Unità di Modena e Reggio Emilia - Home...

Progetto Lauree Scientifiche

Progetto nazionale Orientamento degli studenti e Formazione degli insegnanti per l’area

chimica

Unità di Modena e Reggio Emilia

Corso sperimentale di laboratorio di Chimica per studenti delle scuole superiori

Descrizione delle esperienze

Rilevazione dei risultati

Modena, maggio 2006

Premessa

Il Progetto Lauree Scientifiche, lanciato dal Ministero dell’Istruzione, Università e Ricerca MIUR nel

2005, con la collaborazione della Conferenza dei Presidi delle Facoltà di Scienze e Tecnologie e di

Confindustria, si pone l’obiettivo di attirare l’attenzione degli studenti delle scuole superiori verso i

corsi di laurea delle materie scientifiche di base, Matematica, Fisica e Chimica, che da tempo

soffrono di una carenza di immatricolazioni, e di migliorare la qualità degli studi universitari in

questi corsi di laurea, così da ottenere un maggior numero di laureati in queste discipline, con una

migliore preparazione. Il Progetto ha una durata biennale, interessando gli anni scolastici 2005-06

e 2006-07 ed è articolato in diversi progetti nazionali, uno dei quali riguarda Orientamento degli

studenti e Formazione degli insegnanti per l’area chimica, cui partecipano 29 sedi universitarie

presso le quali è attivato un corso di laurea triennale della Classe di Scienze e Tecnologie

Chimiche (classe 21).

Il progetto Orientamento degli studenti e Formazione degli insegnanti per l’area chimica prevede

l’attuazione di diversi tipi di azione da parte delle unità operative locali:

• Corsi sperimentali di laboratorio di Chimica per studenti, allo scopo di avvicinare gli studenti

agli aspetti sperimentali della chimica, contribuendo nello stesso tempo a formare gli insegnanti di

chimica.

• Corsi di formazione per insegnanti di scienze, allo scopo di contribuire alla formazione degli

insegnanti di chimica relativamente ad argomenti specifici.

• Esperienze dimostrative e conferenze, visite di studenti, allo scopo di avvicinare gli studenti

agli aspetti sperimentali della chimica, e di aggiornare studenti ed insegnanti alle tematiche attuali

di ricerca in campo chimico.

L’unità locale della Università di Modena e Reggio Emilia ha programmato, tra l’altro, la

realizzazione di un Corso sperimentale di laboratorio, che nell’arco dei due anni ha gli obiettivi di:

• progettare, sperimentare e realizzare laboratori di chimica per gli studenti delle scuole

superiori;

• realizzare nuovi materiali, oppure raccogliere e adattare materiali esistenti per la

comunicazione e la didattica della chimica, da utilizzare nei laboratori;

• formare insegnanti delle scuole e metterli in grado di svolgere autonomamente i laboratori e

altre attività analoghe;

Nel primo anno sono state progettate e realizzate una serie di esperienze di laboratorio, che

sono state proposte agli studenti del Liceo Scientifico “A. Tassoni” di Modena. L’offerta ha riscosso

una ottima accoglienza da parte degli studenti delle classi quarte e quinte, tanto che il numero

degli studenti disponibili superava la massima capienza dei laboratori didattici del Dipartimento di

Chimica. Pertanto si è deciso di svolgere le attività programmate con i soli allievi delle classe

quinte, ricevendo l’adesione di 43 studenti. Due degli insegnanti di Scienze del Liceo, le proff.

Caterina Bortolani e Paola Fregni, hanno dato la loro disponibilità a partecipare attivamente alla

progettazione e realizzazione del laboratorio.

Nella prima parte del fascicolo sono riportate, per ogni esperienza, le schede introduttive che

sono state consegnate agli studenti. Non tutti gli studenti partecipanti hanno effettuato tutte le

esperienze, ma 34 di essi ne hanno seguito la maggior parte. Tenendo presente che la

partecipazione era su base volontaria, si tratta sicuramente di una conferma dell’interesse degli

studenti. Alla fine del ciclo di esperienze, è stato sottoposto un questionario agli studenti, i cui

risultati sono riportati nella seconda parte di questo fascicolo. La programmazione dell’attività per

l’anno scolastico 2006-07 terrà conto anche di queste risposte.

L’attività si è svolta nel periodo ottobre 2005 – aprile 2006 ed è stata coordinata dai proff.

Gianantonio Battistuzzi e Claudio Fontanesi del Dipartimento di Chimica, che hanno usufruito della

collaborazione delle proff. Paola Ambrogi e Rossana Zanoli, supervisori della Scuola di

Specializzazione per l’Insegnamento Secondario SSIS, nonché dell’aiuto dei dott. Stefano

Casalini, Giulia Di Rocco, Paolo Ferrarini ed Alfonso Pedone, che stanno svolgendo un periodo di

formazione post-laurea presso il Dipartimento di Chimica. Tre tirocinanti della SSIS (dott. Maria

Cannio, Roberto Ferrari Valeriani e Paola Montorsi) hanno seguito e monitorato le attività svolte

dagli studenti, ricavando da questa esperienza il materiale per la loro Tesi di specializzazione.

Il contributo finanziario per la realizzazione di questa attività è venuto dal MIUR, dall’Ufficio

Scolastico Regionale per l’Emilia Romagna, dalla Università di Modena e Reggio Emilia (anche

attraverso la SSIS ed il Dipartimento di Chimica) e dalla Fondazione Cassa di Risparmio di

Modena.

Il responsabile della Unità locale

prof. Ulderico Segre

Prima parte

Descrizione delle esperienze

I – MISURE DI FORZA ELETTROMOTRICE DI UN GENERATORE ELETTROCHIMICO

II – DETERMINAZIONE DELLA COMPOSIZIONE DI UN MISCUGLIO METALLICO

III – ESPERIENZA SULLA CORROSIONE DEL FERRO

IV - DETERMINAZIONE DEL CONTENUTO DI ACIDO ACETICO IN UN ACETO

V – PROPRIETÀ METALLO-LEGANTI DI UNA PROTEINA

VI – OSCILLATORE AD ACQUA SALATALA

APPENDICE 1: POTENZIALI STANDARD:

APPENDICE 2: LO STATO GASSOSO

I-1

I – MISURE DI FORZA ELETTROMOTRICE DI UN GENERATORE

ELETTROCHIMICO

1. Cella galvanica o pila

Una cella galvanica può essere pensata come il risultato ottenuto dall’unione di due semi-

elementi galvanici (semicelle). Una semicella è formata da una lamina metallica immersa in

una soluzione acquosa di un sale dello stesso metallo. Le soluzioni contenute nelle due unità

(Fig.1) sono collegate da un ponte salino (nel nostro caso si tratta di una striscia di carta

bagnata con una soluzione satura di KNO3) che ha la funzione di riequilibrare la neutralità

elettrica delle soluzioni. La semicella in cui avviene la semireazione di ossidazione, nella

quale vengono liberati degli elettroni, si chiama anodo (o polo negativo) mentre quella in

cui avviene la semireazione di riduzione si chiama catodo (polo positivo). Gli elettroni

liberati dalla semireazione di ossidazione sull’anodo si trasferiscono per mezzo di un cavo

conduttore esterno verso il catodo dove vengono consumati dalla semireazione di riduzione.

Con un voltmetro è possibile misurare la differenza di potenziale (f.e.m., forza

elettromotrice) generata dalla pila.

2. Aspetti teorici

Le reazioni chimiche in cui si ha un trasferimento di elettroni da una specie ad un’altra sono

note come reazioni di ossido-riduzione o reazioni redox (vedi Appendice). Qualunque

reazione redox si può scomporre concettualmente come la risultante di due semi-reazioni,

una di acquisto di elettroni e l’altra di cessione di elettroni. Si consideri, ad esempio, la

reazione:

+−−+ ++→++ 2)(

2)(4)()(

2)(4

2)( ZnSOCuZnSOCu slzslzsolidosolidoslzslz (1)

Questa può essere scomposta nelle seguenti semireazioni:

−+ +→ eslzsolido 2ZnZn 2)()( semireazione di ossidazione

)(2

)( Cu2Cu solidoslz e →+ −+ semireazione di riduzione (2)


I-2

La specie ossidata Ox e quella ridotta Red di una semireazione sono denominate coppia di

ossido-riduzione e vengono indicate per convenzione con il simbolo Ox/Red. Per esempio:

Zn è la specie ridotta e Zn2+ è la specie ossidata nella coppia redox −+ +→ eslzsolido 2ZnZn 2

)()(

3. Parte sperimentale

La pila che sarà utilizzata è rappresentata in Fig. 1. Si tratta delle cosiddetta Pila Daniell

costituita dalla seguente Catena galvanica:

(-) Pt / Zn / ZnSO4 (1M) // CuSO4 (1M) / Cu / Pt (+)

Fig.1

Il materiale occorrente consiste in:

• Elettrodo di rame, polo (+), catodo.

• Elettrodo di zinco, polo (–), anodo.

• ponte salino (striscia di carta bagnata con soluzione satura di KNO3)

• Soluzioni di solfato di rame: 1M; 0,001 M

• Soluzione di solfato di zinco: 1M

Lo strumento di misura è un millivoltmetro

4. Procedimento e osservazioni

a) Versare la soluzione di CuSO4 1 M nel bicchiere dove avete messo l'elettrodo di rame e la soluzione di ZnSO4 1M dove si trova l'elettrodo di zinco.

b) Collegare il millivoltmetro e misurare la f.e.m. della pila.


