tre liquidi versandoli nei rispettivi recipienti di recupero, introduci in ciascun cilindro mezza mole d'acqua, di acetone e di esano.

(Per il calcolo dei volumi dei liquidi da prelevare dovrai utilizzare i dati delle densità ricavati all'inizio. Per il prelievo esatto dei tre liquidi usa il contagocce).

DOMANDE

1- Quale dei tre cilindri contiene più molecole?

2- Calcola e scrivi il numero di molecole presenti nell'unità di volume (in un ml) per ciascun liquido.

3- Come puoi spiegare i risultati ottenuti al punto 2 ?

MATERIALE: tre cilindri graduati da 100 ml; 2 beker da 600 ml per il recupero dei liquidi; una matita vetrografica; acqua distillata, acetone ed esano; densimetri per intervalli che vanno da 0,6 a 1,0 g/ml .

L.M. 2000 ( 6 )

12

Questa esperienza si propone di studiare una reazione di combustione che porti alla formazione di un semplice composto, e di  trovare  una relazione matematica fra le masse degli elementi che si saranno combinati.

Sul  piano di lavoro troverai un crogiolo di porcellana, del rame in polvere, un bunsen con triangolo refrattario e sostegno (o una piastra elettrica), una bacchetta di vetro e delle pinze d'acciaio.

ESPERIENZA

1- Pesa il crogiolo vuoto e annota il risultato;

2- introduci nel crogiolo (senza toglierlo dalla bilancia) della polvere di rame fino ad ottenere un aumento di peso compreso tra 0,4 e 0,7 gr. (Annota il peso complessivo)

3-Calcola il peso esatto del rame aggiunto e annotalo nello schema seguente:

PESO DEL CROGIOLO VUOTO

PESO DEL CROGIOLO + RAME

PESO DEL RAME

PESO DEL CROGIOLO + COMPOSTO

PESO DEL COMPOSTO

PESO GUADAGNATO (composto – metallo)

3- Riscalda con cautela il crogiolo tenendolo appoggiato sul triangolo refrattario (o sulla piastra termica) e agita il contenuto per due o tre volte con la bacchetta di vetro. Osserva ciò che avviene all’interno del crogiolo e completa la combustione per almeno 15 minuti;

4- togli il crogiolo dalla fiamma e attendi che si sia raffreddato. Pesalo alla bilancia e annota il valore;

5- con la bacchetta di vetro sminuzza finemente il contenuto del crogiolo fino a renderlo di nuovo polvere. Riscaldalo di nuovo alla fiamma (o sulla piastra) e completa il riscaldamento per 5 minuti;

6- ripeti le operazioni n° 5 e 6 fino ad ottenere due pesi successivi esattamente uguali, annotandoli ogni volta sullo schema. Al termine pulisci il crogiolo e riponi il materiale.

13

DOMANDE

1. Si è verificato un aumento o una diminuzione di peso?

2. Che cosa si è combinato con il rame durante la trasformazione?

3. completa la tabella dei risultati sperimentali.

4. Utilizzando le quattro operazioni principali tra il peso iniziale del rame e quello della sostanza combinata, verifica se una di esse ha determinato lo stesso risultato per la maggior parte dei gruppi della classe:

PESO del Cu+

peso combinato

PESO del Cu

peso combinato

PESO del Cu:

peso combinato

PESO del Cux

peso combinato

5. Quale delle quattro operazioni ha dato lo stesso risultato, indipendentemente dalla quantità di rame utilizzato?

6. La composizione della nuova sostanza ottenuta varia a seconda delle condizioni sperimentali?

7. Dai dati dell'esperimento, saresti in grado di scrivere la formula del composto?

MATERIALE: triangolo refrattario, sostegno e becco bunsen (o piastra termica), bacchetta di vetro, pinze d'acciaio, rame in polvere e bilancia tecnica al centesimo di grammo.

L.M. 2000 ( 7 )

14

PREMESSA

Questa esperienza ha lo scopo di verificare i rapporti di combinazione tra elementi che concorrono alla formazione della molecola di un composto. In questo caso specifico utilizzerai 1/100 di mole di zinco metallico e un eccesso di acido cloridrico ( HCl in soluzione ).

ESPERIENZA

1. calcola il valore esatto della massa consigliata di zinco (1/100 di mole);

2. pesa un beker asciutto da 100 ml e annota la sua massa (se la bilancia è in grado di escludere la tara, azzera la scala della  bilancia con il beker sul piatto);

3. pesa la quantità di zinco calcolata direttamente nel beker  (questa quantità non necessariamente deve essere uguale a quella calcolata, ma è importante che sia esattamente nota);

4. lavorando sotto cappa, versa nel beker con lo zinco, 5 ml di acido cloridrico. C'è interazione tra acido e metallo? come si manifesta?

5. inizia a riscaldare sulla piastra elettrica il beker e lascia evaporare la massa liquida. Quando inizia la separazione delle particelle solide interrompi il riscaldamento;

6. lascia  raffreddare il beker, quindi pesalo con il suo contenuto e annota la sua massa;

7. calcola  la massa del composto contenuto nel beker, il cui  nome è cloruro di zinco.