I-3

c) Eseguire le operazioni seguenti:

1) Annotare il valore di f.e.m. misurato e le osservazioni relative alla sua stabilità nel tempo:

2) Ripetere l’esperienza impiegando la soluzione di CuSO4 0,001 M. Osservazioni?

3) Mentre il sistema è in fase di misura asportare il ponte salino. Osservazioni?

4) Confrontare i due valori di f.e.m. misurati (sperimentali) con quelli calcolati utilizzando l’equazione di Nernst :

usando i seguenti dati:

E0Pila = E0

Cu2+

/Cu – E0Zn

2+/Zn

E0Pila è la differenza dei potenziali standard delle coppie Redox:

E0Cu

2+/Cu = + 0,34 V,

E0Zn

2+/Zn = – 0,76 V.

logaritmo naturale: ln x = (1/log e) log x = 2,3026 log x

R (costante universale dei gas) = 8,314 J mol–1 K–1

T (temperatura assoluta) = 298 K

F (costante di Faraday) = 96500 C mol–1

n (numero di elettroni scambiati) = 2

[Zn2+] = concentrazione ZnSO4

[Cu2+] = concentrazione CuSO4

5) Immaginate di possedere una semicella costituita da una lamina (elettrodo) di Mg immersa in una soluzione di MgSO4 1 M. Calcolate la f.e.m. della pila nei due casi in cui si sostituisca prima la semicella della coppia Zn2+/Zn, poi la semicella della coppia Cu2+/Cu. Individuare il valore di E0Mg2+/Mg nella tabella dei potenziali standard. Osservazioni?

Catena galvanica 1: (-) Pt / Mg / MgSO4 (1M) // CuSO4 (1M) / Cu / Pt (+)

Catena galvanica 2: (-) Pt / Zn / ZnSO4 (1M) // MgSO4 (1M) / Mg / Pt (+)

⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛+= +

+

]Zn[]Cu[ln ... 2

20

nFRTEmef Pila

II-1


1. Aspetti teorici

In questa esperienza vedremo come è possibile determinare la composizione di un miscuglio

metallico di rame e zinco grazie al diverso valore dei potenziali standard di riduzione dei

due metalli.

Consideriamo cosa succede quando uno dei due metalli, ad esempio Zn, viene in contatto

con una soluzione acquosa di acido cloridrico: il metallo attaccato dall’acido e subisce una

corrosione, sciogliendosi in acqua sotto forma di sale cloruro di zinco. Dato che HCL è un

acido forte, in soluzione acquosa è completamente dissociato in ioni cationi H+ ed anioni Cl-

, così come è dissociato il sale. Si ha la seguente reazione:

−++ ++→++ )(2

)()(2-

)()()( Cl2ZnHCl2H2Zn aqaqgasaqaqsolido (1)

In questa reazione si ha trasferimento di elettroni da una specie ad un’altra e quindi è una

reazione di ossidoriduzione:

Il metallo cede elettroni e si ossida passando in soluzione acquosa sotto forma di ione.

L’idrogeno acquista elettroni e si riduce nella sua forma elementare H2 gassosa.

Questa può essere scomposta nelle seguenti semireazioni:

−+ +→ eslzsolido 2ZnZn 2)()( semireazione di ossidazione

)(2)( H22H gasslz e →+ −+ semireazione di riduzione (2)

Dato che il valore del potenziale standard di riduzione dello zinco E°Zn2+

/Zn(-0.763V) è

minore di quello dell’idrogeno(che è per definizione zero, in quanto costituisce il potenziale

di riferimento), la reazione avviene nel senso indicato. Viceversa, la corrispondente reazione

per il rame:

−++ ++→++ )(2

)()(2-

)()()( Cl2CuHCl2H2Cu aqaqgasaqaqsolido (3)


II-2

Non avviene in quanto il potenziale di riduzione del rame E°Cu2+

/Cu(0.340V) è maggiore di

quello dell’idrogeno (i valori dei potenziali standard di riduzione sono riportati

nell’Appendice 1 sulle reazioni di ossidoriduzione).

Dalla reazione (1) si ricava che il numero di moli di H2 è uguale al numero di moli di Zn.

Pertanto, dalla misura del numero di moli di H2 liberate è possibile risalire a quelle di Zn

presenti nel miscuglio e quindi alla composizione di quest’ultimo.

Applicando l’equazione dei gas ideali (vedi Appendice 2), si ottiene che

RTPV

=2Hn (4)

perciò il numero di moli di H2 formato nH2 è ricavato misurando il volume di gas liberato

quando la reazione (1) avviene a pressione e temperatura ambiente.


I materiali sono:

• Miscela solida Cu-Zn a composizione incognita

• Soluzione HCl concentrato (37%)

• Acqua distillata

La disposizione sperimentale è indicata in Figura 1.

A

B

C D

E

A

B

C D

E

Figura 1


II-3

A Provettone codato, dove va posto il campione di miscuglio metallico da analizzare

B Imbuto gocciolatore, dove va posto HCl

C Beuta codata da 400 cm3, riempita di H2O distillata fino a 4-5 cm dalla coda

D Becker da 400 cm3, riempito con circa 200 cm3 di H2O distillata

E Sifone di collegamento fra la beuta codata ed il becker

Il meccanismo di funzionamento è il seguente:

1) HCl gocciola dall’imbuto gocciolatore B al provettone A, dove avviene la reazione (1)

2) H2 liberato passa dal provettone codato A alla beuta C, spostando un volume di H2O pari

al suo, volume che andrà nel becker D

3) Determinando la massa di H2O spostata è possibile risalire al suo volume (vedi dopo, al

punto 2 del paragrafo Calcoli), che coincide con quello di H2 liberato dalla reazione fra

Zn e HCl. Noto quest’ultimo, è poi possibile calcolare il numero di moli di H2 liberato

(sfruttando l’equazione dei gas ideali), che coincidono con quelle di Zn presenti nel

campione.


• Pesare su un vetrino da orologio circa 0.2gr del campione incognito di Cu-Zn

mcampione=________________________________________________

• Porre il solido nel provettone A e coprirlo con 5 mL circa di acqua distillata

• Montare l’imbuto gocciolatore B e riempirlo con 10 mL di HCl (con il rubinetto chiuso)

• Riempire la beuta codata C con acqua distillata fino a 5 cm circa dalla coda

• Versare nel becker D 200 mL circa di acqua distillata

• Pesare il becker D contenente l’acqua

m iniziale(becker+acqua) = ___________________________________

• Riempire il sifone E con acqua distillata aiutandosi con una siringa e un secondo becker

(evitare bolle d’aria); chiudere la pinza centrale e collegare come in figura

• Aprire lentamente il rubinetto dell’imbuto gocciolatore B e far gocciolare HCl sul

campione: cosa osservi? __________________________________________________

_______________________________________________________________________

• Chiudere il rubinetto dell’imbuto prima di svuotarlo completamente. Osservazioni:

Che gas si è sviluppato nella reazione?_____________________________________

A C

D


II-4

Cosa è successo al livello di acqua nella beuta?______________________________

Cosa è successo al livello di acqua nel becker?______________________________

• Una volta terminata la reazione, abbassare il becker in modo che i livelli di liquido nei

due recipienti siano uguali, così che la pressione del gas raccolto in C sia uguale alla

pressione atmosferica che insiste sul liquido del recipiente D

• Chiudere la pinza del sifone, toglierlo e pesare il becker con l’acqua

m finale (becker+acqua) =_____________________________________

4. Calcoli

I. La massa di acqua spostata è:

=−= ++ )m(iniziale)m(finalem OHbeckerOHbeckerOH 222________

II. Il volume di acqua spostata:

==OH

OHOH

2

2

2 dm

V ________

OH2d è il valore della densità dell’acqua a temperatura ambiente.

III. Il volume d’ idrogeno sviluppato si calcola sottraendo al volume di acqua spostata il

volume di HCl aggiunto nel provettone (che anch’esso ha contribuito a spostare acqua

nella beuta):

=−= HClOHH VVV22

________

IV. Consideriamo che le pressioni che insistono sui liquidi nella beuta e nel becker sono:

OHH 22PP)beuta(P +=

atmP)becker(P =

dove atmP è la pressione atmosferica sperimentale e OH2P è la tensione di vapore dell’acqua a

temperatura ambiente (i cui valori sono dati nella Tabella in Appendice 2). D’altra parte,

avendo raggiunto l’equilibrio, le due pressioni debbono essere uguali, e quindi la pressione

dell’idrogeno prodotto si ricava dall’espressione:

=−= OHH 22PPP atm _______

V. Il numero di moli di idrogeno è ottenuto usando la equazione (4)

=⋅

=RT

VPn 22

2

HHH ________


II-5

VI. Data la stechiometria della reazione (1), il numero di moli di Zn è uguale al numero di

moli di H2 e la massa dello zinco reagito è:

ZnZn PMnm ⋅= Zn ________

dove PMZn è il peso atomico dello zinco

VII. Infine, la percentuale di zinco nel campione iniziale è data da:

=×= 100campionem

Znm%Zn ________

III-1


1. La corrosione

La corrosione di un metallo, dal punto di vista chimico consiste in una reazione tra metallo

ed ossigeno che trasforma la superficie del metallo in un ossido. L’ossigeno presente in

atmosfera è in generale l’agente di questa reazione, ed un elementare procedimento anti-

corrosivo consiste nel proteggere la superficie del metallo ricoprendola con una vernice.

E’ esperienza comune che la presenza di acqua favorisce la corrosione (basta pensare a

superfici metalliche quali la carrozzeria delle automobili o ad un qualunque metallo posto in

contatto con “l’acqua di mare”). In particolare, il processo di corrosione che avviene in un

sistema costituito da una goccia d'acqua in contatto con una superficie metallica può essere

interpretato sulla base del modello della corrosione per aerazione differenziata, rappresentato

in Figura 1. Paradossalmente, questo tipo di processo di corrosione avviene, in modo

preferenziale, nella zona di metallo “protetta” (al centro della goccia), piuttosto che nella

zona anulare della goccia. La driving force (forza guida) del processo di corrosione è

determinata dalla diversa concentrazione di ossigeno presente nella zona centrale della

goccia (bassa) rispetto a quella che è presente nella zona dove esiste il contatto tra

metallo/acqua/aria (alta).

Le reazioni chimiche attive durante il processo di corrosione si possono evidenziare

utilizzando una soluzione contenente un indicatore di pH (fenoftaleina) e ferricianuro di

potassio K3[Fe(CN)6]. L’aumentare del valore del pH è segnalato dalla fenoftaleina che vira

di colore da incolore a rosa sul bordo della goccia. Il ferricianuro di potassio evidenzia le

zone soggette a corrosione, formando un complesso di colore blu con gli ioni Fe++ (zona più

interna alla goccia, vedi Figura 1).

2. Aspetti teorici

La differente concentrazione dell’ossigeno disciolto nell’acqua della goccia fa sì che nella

zona ricca di ossigeno, contatto tra metallo/acqua/aria, sia favorita la seguente reazione di

riduzione:


III-2

−

→++ −)(2)(2 4OH4 OHO slzslz e (1)

che costituisce una semireazione di riduzione (vedi Appendice 1). Gli elettroni coinvolti

nella reazione di riduzione possono essere forniti dal processo di ossidazione del metallo che

avviene nella zona centrale della goccia, che può essere immaginata come una 'semicella'

povera di ossigeno. La semireazione di ossidazione è:

−+ +→ eslzsolido 2FeFe 2)()( (2)

che sintetizza il processo di corrosione della superficie metallica. Gli ioni Fe +2 , a contatto con

H2O, danno luogo a processi di idrolisi:

++ +→+ (slz)2(solido)22(slz) H2Fe(OH)OH2Fe (3)

Il ferro può andare poi incontro a dei successivi processi sia chimici (reazioni con acqua,

reazione con anione carbonato) che di ossidazione (ancora a spese dell’ossigeno): Fe2+ →

Fe3+ + e–. Le varie specie chimiche che si formano in questo modo (ossidi, ossidi idrati,

idrossidi, idrossidi idrati, carbonati) concorrono a formare la ruggine, che è un composto che

non ha una stechiometria ben definita.

Nel processo di corrosione giocano un ruolo importante anche i cloruri Cl–, anioni molto

diffusi nelle acque sia superficiali che sotterranee. Infatti, si ritiene che essi siano in grado di

penetrare e superare i film passivanti/auto-protettivi dei metalli, favorendo i processi di

corrosione anche in metalli generalmente molto resistenti come gli acciai inox.

Figura 1


III-3


Il sistema elettrochimico in esame è schematizzato in Figura 2.

Figura 2 Il materiale occorrente consiste in:

• Lastrina di acciaio lucidata a specchio per lappatura e sgrassata con acetone.

• Soluzione acquosa di fenolftaleina e ferricianuro di potassio (indicatori).

• Cloruro di sodio

• Pipetta Pasteur


Le operazioni da effettuare sono le seguenti:

a) Depositare sulla lastrina di metallo una goccia della miscela contenente gli indicatori.

b) Attendere almeno cinque minuti ed osservare lo sviluppo di diverse colorazioni

all’interno della goccia.


III-4

c) In parallelo, le stesse operazioni vanno effettuate (deposito goccia e osservazione) anche

con la miscela di indicatori a cui è stato aggiunto una punta di spatola di NaCl.

Effettuare, in progressione, le seguenti osservazioni:

1) Annotare la colorazione ai bordi e al centro della goccia dovuta alla presenza degli

indicatori.

2) Che cosa indicano dal punto di vista chimico le varie colorazioni osservate in zone

diverse della goccia?

3) Una volta trascorsi 10 minuti dalla deposizione della goccia (quindi dall’inizio del

processo di corrosione), lavare e asciugare (delicatamente) la superficie. Osservi delle

differenze tra la superficie coperta dalla goccia e il metallo circostante?

IV-1

IV - DETERMINAZIONE DEL CONTENUTO DI ACIDO ACETICO IN UN ACETO

1. Acidità totale di un aceto.

L’acidità totale di un aceto si determina titolando l’aceto (previa opportuna diluizione del

medesimo) con una soluzione di idrossido di sodio a titolo noto fino al raggiungimento del

punto equivalente, determinabile o attraverso il viraggio di un opportuno indicatore acido

base (come la fenolftaleina che ha pKa = 9.3) o tramite l’utilizzo di un pH-metro.

L’acidità totale viene convenzionalmente espressa in grammi di acido acetico per 100 ml

di aceto; in pratica si assume che l’aceto sia una soluzione diluita di acido acetico. Questo

non è rigorosamente vero in quanto, anche se l’acido acetico è presente in maggiore

percentuale, esso non è l’unico. Ad esempio, un altro acido normalmente presente negli

aceti è l’acido tartarico.

Secondo la normativa in vigore, in un aceto di vino l’acidità totale non deve essere inferiore

a 6 g di acido acetico per 100 ml di aceto.

2. Aspetti teorici

In generale, la reazione che avviene tra un acido e una base si chiama reazione di

neutralizzazione. La reazione consiste nella combinazione tra gli ioni H+ dell’acido e gli

ioni OH– della base, con la formazione di molecole di acqua e la combinazione dei rispettivi

contro-ioni per formare un sale. Tali reazioni vengono sfruttate nelle titolazioni acido-base.

Queste vengono ampiamente usate nei metodi chimico-analitici, esse fanno parte in

particolare, dei metodi basati sull’analisi volumetrica. Lo schema generale di questi metodi

si basa sull’aggiunta, in piccole aliquote successive, di un determinato volume di uno

standard a concentrazione (titolo) nota ad un determinato volume di una soluzione a

concentrazione sconosciuta, da titolare. La soluzione standard, il titolante, viene aggiunta

finché si verifichi una variazione apprezzabile del pH della soluzione tale da indicare che il

titolante e la sostanza da titolare hanno reagito in maniera completa.

Il requisito fondamentale di questo tipo di analisi è che il titolante e la sostanza da titolare

reagiscano in maniera stechiometrica e che la reazione vada a completamento.

IV – DETERMINAZIONE DEL CONTENUTO DI ACIDO ACETICO IN UN ACETO

IV-2

Nel caso particolare, la quantità di acido acetico (acido debole) presente nel campione di

aceto è determinata sfruttando la reazione di salificazione o neutralizzazione con una

soluzione di NaOH (base forte) per formare il sale acetato di sodio (CH3COONa):

CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → CH3COONa(aq) + H2O(liq.) (1)

Volumi noti di NaOH vengono aggiunti nel becker dalla buretta, facendo avvenire la

reazione (1). Poiché nel corso della reazione una certa quantità di acido acetico viene

consumata, il pH della soluzione passa progressivamente da acido a basico quando tutto

l’acido acetico è stato consumato.

Essendo i coefficienti stechiometrici unitari, al punto equivalente si ha che il numero di moli

di CH3COOH è uguale al numero di moli di NaOH. Perciò dal volume di NaOH necessario

per arrivare al punto equivalente è possibile ricavare il numero di moli di acido acetico

presenti nel volume di aceto prelevato. Da queste è possibile poi risalire ai grammi di acido

acetico presenti in 100 ml di aceto.


L’attrezzatura che sarà utilizzata è mostrata in Fig. 1.

Figura 1. Attrezzatura utilizzata nell’esperienza: A) becker B) buretta C) agitatore magnetico e D) pH-metro


IV-3


• Becker da 200 ml, riempito con 25 ml di aceto e 50 ml di H2O distillata.

• Buretta da 50 ml. Contenente NaOH 1.0 M.

• Agitatore magnetico, su cui va posto il Becker da 200 ml, contenente il campione.

• pH-metro, necessario per seguire la variazione di pH della soluzione di aceto ad ogni

aggiunta successiva di NaOH contenuto nella buretta.


a) Prelevare 25 ml di aceto con un cilindro graduato, porli in un Becker da 200 ml e aggiungere ad essi 50 ml di H2O distillata.

b) Inserire una ancoretta magnetica nel becker contenente l’aceto e porlo sull’agitatore magnetico.

c) Aggiungere al campione di acido acetico 2-3 gocce di una soluzione contenente fenolftaleina.

d) Riempire la buretta con la soluzione 1.0 M di NaOH dopo averla avvinata. Eliminare eventuali bolle d’aria presenti.

e) Azzerare la buretta portando allo zero il menisco superiore della soluzione di NaOH in essa contenuta.

f) Immergere nel campione di aceto contenuto nel becker l’elettrodo a vetro collegato al pH-metro.

g) Accendere l’agitatore magnetico, dando inizio ad una blanda agitazione.

h) Eseguire le operazioni seguenti:

1) Annotare il valore di pH che compare sul display del pHmetro, che corrisponde al pH iniziale del campione di aceto diluito.