"Ciascun gruppo scriva alla lavagna il valore della massa di zinco pesato e di quella del cloruro di zinco prodotto".

OSSERVAZIONI

1. Perché si usa lo zinco in polvere ?

2. Descrivi i momenti iniziale e finale della reazione e l’aspetto della miscela alla fine della reazione stessa.

3. Qual è stato il reagente che ha causato la fine della reazione (reagente limitante)?

4. Perché si fa bollire la soluzione finale?a. per eliminare le bollicine di idrogeno;b. per eliminare l'acqua e l'acido cloridrico eccedenti e isolare il composto;c. per far avvenire la reazione ed isolare il composto; d. per eliminare l'acqua.

15

SPIEGAZIONI

1. Da quali atomi è costituito il composto?

2. calcola il numero di moli di atomi di cloro che si sono combinate con lo Zn. Quanti atomi di cloro si combinano con ciascun atomo di zinco ?

3. A questo punto dovresti essere in grado di scrivere la formula del composto (scrivi, se puoi, la reazione bilanciata fra zinco e acido cloridrico).

4. Ripetendo l'esperienza con una quantità doppia di acido  cloridrico, che formula troveresti per il composto (cloruro di zinco)? E con una quantità doppia di zinco?

5. Cerca le valenze ioniche degli ioni cloro e degli ioni zinco. Bilanciando le cariche dei due ioni determina la formula del cloruro di zinco e confrontala con quella ricavata dall'esperimento. C'è corrispondenza?

6. Sapendo che una mole di H2 occupa, a 20 °C, un volume di 22,4 litri, calcola il volume in ml di idrogeno prodotto dalla reazione che hai fatto avvenire nell'esperienza. A quanto ammonterebbe il volume  se l'idrogeno fosse costituito da atomi di H ?

MATERIALE: quattro piastre termiche (per l'intera classe),un beker da 100 ml, zinco metallico in truccioli (o in polvere).

M.L. 2000 ( 8 )

16

( Gli spettri degli atomi )

Sul piano di lavoro troverai un filo in lega al nichel-cromo, una bacchetta di vetro, una piastra di porcellana con i sali di alcuni metalli, una provetta con acido cloridrico concentrato, un vetrino al cobalto e il becco bunsen.

ESPERIENZA

zona calda 1500 °C

zona fredda 300 °C

1- Prepara una bacchetta con il filo al nichel-cromo;

2- immergi il filo al nichel cromo nell'acido cloridrico e riscaldalo alla fiamma per pulirlo. Ripeti questa operazione più volte, fino a quando la fiamma, non apparirà azzurrognola;

aria

3- con l'estremità del filo raccogli dalla piastra di porcellana qualche cristallo di uno dei sali da analizzare (per rendere più agevole l’operazione, bagna il filo nell'acido cloridrico) e portalo alla fiamma;

gas

4- osserva il colore della fiamma, cercando di iniziare il riscaldamento nella zona fredda, per poi passare in quella calda. Ripeti l'osservazione osservando la fiamma attraverso il vetro al cobalto;

5- ripeti  le operazioni precedenti per ciascun elemento contenuto nei comparti della piastra di porcellana (ricorda di pulire bene il filo tra una prova e l'altra);

6- quando avrai osservato tutti gli elementi, prepara delle miscele a tuo piacimento in un vetro da orologio, esegui il saggio alla fiamma, annota la composizione e i colori ottenuti.

17

DOMANDE

1- con i risultati ottenuti dall'analisi, completa lo schema seguente:

SCHEMA

ELEMENTO COLORE COLORE attraverso il vetro al cobalto

Litio

Sodio

Bario

2- Quale spiegazione puoi dare alla diversa colorazione che gli elementi assumono alla fiamma ?

3- Perché non si ottengono colorazioni da parte di tutti gli elementi ?

4- Perché alcuni elementi colorano la fiamma nella zona più fredda e altri no ?

5- Quale applicazione potrebbe trovare questa esperienza ?

MATERIALE: un filo al nichel cromo, una bacchetta di vetro, una piastra di porcellana, una provetta con acido cloridrico concentrato, un vetro al cobalto, un vetro da orologio (uno spettroscopio a visione diretta)  e i  sali solubili dei principali ioni analizzabili  alla  fiamma  (es: cloruri degli ioni Na, Li, K, Sr, Ca, Cu, Ba ) .

L.M. 2000 ( 9 )

18

( esperienza dimostrativa ) L'esperienza si propone di evidenziare le proprietà periodiche degli elementi dei primi due gruppi, sfruttando la loro immediata reattività.