2) Procedere con 20 aggiunte successive di 1 ml di NaOH ciascuna, annotando il valore di pH misurato dopo ogni aggiunta (attendere che il valore sul display dello strumento si sia stabilizzato). 3) Procedere a 20 aggiunte successive di 0.5 mL di NaOH ciascuna, leggendo il valore di pH misurato dopo ogni aggiunta (attendere che il valore sul display dello strumento si sia stabilizzato). 4) Costruire una tabella in cui si riporta il volume totale di NaOH addizionato dopo ogni singola aggiunta ed il corrispondente valore di pH letto. 5) Proseguire in questo modo fino a quando il volume totale di NaOH aggiunto alla campione iniziale è pari a 30 mL.

6) Indicare in tabella l’aggiunta che provoca la variazione di colore della soluzione. Di che colore si presenta la soluzione iniziale? E quella finale? Annotare tutte le osservazioni che vi sembrano importanti.


IV-4

Volume di NaOH

(mL) pH

0 1.0 2.0 3.0 4.0 . . .

30.0

5. Elaborazione dei dati e calcolo dell’acidità dell’aceto.

a) Costruire su carta millimetrata un grafico riportando i valori di pH letti in funzione del volume totale di NaOH addizionato in seguito ad ogni singola aggiunta, ottenendo una curva di titolazione simile a quella riportata in Figura 2.

0 5 10 15 20 252

4

6

8

10

12

pH

Volume NaOH aggiunto /mL

Figura 2. Curva di titolazione dell’acido acetico con idrossido di sodio

b) Calcolare la variazione di pH indotta da ogni singola aggiunta rispetto alla precedente ed il corrispondente volume di NaOH (espresso in ml) addizionato nel corso di ogni singola aggiunta:

∆pH = pH (aggiunta N) – pH (aggiunta N-1)

∆VNaOH = VNaOH(N) – VNaOH(N-1)

c) Costruire la corrispondente tabella


IV-5

V(NaOH) ΔV (NaOH) (mL) ΔpH ΔpH/ΔV (NaOH) 0 0 - -

1.0 1.0 2.0 1.0 3.0 1.0 4.0 . . .

30.0

d) Costruire su carta millimetrata un grafico riportando i valori di ∆pH/∆V in funzione delle aggiunte VNaOH.

0 5 10 15 20

0

1

2

3

4

5

6

7

8

dpH

/dV

Volume NaOH aggiunto /mL

Figura 3. Grafico ∆pH/∆V al variare di base aggiunta. Il massimo corrisponde al punto equivalente.

e) Il punto di tale grafico in cui si registra la massima variazione di pH in seguito ad una singola aggiunta corrisponde al punto equivalente, in cui, il n° di moli di CH3COOH presenti nel campione di aceto è uguale al n° di moli di NaOH aggiunte.

f) Dal grafico 2 estrapolare il volume di NaOH necessario per raggiungere il punto equivalente.

g) Le moli di idrossido di sodio necessarie per raggiungere il punto equivalente sono date da:

n° moli NaOH = VNaOH al punto equivalente * MNaOH


IV-6

h) Le moli di acido acetico presenti nel campione iniziale di aceto sono:

mol CH3COOH nel campione = mol NaOH al punto equivalente

i) Massa (in grammi) di acido acetico presente nel campione di aceto analizzato

Massa CH3COOH = n° moli CH3COOH * MM CH3COOH

MM(CH3COOH) = 60.05 g/mol

l) Massa (in grammi) di acido acetico presente in 100 ml di aceto analizzato

massa CH3COOH (in 100ml) = mCH3COOH (g) *100 (ml)/Vcampione (ml)

V-1


1. La transferrina

Il ferro è un elemento essenziale per ogni forma di vita, ma la sua assunzione a pH

fisiologici (attorno alla neutralità) è resa molto difficile dalla precipitazione di Fe(OH)3 che

si verifica in tali condizioni. Gli animali superiori hanno superato questo problema

evolvendo una famiglia di proteine, chiamate transferrine, che sono in grado di coordinare

lo ione Fe3+ presente nei fluidi biologici. A seconda della provenienza, esse svolgono

funzioni fisiologiche differenti: la transferrina del siero dei vertebrati è responsabile del

trasporto del ferro nei fluidi fisiologici, mentre l'ovotransferrina (presente nell'albume

dell'uovo) e la lattoferrina (presente nel latte e in altri fluidi di origine ghiandolare) svolgono

una funzione antibatterica, impedendo ai batteri patogeni di approvvigionarsi del ferro

necessario per la crescita.

Figura 1 Struttura tridimensionale della transferrina

Tutte le transferrine hanno un peso molecolare di circa 80000 Da e presentano la medesima

struttura tridimensionale (Figura 1), formata da una singola catena polipeptidica organizzata


V-2

in due lobi, ognuno dei quali contiene un sito di legame per uno ione Fe3+, indicati

rispettivamente con le lettere C ed N. Tali siti sono molto simili, ma non equivalenti, dal

momento che il Fe3+ si lega preferenzialmente al sito C, il quale svolge la sua attività

metallo-legante già a pH moderatamente acidi, mentre il sito N è in grado di legare Fe3+

solamente a pH neutro o debolmente basico. Affinché le transferrine possano esercitare la

propria funzione fisiologica è necessaria la presenza di ioni carbonato (CO3–2), anche detti

anioni sinergici perchè facilitano l'ingresso dello ione metallico nei siti di legame e

permettono alla proteina di assumere una conformazione chiusa, una volta coordinato il

Fe3+, in modo da renderlo inaccessibile ad altri leganti. In Figura 1 sono rappresentate la

apotransferrina sulla sinistra e la ovotransferrina sulla destra nella quale è evidenziata, in

rosso, la presenza del ferro e dello ione sinergico CO3-2.

2. Aspetti teorici

L’ovotransferrina (OTF) è una proteina in grado di legare due ioni Fe3+ in altrettanti siti di

legame secondo la reazione:

( ) [ ](aq)232(aq.)3(aq.)3

aq. OTF)(HCOFe2HCO2FeOTF −−→++ −−+ (1)

formando un addotto [Fe2- (HCO3-)2 - OTF ] caratterizzato da una colorazione rossa, la cui

intensità è proporzionale alla concentrazione dell’addotto presente in soluzione. Essa

aumenta in seguito alla progressiva formazione di [Fe2 - (HCO3¯)2 - OTF], causata

dall’aggiunta di Fe3+, fino alla completa saturazione dei siti di legame, dopodichè, per

ulteriori aggiunte di Fe3+, non si ha più formazione di addotto e l’intensità della colorazione

della soluzione proteica non aumenta più.

Qualora tutti i siti di legame siano occupati dagli ioni Fe3+, si ha che:

n° moli di OTF = 2 n° moli di Fe3+ aggiunto (2)

Per aggiunte successive di volumi noti di una soluzione (a concentrazione nota) di Fe3+, è

possibile determinare il numero di moli di Fe3+ necessarie per raggiungere la condizione in


V-3

cui l’intensità della colorazione della soluzione proteica è costante, e quindi risalire alla

percentuale di occupazione dei siti di legame della ovotransferrina da parte di Fe3+.


Per misurare le variazioni delle intensità di colore si utilizza lo spettrofotometro, uno

strumento che misura l’assorbimento della radiazione elettromagnetica da parte di soluzioni.

Lo schema di uno spettrofotometro è rappresentato in figura 2:

(Source) Sorgente: emette radiazioni.

(Dispersion device) Monocromatore: seleziona le radiazioni con lunghezze d’onda

più opportune per la misura.

(Sample) Compartimento per cuvette: zona in cui alloggiano le cuvette che

contengono la soluzione campione

(Detector) Rivelatore: misura l’intensità della radiazione dopo che è passata

attraverso la soluzione.

Figura 2. Schema di uno spettrofotometro


• Cuvette da 1 ml di plastica (trasparenti nel visibile) (Fig.3).

• Microsiringhe e micropipette (Fig.4 e Fig.5).

• Spettrofotometro operante nella zona del Uv-visibile (Fig.6).

• Soluzione [OFT]= 4·10-4 M, NaHCO3 10-2 M, TRIS 5 10-2 M, pH 7.4 (pH =7.4).

• Soluzione Fe(NTA) 1.6 x 10-2 M (NTA: ione nitrilotriacetato).


V-4

Figura 3

Figura 4

Figura 5 Figura 6

La molarità indica la concentrazione espressa in mol/dm3.


a) Volumi noti della soluzione di Fe3+ vengono aggiunti, utilizzando la siringa o la

micropipetta, nella cuvetta contenente la soluzione OTF, facendo avvenire la

seguente reazione:

( ) [ ](aq)232(aq.)3(aq.)3

aq. OTF)(HCOFe2HCO2FeOTF −−→++ −−+ (3)

b) Dato che l’addotto [Fe2- (HCO3-)2 - OTF ] presenta un’intensa colorazione rossa, in

seguito alle successive aggiunte di Fe3+, anche la soluzione proteica contenuta nella

cuvetta assume una colorazione rossa sempre più intensa.

c) L’andamento della reazione può quindi essere seguito utilizzando uno

spettrofotometro Uv-visibile che misura l’aumento dell’intensità della colorazione

rossa della soluzione di ovotransferrina per aggiunte successive della soluzione

contenente Fe3+. La colorazione non aumenta più quando le molecole di

ovotransferrina presenti nel campione non sono più in grado di legare ulteriori ioni

Fe3+ (i siti di legame delle molecole proteiche sono saturati da Fe3+).

d) Eseguire le seguenti operazioni:

1) Prelevare 2 aliquote da 1 mL di soluzione di OTF 4 × 10-4 M con una

micropipetta di precisione e porli nelle due cuvette di plastica a vostra disposizione.

Di che colore si presenta la soluzione iniziale di OTF?


V-5

2) Inserire le due cuvette piene negli appositi alloggiamenti all’interno dello

spettrofotometro, chiudere il coperchio e registrare la linea di base (lo zero) dello

spettro operando da 800 nm a 350 nm.

3) Procedere a 15 aggiunte successive di 4.0 μL della soluzione contente Fe(NTA)

1.6 x 10-2 M ciascuna sempre nella stessa cuvetta, registrando lo spettro dopo ogni

aggiunta (attendere almeno 2 minuti dopo l’aggiunta prima di iniziare la

registrazione). Di che colore si presenta la soluzione finale di OTF? Dopo quale

aggiunta l’intensità della colorazione rossa cessa di aumentare?

4) Costruire una tabella in cui riportare il volume totale di soluzione di Fe(NTA) 1.6

x 10-2 M addizionato dopo ogni singola aggiunta ed il corrispondente valore di

assorbanza (proporzionale all’intensità della colorazione rossa) letto a 465 nm

(lunghezza d’onda del massimo di assorbimento di Fe2- (HCO3-)2 – OTF).

In seguito alle aggiunte successive della soluzione contenente Fe3+


V-6

Volume di Fe(NTA) (μL)

Assorbanza a 465 nm

0 Α = 5 Β = 10 Χ = 15 Δ = 20 Ε = 25 Φ = 30 Γ = 35 Η = 40 Ι = 45 Λ = 50 Μ = 55 Ν = 60 Ο = 65 Π = 70 Θ = 75 Ρ=

5. Calcoli

Calcolare:

I. il numero di moli totali di OTF presenti nel campione:

( ) L)in espresso OTF (campione(OTF)totali VMmoliOTFn =°=q (4)

II. il numero di moli di Fe3+ addizionato dopo ogni singola aggiunta

( ) L)in espresso aggiunta (singola)(Feaggiunta singola3 VMmoliFen 3+=°= +x (5)

III. il numero di moli totali di Fe3+ presenti nella soluzione di OTF dopo ogni singola

aggiunta:

( ) ) aggiunta (dopo3

aggiunta singola3 moliFenmoliFen nnnx ++ °=×°= (6)

IV. il rapporto fra il numero di moli di Fe3+ presenti nella soluzione di OTF dopo

ogni singola aggiunta e il numero di moli di OTF presenti nel campione:

qnxn =

°°

=+

(totali)

) aggiunta (dopo3

moliOTFnFemolitotalinα (7)


V-7

V. la differenza fra i valori di assorbanza a 465 nm letti dopo ogni aggiunta e quello

iniziale della soluzione di OTF (prima di iniziare le aggiunte della soluzione di

Fe3+):

( ) ( )aggiunta iniziare di prima465 aggiunta dopo465465 AAA n −=Δ (8)

VI. Riportare tali dati nella seguente tabella:

Volume di Fe(NTA)

(μL) n° moli Fe3+

(singola aggiunta) n° moli totali Fe3+ (dopo aggiunta n)

α ΔA465

0 0 0 0 Α −Α= 5 x = x = x/q = Β −Α = 10 x = 2 x = 2x/q = Χ−Α = 15 x = 3 x = 3x/q = Δ −Α= 20 x = 4 x = 4x/q = Ε −Α= 25 x = 5 x = 5x/q = Φ −Α= 30 x = 6 x = 6x/q = Γ −Α= 35 x = 7 x = 7x/q = Η −Α= 40 x = 8 x = 8x/q = Ι −Α= 45 x = 9 x = 9x/q = Λ −Α= 50 x = 10 x = 10x/q = Μ −Α= 55 x = 11 x = 11x/q = Ν −Α= 60 x = 12 x = 12x/q = Ο −Α= 65 x = 13 x = 13x/q = Π−Α = 70 x = 14 x = 14x/q = Θ −Α= 75 x = 15 x = 15x/q = Ρ−Α = VII. Costruire su carta millimetrata un grafico riportando i valori di ΔA465 calcolati

per ogni singola aggiunta in funzione di α.

α

0.0 0.5 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0

ΔAs

sorb

anza

(465

nm

)

0.0

0.2

0.4

0.6

0.8

1.0


V-8

VIII. Verificare per quale valore di α il valore di assorbanza a 465 nm cessa di

aumentare ( αsaturazione). Tale numero corrisponde al numero di siti di legame saturati

da Fe3+ per ogni molecola di OTF.

IX. Calcolare la percentuale di saturazione dei siti di legame di OTF nelle condizioni

sperimentali da noi usate:

1002

Fe da saturati legami di siti% esaturazion3 ×=+ α (9)

VI-1

VI – OSCILLATORE AD ACQUA SALATALA

1. Caos chimico

L’applicazione delle leggi della termodinamica chimica, accoppiata alla conoscenza della

stechiometria di una reazione e delle condizioni iniziali, consente di determinare, in modo

virtualmente esatto, i rapporti delle quantità di reagenti e prodotti presenti nello stato di

finale in cui si raggiunge l’equilibrio.

Lo studio termodinamico non permette di affrontare altri aspetti fondamentali che

riguardano il “come” e in “quanto tempo” viene raggiunto lo stato finale di equilibrio.

Questi ultimi argomenti costituiscono l’oggetto di studio della cinetica chimica.

Esiste un numero elevato di reazioni chimiche per le quali il controllo è “cinetico”, cioè una

reazione non avviene, malgrado la applicazione dei criteri termodinamici ne assicuri la

spontaneità, perché la sua cinetica è estremamente lenta. L’esempio più importante di

controllo cinetico di un processo chimico “termodinamicamente spontaneo”, è l’esistenza,

in uno stato metastabile, degli esseri viventi (combustile) in una atmosfera che contiene

ossigeno (comburente).

2. Aspetti teorici

In generale, la velocità di reazione, indicata con v, è definita come la variazione della

quantità di un componente della reazione chimica nell'unità di tempo. Tipicamente si fa

riferimento ad una qualche funzione opportuna rappresentativa della concentrazione, Ci:

dtCdv ii /][= (1)

Normalmente, le misure sperimentali mostrano un andamento della concentrazione dei

reagenti e dei prodotti simile a quanto mostrato nella Figura 1. La caratteristica saliente è

che in generale si osserva un andamento monotono della concentrazione nel tempo.

VI – OSCILLATORE AD ACQUA SALATA

VI-2

Figura 1

Non sempre le cose seguono questo schema. Boris Pavlovich Belousov nasce in Russia alla

fine del 19 esimo secolo e si avvicina alla chimica sulle orme del fratello maggiore che

vuole costruire una bomba per uccidere lo zar. Dopo tutte le opportune traversie del caso,

Belousov, che nel frattempo studia chimica in Svizzera e Russia, nel 1951 cerca di

pubblicare un articolo dove si tratta di una reazione molto particolare, la sua spiegazione dei

risultati comporta che le concentrazioni di reagenti e prodotti non diminuiscano e aumentino

in modo monotono durante la reazione, ma “oscillino”. I suoi studi non sono pubblicati (gli

editori interpellati sostengono che la sua spiegazione delle osservazioni sperimentali

comporta la violazione dei principi della termodinamica) e si deve attendere il 1968 perché

la comunità scientifica internazionale si arrenda anche di fronte ai risultati di Zhabotinskii, e

che l’esistenza delle reazioni chimiche “oscillanti” sia infine accettata (comunemente si

parla di reazione BZ).

Dal punto di vista matematico l’esistenza di processi chimici nei quali le concentrazioni di

reagenti e prodotti oscillano, in funzione del tempo, mentre si avvicinano al loro valore

finale di equilibrio, può essere spiegata facilmente.

Un tipico esempio risulta essere il caso di reazioni la cui “time law” (legge temporale) segue

lo schema di reazione di Lotka-Volterra, dove si considera un processo chimico

complessivo la cui cinetica sia dominata da tre step elementari simultanei, uno dei quali

(step 2) prevede un processo di autocatalisi:


VI-3

step 1 XA k⎯→⎯ 1 ]][[2][1/][ YXkAkdtXd −=

step 2 YYX k 22⎯→⎯+ ][3]][[2/][ YkYXkdtYd −=

step 3 PY k⎯→⎯ 3 ][3/][ YkdtPd =

(2)

La risoluzione (effettuata per via numerica) del sistema di equazioni differenziali (3) mostra

che i valori delle concentrazioni di X e di Y oscillano in funzione del tempo, come mostrato

in Figura 2: dove sono riportate in blu la concentrazione di X e in verde quella di Y in

funzione del tempo.

Figura 2

Parte sperimentale

In realtà lo studio di sistemi chimici standard (BZ, BR, ...) oscillanti risulta piuttosto

complesso dal punto di vista sperimentale. Il cosiddetto “Salt Water Oscillator” (Oscillatore

ad Acqua Salata) consente di studiare un sistema la cui dinamica di rilassamento presenta un

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 0

0.5

1

1.5

2

2.5

3


VI-4

andamento oscillante nel dominio del tempo e che è facilmente caratterizzabile dal punto di

vista sperimentale.