PRIMA ESPERIENZA (metalli alcalini)

1. si taglia con un coltello un pezzo di sodio, si osserva l’aspetto della parte tagliata e se ne preleva un frammento asciutto (asciugarlo eventualmente con carta da filtro);

2. con l’ausilio di una pinza di ferro, si getta il frammento di metallo in un beker contenente 50-100 ml d'acqua e qualche goccia di fenolftaleina. (Si può controllare l'infiammabilità del gas sviluppato, avvicinando un fiammifero acceso alla bocca del beker);

3. si ripete l'esperimento precedente usando il potassio (e se disponibile anche il litio) al posto del sodio;

attenzione: la reazione del potassio è piuttosto violenta, usare un beker grande coperto con una reticella metallica!

SECONDA ESPERIENZA (metalli alcalino-terrosi)

1. Si riempiono fino a metà del loro volume tre provettoni e in ciascuno  di essi si introduce un centimetro di nastro di magnesio  precedentemente pulito con carta vetrata fine;

2. il primo provettone si lascia sul portaprovette a temperatura ambiente (servirà per il confronto con gli altri due);

3. il secondo provettone si riscalda e si osservano eventuali reazioni;

4. al terzo provettone si aggiungono alcune gocce di acido e si osservano eventuali reazioni;

5. si confrontano le velocità delle reazioni (se ci sono state) e possibilmente l'infiammabilità dei gas sviluppati;

6. si preleva (se disponibile) una punta di spatola di magnesia commerciale (digestivi, magnesia o ecc. In sostituzione si prepara idrossido di magnesio facendo reagire un sale di magnesio con NaOH; si centrifuga e si elimina il liquido). Si versa il composto in una provetta e si tratta con un acido diluito: si fanno osservazioni sul tipo di reazione e sul tempo impiegato.

RIPETERE le operazioni 1,2,3 con i metalli calcio e bario.

19

DISCUSSIONE E DOMANDE

1. La reazione dei metalli alcalini è la seguente:

Metallo + H2O Metallo+ + OH- + H2

la presenza della fenolftaleina indica che la soluzione è fortemente basica;

2. l'idrossido dei metalli alcalini è completamente solubile in acqua;

3. la reazione dei metalli alcalino-terrosi è la seguente:

Metallo + 2 H2O Metallo++ + 2 OH- + H2

4. per quale motivo la reattività dei metalli più "grandi" (quelli che si trovano in basso a ciascuna famiglia chimica) è maggiore di quelli più "piccoli"?

5. quali  idrossidi  dei metalli alcalino-terrosi sono più solubili  in acqua?

Al termine della discussione ripetere la prova utilizzando l'alluminio, il primo elemento del terzo gruppo.Se l'alluminio non reagirà con l'acqua, si potrà verificare la sua reattività con HCl dil. e NaOH dil., usando pezzetti di filo (o lamine) di alluminio. La prova con HCl diluito va effettuata parallelamente su  un filo  di  alluminio bagnato con un batuffolo di cotone imbevuto di HgCl2. Si può pulire con HgCl2 anche un foglietto di alluminio, quello usato per avvolgere gli alimenti, ed osservarne la reazione di  autocombustione all'aria.

Discutere i risultati ! (L'alluminio riduce lo ione Hg++ a mercurio metallico, il quale, formando l'amalgama rompe lo strato protettivo di Al2O3 e rende il metallo sottostante più reattivo).

MATERIALE: due beaker da 250 e 500 ml, 6 provette, 6 provettettoni e portaprovette, fiammiferi, pinza di ferro, coltello, reticella metallica; metalli  alcalini e alcalino-terrosi, alluminio in lamine; soluzioni diluite di HCl, fenolftaleina e magnesia commerciale.

M.L. 2000 ( 10 )

20

(Esperienza dimostrativa da effettuare prima delle prove di solubilità e miscibilità)

L'insegnante effettua questa breve premessa per dimostrare che l’acqua è costituita da molecole fortemente polari, il freon-113  da molecole scarsamente polari e l'esano da molecole apolari. (Al posto del freon si può usare acetone)

ESPERIENZA

1- Tre burette da 50 ml asciutte e appese all'apposito sostegno, vengono riempite rispettivamente  con acqua, freon-113  ed  esano; sotto ciascuna di esse si pongono tre beker per il recupero dei liquidi;

2- si strofinano con una pezza di lana le bacchette di vetro e di  plastica;

3- si apre un rubinetto alla volta delle tre burette, lasciando  scorrere un filo sottile di liquido e si avvicinano separatamente le due bacchette strofinate.

"Si osservano le deviazioni dalla verticale dei liquidi"

L'ACQUA subisce una forte deviazione.

IL FREON 113 subisce una leggerissima deviazione.

L'ESANO non subisce alcuna deviazione.

Le due bacchette provocano entrambe la stessa deviazione; poiché esse per strofinio assumono cariche statiche di segno opposto; le deviazioni dei liquidi sono conseguenti all'orientamento dei dipoli elettrici delle molecole e non alla presenza di cariche libere (queste potranno originarsi, ad esempio, durante il fluire dei  liquidi dal becco delle burette).

M.L. 2000 (11 )

21

PREMESSA: l'insegnante ha già effettuato una breve esperienza per dimostrare che l'acqua è costituita da molecole fortemente polari, l’acetone (o il freon 113) da molecole mediamente polari e l'esano da molecole apolari.

I tre liquidi in esame vengono ora fatti interagire prima tra loro, quindi con tre sostanze solide di varia natura.

ESPERIENZA

1. Riempi per un terzo del loro volume cinque  provette  con  acqua, cinque con acetone e altre cinque con esano (le provette devono essere asciutte). Il contenuto di ciascuna di esse potrà essere facilmente riconosciuto dall'odore, ma sarà comunque conveniente contrassegnarle e ordinarle sul portaprovette;

2. mescola il contenuto di una provetta d'acqua e una di acetone, quindi, dopo aver agitato, registra le tue osservazioni;

3. ripeti la prova mescolando una provetta di acetone ed una di esano, agita e annota le tue osservazioni;

4. unisci, infine, i contenuti di una provetta d'acqua e una di esano, agita e annota le tue osservazioni.

"Restano tre provette con acqua, tre provette con acetone e altre tre provette con esano!"

5. In ciascuna delle tre provette con l'acqua versa una punta di spatola di idrogeno solfato di potassio, una di  zucchero ed una di naftalina. Agita a lungo le provette e dopo aver atteso qualche istante osserva se ci sono state interazioni o fenomeni particolari;

6. ripeti le aggiunte dei tre solidi nelle tre provette con l'acetone e annota le tue osservazioni;

7. esegui, infine, le stesse aggiunte dei tre solidi nelle provette con l'esano e annota le tue osservazioni.

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DOMANDE

1- Perché l'esano non interagisce con l'acqua?

2- Lo zucchero e la naftalina sono entrambe sostanze cristalline bianche, formate da molecole organiche: come giustifichi il loro comportamento in acqua?

3- Come spieghi che in acetone e in esano il comportamento dello zucchero e della naftalina si siano invertiti rispetto a quello che mostravano in acqua?

4- Perché idrogeno solfato di potassio non è solubile in acetone?

5- Perché la naftalina interagisce più rapidamente con l'esano che  con l'acetone ?

6- Perché l'acetone e l'acqua sono attratti dalle bacchette cariche di elettricità ?

MATERIALE PER L'ESPERIENZA DIMOSTRATIVA: 3 burette da 50 ml, 3 beker da 250 ml, una bacchetta di plastica ed una di vetro, una pezza di lana per strofinare le bacchette, sostegno e tre pinze da buretta., 50 ml di acetone e 50 ml di esano.

MATERIALE PER L'ESPERIENZA A GRUPPI: 15 provette asciutte e un portaprovette, una spatola, 100 ml di acetone e 100 ml di esano posti nei beker con relativi contagocce. 1 gr. di idrogeno solfato di potassio, 1 gr. di naftalina e 1 gr. di zucchero posti in tre vetrini contrassegnati.

M.L. 2000 ( 12 )

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Questa esperienza, utilizzando la corrente elettrica, ti fornirà un metodo per riconoscere la natura delle molecole. In particolare ti permetterà di stabilire se le molecole sono ioniche, ionizzabili o non ioniche.

ESPERIENZA

"Attenzione!": le prove di conducibilità che ti accingi ad eseguire dovranno essere svolte seguendo le istruzioni e rispettando la numerazione indicata dallo schema allegato.

1. In un beker da 50 ml, introduci una spatolata del solido indicato e/o 20 ml del liquido indicato;

2. per verificare la sua conducibilità utilizza l'apparecchiatura, già pronta, montata secondo lo schema:

+ _

+ _

3. prima di introdurre gli elettrodi di grafite nel beker per verificare la conducibilità della sostanza, assicurati che il circuito sia ben collegato: toccando contemporaneamente i due elettrodi con una spatola metallica si deve accendere la lampadina. Lava gli elettrodi dopo ogni prova ed usali sempre asciutti;

4. per osservare la conducibilità delle sostanze allo stato fuso devi usare un crogiolo al posto del beker; devi immergere gli elettrodi nella sostanza, riscaldare fino a fusione completa e interrompere subito il riscaldamento. Tenendo d'occhio la lampadina aspetta che la sostanza si sia solidificata di nuovo;

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5. annota il momento in cui la lampadina si è accesa, osserva l'intensità luminosa del filamento e trascrivi i risultati sullo schema:

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SCHEMA

SOSTANZA DA PROVARE CONDUCE ? OSSERVAZIONI1 acqua

2 zucchero

3 acqua + zucchero

4 cloruro di sodio

5 acqua + Na Cl

6 naftalina

7 idrogeno solfato di K (solido)

8 idrogeno solfato di K(fuso nel crogiolo)

9 idrogeno solfato di K + H2O

SPIEGAZIONI E DOMANDE:

Le molecole delle sostanze che hai analizzato possono essere costituiti da ioni, molecole polari o molecole apolari. I primi, quando sono liberi di muoversi, sono i responsabili del trasporto della carica elettrica, cioè della conducibilità elettrica.