. Il sistema è costituito da un contenitore di acqua ad elevata concentrazione di sale (NaCl) e

un serbatoio di acqua (pura), questi sono messi in contatto idraulico attraverso un capillare

di opportuni diametro e lunghezza, Fig. 3, dove il pedice s indica la soluzione e w l’acqua.

:

Figura 3


• Acqua distillata, NaCl, Blu di bromofenolo (oppure un qualsiasi altro indicatore),

• Siringa con innestato il puntale di una pipetta Pasteur.

• Cronometro

• Cilindro graduato

• Eventualmente: due elettrodi di riferimento ed uno millivoltmetro capace di registrare il

potenziale in funzione del tempo).

• Soluzioni: 100 ml di una soluzione satura in NaCl alla quale si aggiungono 15 ml di

indicatore Blu di bromofenolo


a) Riempire con acqua distillata il cilindro di vetro.


VI-5

b) Preparare 100 ml di una soluzione satura di NaCl alla quale si aggiunge 15 ml di

indicatore Blu di bromofenolo.

c) Riempire la siringa con la soluzione descritta nel punto b) e immergerla nel cilindro

graduato avendo cura che il livello dell’acqua nel ciliindro e quello di soluzione interna

alla siringa siano circa allo stesso livello (l’altezza del livello della soluzione satura nella

siringa sia di circa 5 cm).

d) Eventualmente: inserire due elettrodi di riferimento ad Ag/AgCl, collegati al

millivoltmetro, rispettivamente nel cilindro graduato e nella siringa contenente la

soluzione salina satura.

1) Inizialmente, la soluzione satura (colorata) fluirà all’esterno della siringa. Osservare la

natura del flusso dovuto alla diffusione e il suo verso iniziale.

2) Dopo circa 4-5 minuti si potrà osservare che il verso del flusso si inverte e l’acqua

(incolore e trasparente) risalirà il capillare.

3) Utilizzando il cronometro si può misurare l’intervallo di tempo tra i diversi cicli ed

osservarne la costanza. In realtà per tempi lunghi (una giornata circa) questo fenomeno

si smorzerà, fino a raggiungere l’equilibrio finale nel quale la concentrazione del sale è

costante sia all’interno che all’esterno della siringa.

4) Eventualmente osservare come variano gli intervalli di tempo tra i diversi cicli

cambiando i parametri sperimentali L,h,b.

5) Nel caso si abbia a disposizione uno strumento per la registrazione del potenziale e due

elettrodi di riferimento (immersi uno nella siringa e uno nel cilindro) si può registrare

l’andamento della differenza di potenziale nel tempo ottenendo un andamento come

riportato in figura 4.


VI-6

Figura 4

A1-1

APPENDICE 1: POTENZIALI STANDARD:

1. Scala dei potenziali standard di riduzione

Indichiamo con A e B due specie chimiche qualunque. Una generica reazione di

ossidoriduzione può essere scritta in questa forma (trascurando i coefficienti stechiometrici):

redox BA + oxred BA + (1)

oxA specie A nella forma ossidata

redB specie B nella forma ridotta

redA specie A nella forma ridotta

oxB specie B nella forma ossidata

Qualunque reazione di ossidoriduzione si può scomporre concettualmente come la risultante

di due semi-reazioni, nel nostro caso:

redox AA →+ −ne semireazione di riduzione

→redB −+ neoxB semireazione di ossidazione (2)

Possiamo immaginare che le due semi-reazioni rappresentino le reazioni che avvengono

nelle due semicelle di una ipotetica pila, ciascuna con il suo potenziale (Esemicella). La

differenza rispetto ad una pila consiste nel fatto che, mentre nella pila le due semi-reazioni

avvengono separatamente in due recipienti distinti (collegati da un conduttore elettrico e da

un ponte salino in modo da consentire il passaggio di elettroni ed il mantenimento

dell’elettroneutralità delle soluzioni), nel nostro caso le due semi-reazioni avvengono nello

stesso recipiente.

La specie oxA acquista elettroni, riducendosi a redA , a spese della specie redB , la quale li

cede ossidandosi a oxB . Naturalmente sarebbe anche possibile il processo opposto, cioè una

cessione di elettroni dalla specie A alla specie B. Cosa determina il fatto che nella reazione

di ossidoriduzione proceda in un modo o nell’altro? Occorre confrontare il guadagno

energetico delle due semi-reazioni di riduzione: ad ogni semi-reazione di reazione è

associato un diverso valore di potenziale di riduzione E :

A1 – POTENZIALI STANDARD

A1-2

redox AA →+ −ne redox AAE

redox BB →+ −ne redox BBE

(3)

Il valore del potenziale di riduzione definisce la tendenza della semi-reazione di riduzione

ad avvenire, perciò maggiore è il valore di redoxE maggiore è la tendenza della specie

ossidata ad acquistare elettroni per ridursi. Nel nostro esempio, la reazione avviene come

indicato nella eq. (2) dal momento che redox AAE >

redox BBE e quindi oxA ha una maggiore

tendenza a ridursi rispetto a oxB . Se invece fosse redox AAE <

redox BBE , allora la reazione di

ossidoriduzione avverrebbe iene nel senso opposto: redoxoxred BABA +→+ .

Il valore del potenziale di riduzione per una generica coppia redox AA è definito dipende da

vari fattori. Il potenziale standard di riduzione 0AA redox

E corrisponde al potenziale di

riduzione misurato utilizzando soluzioni in cui tutte le specie hanno concentrazione 1M, le

pressioni parziali di tutti i gas coinvolti sono 1 atm e il comportamento di gas e soluzioni è

ideale. Inoltre, dato che il valore del potenziale è relativo ad un valore di riferimento,

occorre anche indicare come sia definito questo punto di riferimento.

Nella pagina seguente è riportata la tabella contenente i potenziali standard di riduzione per

alcune semi-reazioni, costruita assegnando il valore 0 V al potenziale standard di riduzione

della coppia 2HH + , che viene quindi presa come zero di tale scala.

In conclusione, la scala dei potenziali standard di riduzione permette di prevedere, entro

certi limiti, la direzione delle reazioni redox: le specie con maggiori valori di E° ossidano le

specie a minore E°.

2. Il metodo della gamma

Esiste un semplice metodo grafico per prevedere la direzione di ossidoriduzione osservando

la scala dei potenziali standard. Si tratta di scrivere le coppie che partecipano alla reazione

(nel senso della riduzione) su un asse che rappresenta i potenziali standard, quindi tracciare

una curva avente la forma della lettera greca γ (gamma): la reazione procederà proprio nel

senso in cui si è scritta la γ.


A1-3

Aox

Box

Ared

Bred

E0

Aox

Box

Ared

Bred

E0

In questo esempio: oxredredox BABA +→+

Problemi

1) Osservando la scala dei potenziali standard di riduzione, ricava i valori dei potenziali per

queste coppie:

• CuCu 2+ : =+0

CuCu 2E

• 2HH + : =+0

HH 2E

• ZnZn 2+ : =+0

ZnZn2E

2) Applica il metodo della gamma a queste tre coppie, riportando sul grafico le tre coppie, in

ordine crescente di potenziale:

Prova a rispondere a queste domande:

• +H riesce ad ossidare Zn a Zn2+?

• H+ riesce ad ossidare Cu a Cu2+?

• Se aggiungiamo HCl a un miscuglio di Cu e Zn, cosa prevedi che succeda?

• Cosa prevedi che succeda a una barra di argento posta in acido cloridrico

concentrato? Perché?


A1-4

Scala dei Potenziali Standard

Semi–Reazione E° (V)F2(g) + 2e– → 2F– +2.866O(g) + 2H+ + 2e– → H2O +2.420O3(g) + 2H+ + 2e– → O2(g) + H2O +2.070S2O8

2–(aq) + 2e– → 2SO42–(aq) +2.050

Ag2+(aq) + e– → Ag+(s) (HClO4 4f) +1.987NiO2(s) + 4H+ + 2e– → Ni2+(aq) + 2H2 +1.930Co3+(aq) + e– → Co2+(aq) (HNO3 3f) +1.842H2O2 + 2H+ + 2e– → 2H2O +1.780PbO2(s) + SO4

2– + 4H+ + 2e– → PbSO4(s) + 2H2O +1.685Au+(aq) + e– → Au(s) +1.680Ce4+(aq) + 3e– → Ce3+(aq) +1.610MnO4

–(aq) + 5H+ + 5e– → Mn2+(aq) + 4OH– +1.507PbO2(s) + H+ + 2e– → Pb2+(aq) + 2H2O +1.460Au3+(aq) + 3e– → Au(s) +1.420Cl2(g) + 2e– → 2Cl–(aq) +1.358HBrO + H+ + 2e– → Br–(aq) + H2O +1.331Cr2O7

2–(aq) + 14H+ + 6e– → 2Cr3+(aq) + 7H2O +1.232O2(g) + 4H+ + 4e– → 2H2O +1.229Br2(aq) + 2e– → 2Br– +1.087NO3

–(aq) + 4H+ + 3e– → NO(g) + 2H2O +0.96 2Hg2+(aq) + 2e– → Hg2

2+(aq) +0.920H2O2 + 2e– → 2OH– +0.88 Ag+(aq) + e– → Ag(s) +0.7991/2Hg2

2+(aq) + e– → Hg(s) +0.799Hg2

2+(aq) + 2e– → 2Hg(s) +0.797Fe3+(aq) + e– → Fe2+(aq) +0.771O2(g) + 2H+ + 2e– → H2O2 +0.68 MnO4