1. Chi sono i responsabili del trasporto di elettricità nell'idrogeno solfato di potassio fuso?

2. Perché l'idrogeno solfato di potassio solido non conduce elettricità?

3. Perché la conducibilità dell'idrogeno solfato di potassio fuso diminuisce mentre il liquido si raffredda?

4. Il cloruro di sodio fonde a 800°C circa: portato allo stato liquido potrebbe condurre elettricità?

5. Perché alcuni composti non conduttori, se sciolti nell'acqua, diventano conduttori?

MATERIALE: pila da 4,5 V , due elettrodi di grafite da 10 ÷ 12 cm, un tappo di gomma con due fori, un portalampade con lampadina da 4,5 V, tre cavetti elettrici e 4 coccodrilli, 5 beaker da 50 ml, una spatola. Cloruro di sodio solido, zucchero, naftalina e idrogeno solfato di K.

L.M. 2000 ( 13 )

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PREMESSA

Tutte le società sportive hanno in dotazione nella cassetta di pronto soccorso, un certo numero di confezioni "anti-ematoma". Il preparato, utilizzato per curare o alleviare distorsioni, fratture e contusioni che dovessero accadere agli atleti, è costituito da una busta di plastica che, a seguito di opportuna piegatura, si raffredda e attenua la formazione di forti gonfiori se applicata tempestivamente sulla parte interessata dopo l’incidente.

PREMESSA TEORICA

alcune reazioni chimiche per poter avvenire, necessitano di una certa quantità di energia che prelevano dall’ambiente di reazione sotto forma di calore. il risultato più evidente è il raffreddamento della soluzione. L’abbassamento della temperatura sarà tanto maggiore quanto più alta è la quantità delle sostanze che vengono fatte reagire.La reazione che prendiamo in esame è la seguente:

Ba(OH)2 + NH4 Cl BaCl2 + NH3 + H2 O

Idrossido di bario + cloruro di Ammonio Cloruro di bario + ammoniaca + acqua

Ad una certa quantità di soluzione di idrossido di bario ( 20 ml ) vengono aggiunte di volta in volta quantità diverse ed esattamente pesate di cloruro di ammonio solido. Si agita fino a completa solubilizzazione e si prende nota dell’abbassamento della temperatura con un termometro ad alcol.

SCOPO DELL’ESPERIENZA:

1. Ricavare una relazione matematica tra la quantità di cloruro di ammonio fatto reagire e l’abbassamento della temperatura.

2. Utilizzare la relazione matematica ricavata in precedenza, per conoscere i grammi di cloruro di ammonio da aggiungere a 20 ml di idrossido di bario necessari a produrre un desiderato abbassamento della temperatura.

3. Verificare sperimentalmente la correttezza della procedura eseguita.

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PARTE SPERIMENTALE

Sul piano di lavoro troverai un bicchiere da 100 ml, un termometro ad alcol, un cilindro da 50 ml, cloruro di ammonio solido, una soluzione di idrossido di bario. Potrai utilizzare la bilancia, il computer con software windows/ excel e stampante.

1. Versa nel bicchiere da 100 ml, 20 ml della soluzione di idrossido di bario esattamente misurata

con il cilindro e misura la temperatura iniziale della soluzione.

2. Pesa su un foglietto di carta di quaderno 1 grammo di cloruro di ammonio e aggiungerlo alla soluzione: agita fino a completa solubilizzazione e misurare di nuovo la temperatura.

3. Ripeti le operazioni precedenti rispettivamente con 2, 3, 4, 5 grammi di cloruro di ammonio e riporta i dati ottenuti in tabella.

TABELLAgrammi

diCLORURO D’AMMONIO

TEMPERATURAINIZIALE

(°C)

TEMPERATURA

(°C)

ABBASSAMENTO DELLA TEMP. (°C)

( Tiniz. – Tfinale)

1,002,003,004,005,00

4. Utilizzando il computer, riporta in grafico l'abbassamento della temperatura contro i grammi di cloruro di ammonio utilizzati.

5. Ricava dallo stesso grafico (o dalla equazione della retta ) quanto cloruro di ammonio è necessario sciogliere in 20 ml di cloruro di ammonio per avere un abbassamento di ……………..°C.

6. Verifica poi sperimentalmente se la quantità di cloruro d’ammonio calcolata teoricamente fornisce l’abbassamento di temperatura desiderato.

LA CONFEZIONE COMMERCIALE DI ANTIEMATOMA

R.R. e L.C. 2000 ( 14 )

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CLORURO DIAMMONIO SOLIDO IDROSSIDO DI BARIO in SOLUZIONE

Sul piano di lavoro troverai un provette con alcune vuote, una pipetta, dei contagocce e una bacchetta di vetro.

PROCEDIMENTO

Prima reazione: introduci un grano di zinco (o una puntina di spatola se è in polvere) in una provetta e aggiungi un ml di solfato di rame(II). Osserva ciò che avviene e scrivi la reazione.(Se non succede niente aspetta qualche minuto prima di passare ad altre reazioni)

Seconda reazione: poni qualche trucciolo di rame in una provetta e aggiungi un ml di solfato di zinco. Ripeti le osservazioni come nel caso precedente e scrivi la reazione.(Se non succede niente aspetta qualche minuto prima di passare ad altre reazioni)

Terza reazione: preleva 1 ml di carbonato di sodio in soluzione, versalo in una provetta e aggiungi lentamente, con il contagocce, un ml di solfato di rame (II). Scrivi la reazione.

Quarta reazione: ripeti l'operazione precedente, mescolando un ml di ioduro di potassio e 1 ml di acqua di cloro. Scrivi la reazione.

Quinta reazione: ripeti l'operazione precedente, utilizzando acido cloridrico e idrossido di sodio. Scrivi la reazione.

Sesta reazione: ripeti l'operazione precedente utilizzando acido cloridrico e carbonato di sodio. Scrivi la reazione.

Riporta le tue osservazioni, le formule dei reattivi e le reazioni su una tabella del tipo seguente:

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TABELLA

REAGENTE A REAGENTE B OSSERVAZIONI REAZIONI BILANCIATE

1

2

3

4

5

6

DOMANDE

1. Descrivi con cura ciò che hai osservato durante la prova.

2. Completa le reazioni e assegna il nome ai prodotti formati.

3. Classifica ciascuna reazione secondo il gruppo di appartenenza (combinazione, decomposizione, semplice e doppio scambio).

MATERIALE : portaprovette con sette provette da saggio, bacchetta di vetro, contagocce, soluzioni dei composti usati a concentrazione 1÷ 6 M circa, truccioli di rame, zinco in discoidi (o in polvere).

L.M.2000 ( 15 )

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(come analizzare i composti chimici)

Sul piano di lavoro troverai un portaprovette con alcune provette vuote, un cilindro graduato, una bacchetta di vetro, contagocce e una serie di reattivi.

PROCEDIMEMTO

1. Osserva e annota l’aspetto delle soluzioni dei tre reattivi di riferimento: il cromato di potassio (K2CrO4 ) il carbonato di sodio ( Na2CO3 ) e il cloruro di sodio (Na Cl). Scrivi la formula di questi sali sulla tabella.

2. Poni una punta di spatola di nitrato di magnesio Mg(NO3)2 in una provetta e aggiungi 5 ml d'acqua distillata. Agita con la bacchetta di vetro per sciogliere il sale e annota la formula del composto.

3. Versa 1 ml del nitrato di magnesio così preparato in altre tre provette piccole e aggiungi:

alla prima provetta un ml di cromato di potassio; alla seconda provetta un ml di carbonato di sodio; alla terza provetta un ml di cloruro di sodio.

4. Agita e osserva il colore, l'eventuale precipitato, lo viluppo di bollicine, l'eventuale sviluppo di calore o la mancanza totale di reazioni.

5. Annota sinteticamente le tue osservazioni su una tabella come quella seguente:

ANIONI CATIONI CrO4

2- CO32- Cl -

Na+

Mg++

Zn++

Hg++

Pb++

catione incognito

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6. Svuota le provette nel recipiente di recupero in dotazione al laboratorio e lava tutto accuratamente.

7. Ripeti le operazioni dei punti (2), (3) e (4), usando il nitrato di sodio al posto del nitrato di magnesio.

8. Continua l'esperienza con gli altri sali a disposizione. Completa lo schema precedente analizzando anche il campione sconosciuto che ti sarà stato assegnato.

DOMAMDE

1. Qual è il catione sconosciuto?

2. Scrivi e bilancia le reazioni osservate durante l'esperienza. Ad esempio:

NaNO3 + K2CrO4 ?

3. Perché i sali dei cationi esaminati sono tutti dei nitrati?

4. Nelle reazioni come quelle viste in questa esperienza, alcuni ioni vengono detti "spettatori": sapresti spiegare perché ?

MATERIALE: portaprovette con sette provette, un cilindro graduato da 50 ml, una bacchetta di vetro; soluzioni di NaCl, cromato di potassio, carbonato di sodio e nitrati (o acetati) di sodio, magnesio, piombo, mercurio, zinco.

L.M.2000 ( 16 )

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Sul piano di lavoro troverai un portaprovette con alcune provette, un cilindro graduato, contagocce, una bacchetta di vetro e una serie di reattivi.

PROCEDIMEMTO

1. Osserva e annota l’aspetto delle soluzioni dei tre reattivi di riferimento, l’acido cloridrico(HCl), il nitrato di bario Ba(NO3)2 e il nitrato di piombo(II) Pb(NO3)2 . Scrivi la formula di questi sali sulla tabella.

2. Poni una punta di spatola di carbonato di sodio Na2CO3 in una provetta e aggiungi 5 ml d'acqua distillata. Agita con la bacchetta di vetro per sciogliere il sale e annota la formula del composto.