–(aq) + e– → MnO42–(aq) +0.558

I2(s) + 2e– → 2I– +0.535Cu+(aq) + e– → Cu(s) +0.522ClO4

–(aq) + H2O + 2e– → ClO3– + 2OH–<> +0.360

[Fe(CN)6]3–(aq) + e– → [Fe(CN)6]4–(aq) +0.358Hg2Cl2(s) + 2e– → 2Hg(s) + 2Cl– (NaOH 1f) +0.342Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s) +0.340Cu2+(aq) + e– → Cu+(aq) +0.158Sn4+(aq) + 2e– → Sn2+(aq) (HCl 1.0 f) +0.139Co(NH3)6

3+(aq) + e– → Co(NH3)63+(aq) +0.100

Sn4+(aq) + 2e– → Sn2+(aq) (HCl 0.1 f) +0.0702H+(aq) + 2e– → H2(g) +0.000

Semi–Reazione E° (V)AgCN(s) + e– → Ag(s) + CN– –0.020Pb2+(aq) + 2e– → Pb(s) –0.126CrO4

–(aq) + 4H2O + 3e– → Cr(OH)3(s) + 5OH– –0.130Sn2+(aq) + 2e– → Sn(s) –0.136Mo3+(aq) + 3e– → Mo(s) –0.200Ni2+(aq) + 2e– → Ni(s) –0.230PbCl2(s) + 2e– → Pb(Hg)(s) + 2Cl– –0.262Co2+(aq) + 2e– → Co(s) –0.280Cd2+(aq) + 2e– → Cd(s) –0.403Cr3+(aq) + e– → Cr2+(aq) –0.407Fe2+(aq) + 2e– → Fe(s) –0.447Cr3+(aq) + 3e– → Cr(s) –0.744Zn2+(aq) + 2e– → Zn(s) –0.763Mn2+(aq) + 2e– → Mn(s) –1.185Al3+(aq) + 3e– → Al(s) (NaOH 0.1f) –1.706Na+(aq) + e– → Na(s) –2.71Ca2+(aq) + 2e– → Ca(s) –2.76Sr2+(aq) + 2e– → Sr(s) –2.89Ba2+(aq) + 2e– →Ba(s) –2.912Cs+(aq) + e– → Cs(s) –2.92K+(aq) + e– → K(s) –2.92Ba(OH)2(s) + 2e– →Ba(s) + 2OH– –2.990Li+(aq) + e– → Li(s) –3.040N2(g) + 2H+ + 2e– → 2HN3 –3.100Ca+(aq) + e– →Ca(s) –3.800Sr+(aq) + e– →Sr(s) –4.100

A2 - 1

APPENDICE 2: LO STATO GASSOSO

Le proprietà di un gas che più immediatamente si impongono all’osservazione sono il volume (che

coincide con quello del contenitore), la pressione, la temperatura. Ovviamente, quando parliamo di

un gas ci riferiamo ad una determinata quantità di esso, traducibile, una volta nota la composizione,

nel numero di moli.

1. La pressione e le sue unità di misura.

La pressione esprime l’effetto di una forza che agisce sopra una superficie:

SFP = (1)

S rappresenta l’area di superficie (perpendicolare alla direzione della forza). Ora, maF = (con m la

massa ed a l’accelerazione), quindi le dimensioni fisiche di una forza sono:

2

)(tempo

lunghezzamassa× cioè 2]][][[ −TLM nel SI

Ne viene che le dimensioni della pressione saranno:

2

2

][]][][[

LTLM −

ossia 21 ][]][[ −− TLM

Nel SI l’unità di misura della forza è il Newton (simbolo N), corrispondente al prodotto della massa

di 1 kg per l’accelerazione di 1 metro al secondo per secondo:

1 N = 1 kg m s–2

L’unità di misura della pressione è il Pascal (simbolo Pa)

1 Pa = 1 N m–2

Vi sono altre unità di misura per la pressione, che hanno origine storica e sovente prevalgono

nell’uso comune. L’atmosfera (simbolo atm) misura la pressione di una colonna di 760 mm di

mercurio, da cui discende anche l’uso dell’unità millimetro di mercurio (simbolo mmHg). Quindi,

dato che la densità del mercurio è 13.6 g/cm3:

1 atm = 101325 Pa

1 mmHG = 133,32 Pa

Inoltre, si usa talora il bar (simbolo bar) come abbreviazione per 105 Pascal:

1 bar = 105 Pa

A2 – LO STATO GASSOSO

A2 - 2

2. I gas e le loro leggi.

In questa sezione richiameremo le principali leggi dei gas, deducibili dall’indagine sperimentale.

Le molecole mono o poliatomiche che costituiscono un gas si agitano incessantemente, muovendosi

nello spazio con una velocità che dipende dalla temperatura. Questo moto produce, fra l’altro,

l’effetto di pressione contro le pareti del recipiente, tramite gli urti delle singole particelle che lo

colpiscono.

Contemporaneamente, le molecole sono soggette alle interazioni attrattive e repulsive tra di loro,

atte a modificarne il movimento in una misura che dipende dalla distanza intermolecolare. Una

legge che volesse correlare pressione, volume e temperatura, tenendo conto di tutti questi fattori,

risulterebbe estremamente complicata. Fortunatamente le interazioni decadono velocemente con

l’aumento della distanza e ciò permette di ritenere che un gas, in condizioni ordinarie, cioè piuttosto

rarefatto, si comporti semplicemente come un insieme di particelle indipendenti in movimento:

l’agitazione termica, cioè, rende trascurabili gli effetti delle interazioni. Così stando le cose,

l’espressione che correla p, V e T risulta assai semplice.

2.1 Il gas ideale.

Per gas ideale si intende un gas che possieda le seguenti proprietà:

• Molecole puntiformi (cioè prive di dimensioni) che interagiscono tra loro e con le pareti del

recipiente mediante urti elastici;

• Non esistono forze di interazione a distanza tra le molecole del gas;

• L’energia cinetica media delle molecole del gas è direttamente proporzionale alla

temperatura: TmvEC ∝= 221

2.2 L’equazione di stato del gas ideale.

L’equazione di stato dei gas ideali, o legge dei gas ideali, descrive le condizioni fisiche di un gas

perfetto o ideale, correlandone le grandezze che ne definiscono completamente lo stato fisico::

quantità di sostanza, pressione, volume e temperatura. La sua espressione più comune è:

nRTpV = (2)

in cui p è il valore della pressione del gas, V è il volume occupato dal gas, n è il numero di moli del

gas, R è una costante universale, detta costante dei gas, il cui valore è 8.314472 J/mol K nel Sistema

Internazionale e T è la temperatura assoluta del gas.

Questa equazione rappresenta una generalizzazione delle leggi empiriche osservate da Boyle (in un

gas, in condizioni di temperatura costante, il volume è inversamente proporzionale alla pressione),

Charles (in un gas a volume costante, la pressione è proporzionale alla temperatura assoluta) e Gay


A2 - 3

Lussac (in un gas a pressione costante, il volume è proporzionale alla temperatura assoluta),

ottenibili rispettivamente ponendo T = costante ovvero V = costante ovvero p = costante.

L’equazione di stato dei gas perfetti descrive bene il comportamento dei gas reali per pressioni non

troppo elevate e per temperature non troppo vicine alla temperatura di liquefazione del gas.

Considerando lo stesso numero di moli, si ricava per due condizioni diverse di pressione, volume e

temperatura:

2

22

1

11

TVP

TVP

= (3)

Esempio

Quale temperatura occorre imporre ad un gas, inizialmente a 268 K, affinché la sua pressione

aumenti da 312 mmHg a 825 mmHg, mentre il volume viene ridotto da 0.85 dm3 a 0.15 dm3 ?

Risposta. Poiché ci si riferisce ad una quantità determinata di gas, n = costante, sicchè si può usare

l’equazione 3 esplicitando Tfin:

inin

finfininfin Vp

VpTT =

Introducendo i dati avremo:

K125dm85.0mmHg312dm15.0mmHg825K268 3

3=

××

=finT

Il valore richiesto è dunque 125 K.

2.3 Tensione di vapore saturo.

Per capire cos’è la pressione o tensione di vapore saturo immaginiamo di eseguire il seguente

esperimento. Mettiamo un po’ d’acqua in un recipiente chiuso collegato con un manometro, dopo

aver tolto l’aria (per cui la pressione p ≈ 0). L’acqua incomincia ad evaporare e di conseguenza si

osserva un progressivo aumento di pressione sul manometro fintantoché il processo non si arresta:

siè raggiunto l’equilibrio tra la fase liquida e la fase di vapore. Se la temperatura resta costante,

anche la pressione non varia più. Anche dopo parecchi giorni la situazione non cambia e se la

temperatura viene mantenuta a 25°C, la pressione del vapore si stabilizza sul valore costante di

3.167 kPa che è detta pressione o tensione di vapore saturo. La tensione di vapore è perciò la

pressione che si instaura all’equilibrio liquido-vapore ad una data temperatura, ed è caratteristica di

ogni singola sostanza. Nella Tabella sono riportati i valori della tensione di vapore per l’acqua

nell’intervallo di temperatura compreso tra la temperatura di fusione (273 K) e la temperatura di

ebollizione (373 K). Osserviamo che la tensione di vapore a 373 K è pari alla pressione atmosferica,

760 mmHg.