3. Versa 1 ml del nitrato di magnesio così preparato in altre tre provette piccole e aggiungi:

- alla prima provetta un ml di HCl ;- alla seconda provetta un ml di Ba(NO3)2 ;- alla terza provetta un ml di Pb(NO3)2.

4. Riporta i risultati ottenuti su una tabella come quella seguente:

TABELLA

CATIONI ANIONI H+ Ba++ Pb++

CO32-

SO4 2-

Cl-

I-

NO3 -

anione incognito

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5. Agita e annota ciò che avviene: colore, formazione di un precipitato, sviluppo di gas oppure la mancanza di qualsiasi reazione. Lava accuratamente le provette.

6. Ripeti le operazioni dei punti (2), (3) e (4), sostituendo al carbonato di sodio, una alla volta, le soluzioni dei sali seguenti: solfato di sodio, cloruro di sodio, ioduro di potassio e nitrato di sodio.

7. Terminata la serie di reazioni e annotate le osservazioni, analizza il campione sconosciuto.

DOMAMDE

1. Qual è l'anione sconosciuto?

2. Scrivi e bilancia le reazioni osservate durante l'esperienza.

3. Perché sono stati utilizzati sali di sodio e di potassio per preparare le soluzioni degli anioni?

MATERIALE: portaprovette con sette provette, un cilindro graduato da 50 ml, una bacchetta di vetro; soluzioni di HCl, nitrato di bario, nitrato di piombo(II) e sali di sodio (o di potassio) degli ioni carbonato, solfato, cloruro, ioduro e nitrato (la concentrazione massima consigliata è in genere 0,1 M).

L.M. 2000 (17 )

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PREPARAZIONE DI ALCUNE SOLUZIONI USANDO SOLUTI SOLIDI

Prerequisiti: concetti di soluzione, peso molecolare, mole e molarità.

Sul piano di lavoro troverai alcuni palloni tarati, un becher da 250 ml, una bacchetta di vetro e un imbutino. Userai inoltre la bilancia tecnica e una serie di sali solidi (soluti).

PROCEDIMENTO

Ogni gruppo di lavoro preparerà due delle seguenti soluzioni e per ciascuna di esse calcolerà e scriverà sul palloncino la molarità esatta.

PRIMO GRUPPO: Sciogli 0,05 moli di NaCl in un pallone da 500 ml Sciogli 1/50 di mole di Na2CO3 in un pallone da 100 ml

SECONDO GRUPPO: Sciogli 1/40 di mole di CH3COONa.3H2O in un pallone da 100 ml Sciogli 0,02 moli di K2CO3 in un pallone da 250 ml

TERZO GRUPPO: Sciogli 0,05 moli di KCl in un pallone da 250 ml Sciogli 0,025 moli di CH3COOK in un pallone da 100 ml

QUARTO GRUPPO: Sciogli 0,02 moli di Na3PO4 in un pallone da 250 ml Sciogli 1/30 di mole di Na2SO4 in un pallone da 100 ml

QUINTO GRUPPO: Sciogli 0,02 moli di Na2CO3 in un pallone da 500 ml Sciogli 1/50 di mole di K2CO3 in un pallone da 100 ml

DOMANDE

A. Qual è la molarità di ciascuna soluzione?

B. Quale delle due soluzioni è più concentrata?

C. Quale delle due soluzioni contiene più molecole di soluto?

MATERIALE: 5 palloni da 100 ml, 3 palloni da 250 ml e 2 palloni da 500 ml; 5 becker da 100 ml, 5 spatoline, 5 bacchette di vetro, 5 imbutini, 5 contagocce, spruzzette e bilancia. Sostanze solide indicate nel procedimento.

L.C. 2001 ( 18)

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Durante questa esperienza esamineremo il ruolo di alcuni fattori che influenzano la velocità di reazione: la temperatura, la concentrazione o la quantità di sostanza.

La reazione che prenderemo in esame (reazione "a tempo") si esegue mescolando le due soluzioni seguenti:

1. SOLUZIONE A -soluzione acquosa di iodato di potassio 0,004 M.

2. SOLUZIONE B -soluzione acquosa di solfito acido di sodio 0,002 M.

Le due soluzioni vengono mescolate in presenza di salda d'amido, che funge da indicatore di fine reazione: quando lo ione bisolfito sarà completamente consumato, si formerà dello iodio che in presenza di salda d'amido colorerà la soluzione in blu.

ESPERIENZA

PRIMA PARTE: influenza della quantità dei reagenti sul tempo di reazione

La prova si esegue mescolando 10 ml di di iodato di potassio, con 10 ml di solfito acido di sodio, in un beaker da 50 ml e in presenza di 4 o 5 gocce di salda d'amido. Si fa partire immediatamente il cronometro e si interrompe quando comparirà la colorazione blu.

Si ripete la prova con quantità diverse dei reagenti e si completa la tabella seguente:

REAGENTE A

( ml )

REAGENTE B( ml )

gocce di indicatore

moli diIO3

-moli diHSO3

-Conc.IO3

-Conc.HSO3

-TEMPOsecondi

10 10 4

7 7 3

5 5 2

DOMANDE:

1) -Esiste una relazione tra il tempo di reazione e la quantità (moli) di prodotto ottenuto?

2) -Esiste una relazione tra la concentrazione dei reagenti e il tempo di reazione? quale?

SECONDA PARTE: influenza della concentrazione sul tempo di reazione

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Si determinano i tempi di reazione variando la concentrazione di uno dei composti che partecipano alla reazione, mantenendo costante il volume totale. I risultati ottenuti vengono riportati in tabella:

REAG. A + H2O

REAGENTE B GOCCE

di ind.M O L I CONCENTRAZIONE TEMPO

(secondi)ml ml ml IO3- HSO3- IO3- HSO3-

10 0 10 4

9 1 10 4

8 2 10 4

7 3 10 4

6 4 10 4

DOMANDE

a) calcola la concentrazione dei reagenti per ciascuna delle prove eseguite;

b) che importanza può avere mantenere il volume totale costante?

c) riporta i risultati su un grafico, con le concentrazioni di A in ascissa e i tempi in ordinata;

d) guardando il grafico ottenuto, cosa puoi dire dell'influenza della concentrazione sul tempo di reazione? che relazione esiste tra le due variabili concentrazione/tempo?

TERZA PARTE: influenza della temperatura sulla velocità di reazione

La reazione viene esaminata mantenendo costante i valori delle concentrazioni e variando la temperatura (a partire da quella ambiente).

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REAZIONE TRA ml di A e ml di B (ripeti più volte l’esperienza a temperature diverse)

T °C

Tempo(sec)

- costruisci un grafico TEMPERATURA - TEMPO (la T sulle ascisse);

- quali informazioni puoi dedurre dal diagramma?

MATERIALE: soluzione di iodato di potassio 0,004 M, soluzione acquosa di solfito acido di sodio 0,002 M, soluzione di salda d’amido, cronometro, beker da 100 ml e da 600 ml (per bagnomaria), termometro, ghiaccio.

L.M. 2000 ( 19 )

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Durante questa esperienza studierai il comportamento di una reazione alle condizioni d'equilibrio e analizzerai i fattori che influenzano l'equilibrio stesso.

PROCEDIMENTO

1- Nel cilindro graduato da 50 ml versa 15 ml di soluzione di solfocianuro di potassio ( KCNS ) e

15 ml di soluzione di cloruro ferrico ( FeCl3 ). Osserva e annota ciò che avviene. 2- Scrivi al centro del foglio di carta da filtro la seguente reazione:

FeCl3 + SCN- Fe (SCN)++ + 3 Cl- (ione complesso) rosso

1 [ riferimento ] 2 [ KCNS ]

Scrivi la reazione

3 [ FeCl3 ] 4 [ KCl ]

3- Versa 6 ÷ 7 ml della soluzione preparata nel cilindro, in ciascuno dei quattro vetrini e numerali da 1 a 4, disponendoli ai vertici del foglio di carta: il primo vetrino servirà da riferimento per il confronto con gli altri tre.

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4- Nel secondo vetrino aggiungi una punta di spatola di cristalli di KCNS e agita lentamente (annota sul quaderno ciò che avviene).

5- Nel terzo vetrino aggiungi qualche cristallo di FeCl3 con le stesse modalità del caso precedente.

6- Nel quarto vetrino aggiungi due spatolate di KCl(s) , con le stesse modalità del caso precedente.

DOMAMDE

1. Nel primo vetrino la reazione è avvenuta in modo completo? (se non riesci a rispondere passa alle domande successive).

2. Basandoti su ciò che hai visto nel secondo vetrino, indica quale dei due reattivi (Fe3+o SCN -) è presente nel vetrino N°1, insieme ai prodotti della reazione. E considerando i risultati del vetrino N°3 ?

3. In che modo l'aggiunta del reattivo fatta nel quarto vetrino influenza la reazione ?

4. Ora puoi rispondere alla prima domanda e spiegare il significato di equilibrio chimico.

5. L'equilibrio chimico è generalmente definito "mobile": cosa significa? Se non sai rispondere prova ad immaginare ciò che avviene aggiungendo FeCl3 solido al quarto vetrino.

6. Sapresti scrivere la costante d'equilibrio della reazione usata?

7. Che significato attribuisci alla doppia freccia della reazione?

8. Utilizzando la costante d'equilibrio ricavata al punto N° 5, sapresti interpretare le alterazioni dell'equilibrio avvenute nei vetrini N° 2 - 3 - 4 ?

MATERIALE: un cilindro graduato da 50 ml, un foglio di carta da filtro (50 x 50 cm ), 4 vetri da orologio grandi, una bacchetta di vetro e una spatola. KCl in cristalli; FeCl 3 0,002 M (preparato da poco e con qualche goccia di HNO3); FeCl3 in cristalli; KCNS 0,01 M e in cristalli.

L.M. 2000 ( 20 )

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