A2 - 4

Tensione di vapore dell’acqua per alcune temperature.

Pressione Temperatura (K)

mmHg Pa 273 4.6 613 274 4.9 653 275 5.3 706 276 5.6 746 277 6.1 813 278 6.5 866 279 7.0 933 280 7.5 1000 281 8.0 1066 282 8.6 1146 283 9.2 1226 284 9.8 1306 285 10.5 1400 286 11.2 1493 287 11.9 1586 288 12.7 1693 289 13.5 1800 290 14.4 1920 291 15.4 2053 292 16.3 2173 293 17.4 2319 294 18.5 2466 295 19.8 2639 296 20.9 2786 297 22.2 2958 298 23.6 3146 299 25.1 3346 300 26.5 3532 301 28.1 3746 302 29.8 3972 303 31.5 4199 304 33.4 4452 305 35.4 4719 306 37.4 4985 307 39.6 5279 308 41.9 5585 309 44.2 5892 310 46.7 6225 311 49.4 6585 312 52.1 6945 313 55.0 7331 323 92.5 1.233 104

333 149.4 1.992 104 343 233.7 3.115 104 353 355.1 4.733 104

363 525.1 7.009 104

373 760 1.013 105

Seconda parte

Questionari sottoposti agli studenti

A- Questionario introduttivo

risposte al questionario introduttivo

B Questionario di valutazione finale

risposte al questionario di valutazione finale

Questionario introduttivo

1) Sai dare una definizione sintetica della disciplina “chimica”. ____________________________________________________________

_____________________________________________________________

_____________________________________________________________

2) Le reazioni chimiche permeano la vita di tutti i giorni. Sapresti fare un esempio? ________________________________________________________________________________ 3) Conosci esempi di composti chimici che rientrano nella vita quotidiana? ________________________________________________________________________________ 4) La scienza , ed in particolare la chimica, è utile o dannosa? Come ti poni di fronte a questo

quesito? _____________________________________________________________

_____________________________________________________________

_____________________________________________________________ 5) Dovendo scegliere un futuro corso di laurea, da quale indirizzo ti senti più attratto?

o facoltà umanistiche (lettere, scienza delle comunicazioni) o facoltà sanitarie (farmacia, medicina, odontoiatria, veterinaria) o facoltà scientifiche o facoltà giuridico-economiche-sociali o facoltà tecniche (agraria, architettura, ingegneria,...)

6) Cosa ti ha spinto ad aderire al progetto?

o Interesse per le scienze in generale o Interesse per la chimica in particolare o Curiosità per le attività di laboratorio o Esperienza da condividere con amici e compagni di classe o Esperienza formativa per il futuro o Altro____________________________________

7) Cosa ti aspetti da questa esperienza? _____________________________________________________________

_____________________________________________________________

_____________________________________________________________

Risposte ad alcune domande

2) Le reazioni chimiche permeano la vita di tutti i giorni. Sapresti fare un esempio?

Esempio di reazione: numero di risposte

Combustione (carburante, sigaretta ) 11 Ebollizione dell’acqua 8 Fotosintesi clorofilliana 6 Dissoluzione di zucchero o sale in acqua 5 Formazione di ruggine 4 Ossidazione (non specificata) 4 Cottura (di cibo, di uova) 4 Reazioni nella batteria dell’automobile 4 Metabolismo 2 Digestione 1 Uso dell’anti-calcare 1 Piogge acide 1 Inquinamento 1

3) Conosci esempi di composti chimici che rientrano nella vita quotidiana?

Esempio di composti: numero di risposte

Sale da cucina (cloruro di sodio) 36 Acqua 21 Glucosio, Zucchero 12 Ammoniaca 6 Anidride carbonica 5 Ossigeno 3 Acqua ossigenata 2 Acetone 2 Profumi 2 Detersivi 2 Bicarbonato di calcio 1 Sapone 1 Medicine 1 Coca-cola 1 Lampade al neon 1 Sali 1

5) Dovendo scegliere un futuro corso di laurea, da quale indirizzo ti senti più attratto?

Facoltà Risposte (in %)

Facoltà scientifiche 50 % Facoltà sanitarie (farmacia, medicina, odontoiatria, veterinaria)

30 %

Facoltà tecniche (agraria, architettura, ingegneria,...)

16 %

Facoltà giuridico-economiche-sociali 4 % Facoltà umanistiche (lettere, scienza delle comunicazioni)

0 %

6) Cosa ti ha spinto ad aderire al progetto? (più di una risposta)

Motivazione Risposte (in

percentuale) Esperienza formativa per il futuro 30 % Interesse per le scienze in generale 30 % Curiosità per le attività di laboratorio 20 % Interesse per la chimica in particolare 18 % Esperienza da condividere con amici e compagni di classe

1 %

Altro 1 % 7) Cosa ti aspetti da questa esperienza?

Aspettative Percentuale Migliorare/ripassare le conoscenze di chimica 40 % Approfondire l’aspetto sperimentale Imparare a muoversi in laboratorio

30 %

Capire come può essere la facoltà di chimica 15 % Avvicinarsi al mondo dell’università 15 %

Il questionario riportato in questa pagina è concordato a livello nazionale e viene

sottoposto a tutti gli studenti che partecipano alle attività di orientamento previste dal

Progetto. Le risposte saranno utilizzate al fine di confrontare i risultati ottenuti dagli

specifici progetti sviluppati dalle varie unità locali.

Progetto Lauree Scientifiche

Questionario di valutazione delle attività da parte degli STUDENTI

Parte da compilare dal Responsabile Locale prima di sottoporre agli studenti

Sede Disciplina1 CHIMICA

Titolo attività2 Data 1indicare una tra: CHIMICA, FISICA, MATEMATICA O SCIENZA DEI MATERIALI 2deve corrispondere a quello indicato nella Scheda Attività del Monitoraggio

Parte da compilare dallo studente

Scuola: Classe Genere M F

Percentuale di attività seguita < 50% > 50% Per ogni frase, poni una crocetta sulla colonna che meglio corrisponde alla tua opinione sull’attività svolta

Decisa-mente

NO

Più NO che SI

Più SI che NO

Decisa-mente

SI

Gli argomenti dell’attività svolta sono stati interessanti?

L’attività è stata impegnativa?

La tua preparazione scolastica era sufficiente per seguire l’attività?

I locali e l'attrezzatura a disposizione erano adeguati?

I materiali scritti (schede o dispense) utilizzati per le attività erano chiari?

I docenti sono stati chiari?

Le attività svolte sono state utili per capire meglio cos’è la Chimica?

Le attività svolte ti saranno utili nella scelta dei tuoi studi futuri?

Valeva la pena di partecipare all’attività?

Risposte

Gli argomenti dell’attività svolta sono stati interessanti?

3%

7%

73%

17% decisamente NOpiù NO che SIpiù SI che NO decisamente SI

L’attività è stata impegnativa?

3%23%

40%


La tua preparazione scolastica era sufficiente per

eseguire l’attività?

53%30%


I locali e l’attrezzatura a disposizione erano adeguati?

17%

83%

decisamente NOpiù NO che SIpiù SI che NO decisamente SI

I materiali scritti (schede o dispense) utilizzati per

le attività erano chiari?

3%

40%57%


I docenti sono stati chiari?

53%47%


Le attività svolte sono state utili per capire meglio

cos’è la chimica?

5%

85%

10%decisamente NOpiù NO che SIpiù SI che NO decisamente SI

Le attività svolte ti saranno utili nella scelta dei tuoi studi futuri?

6%

40%

34%


Valeva la pena di partecipare all’attività?

3% 10%

60%


Agli studenti è stato sottoposto anche il seguente questionario, rivolto in modo specifico al

contenuto delle sei esperienza. Esprimi il tuo parere/giudizio con un voto da 1 a 4 su questi aspetti delle esperienze effettuate: 1. molto negativo 2. negativo 3. positivo 4. molto positivo

Esperimento Interessante Adatto alle mie

conoscenze

Chiarezza delle

istruzioni

Parere complessivo

I – Misure di forza elettromotrice di un generatore elettrochimico

II – Determinazione della composizione di un miscuglio metallico

III – Esperienza sulla corrosione del ferro

IV - Determinazione del contenuto di acido acetico in un aceto

V – Proprietà metallo-leganti di una proteina

VI – Oscillatore ad acqua salatala

Le risposte sono state le seguenti

Interesse

32,7

3,53,2

2,82,9

0 2 4

1

sistema oscillante

spettrofotometria

Titolazione acido acetico

Corrosione ferro

miscuglio Cu-Zn

pila Daniell

Adatto alle conoscenze

2,92,82,8

32,52,6

0 2 4

1

sistema oscillante

spettrofotometria


Corrosione ferro

miscuglio Cu-Zn

pila Daniell

Chiarezza delle istruzioni

3,43,43,53,53,5

3,3

0 2 4

1

sistema oscillante

spettrofotometria


Corrosione ferro

miscuglio Cu-Zn

pila Daniell

Parere complessivo

33

3,33,3

32,9

0 2 4

1

sistema oscillante

spettrofotometria


Corrosione ferro

miscuglio Cu-Zn

pila Daniell

Unità di Modena e Reggio Emilia - Home...

Documents

Transcript of Unità di Modena e Reggio Emilia - Home...