NOTA: I solventi organici devono essere utilizzati sotto cappa

PARTE A - Prove di solubilità

Verifica della solubilità dei seguenti composti (soluti) nei diversi solventi indicati.

Per effettuare le prove di solubilità si proceda come segue:

a)  si prenda un provetta pulita ed asciutta;

b)  si versi nella provetta una punta di spatola del solido e si aggiungano 1-2 mL del solvente;

c)  si agiti ripetutamente e con decisione la provetta;

d)  si osservi quanto accade e si prenda nota nel quaderno.

PARTE B - Prove di miscibilità

Verificare la miscibilità reciproca dei solventi utilizzati nella parte A. Si proceda verificando la miscibilità di tutte le possibili coppie di solventi (2 mL di ogni solvente in provetta) e completare la tabella seguente:

PARTE C - Solubilità e miscibilità

Si proceda come segue, prendendo nota di quanto osservato:

a)  Versare 5 mL di cloroformio nel provettone. Aggiungere 5 mL di acqua, osservare.

b)  Aggiungere una spatolata di solfato di rame. Agitare ripetutamente e con decisione la provetta, osservare.

c)  Aggiungere lentamente 10 mL di etere di petrolio, osservare.

d)  Agitare come al punto b) e osservare.

Reazioni in soluzione

Alcuni tipi di reazioni ioniche, che non implicano processi di ossido-riduzione, possono essere previste sulla base di considerazioni molto semplici. Si avrà una reazione se in soluzione ci sono degli ioni che possono dar luogo ad un sale insolubile, ad un elettrolita debole (o ad un non-elettrolita) o infine ad un gas. Questa esperienza si prefigge almeno due obiettivi:

1. Prevedere e riconoscere alcune reazioni di metatesi.
2. Acquistare familiarità con alcune sostanze chimiche di uso comune. Osservarne lo stato fisico, il colore, e le caratteristiche cristalline (grandezza dei grani, lucentezza, etc.).

PARTE SPERIMENTALE

Per ognuna delle reazioni elencate procedi come segue:

1. Prepara, in una provetta, una soluzione di 2 mL (con acqua distillata) per ogni reagente. Per preparare la soluzione è sufficiente usare una punta di spatola di sostanza.
2. Mescola cautamente i due reagenti in una provetta ed osserva che cosa avviene (cautela!). Se lo ritieni utile ripeti la prova.
3. Indica se prevedi (e nel caso scrivila come reazione ionica) o no una reazione e per quale motivo

1. CaCO_3(aq) + HCl_(aq) →
2. NaOH_(aq) + HCl_(aq) →
3. CH₃COONa _(aq) + NaOH_(aq) →

Test: odore di acido acetico prima e dopo il mescolamento.

4. CH₃COONa _(aq) + HCl_(aq) →

Test: odore di acido acetico prima e dopo il mescolamento.

5. NH₄Cl_(aq) + NaOH_(aq) →

Test: odore di NH₃ prima e dopo il mescolamento.

6. KCl_(aq) + HNO_3(aq)   →
7. HCl_(aq) + KNO_3(aq)   →
8. Na₂S_(aq) + HCl_(aq) (sotto cappa) →

Prelevare una microscaglietta di Na₂S. Test: odore di H₂S.

9. Na₂CO_3(aq) + BaCl_2(aq) →
10. Na₃PO_4(aq) + NiCl_2(aq)  →
11. CoCl_2(aq) + AgNO_3(aq)  * →
12. CuSO_4(aq) + BaCl_2(aq)   →
13. FeCl_3(aq) + NaOH_(aq)    →
14. Na₂CO_3(aq) + CuSO_4(aq) →
15. CoCl_2(aq) + NaOH_(aq) →
16. KI_(aq) + Pb(NO₃)_2(aq) →
17. KI_(aq) + AgNO₃^*_(aq) →

Per quanto riguarda il nitrato d'argento, è consigliabile usarne solo poche gocce da bottigliette provviste di contagocce.

TABELLA A

REGOLE Dl SOLUBILITÁ DEI SALI ED IDROSSIDI PIÚ COMUNI

Sono solubili:

1. I sali dei metalli alcalini e dello ione ammonio (NH₄⁺).
2. I nitriti, nitrati, clorati, perclorati ed acetati.

(L'acetato di Ag⁺ ed il perclorato di K⁺ sono moderatamente solubili).

3. Gli alogenuri, con eccezione dei sali di Pb²⁺, Ag⁺ ed Hg₂²⁺; PbCl₂ é debolmente solubile.
4. I solfati

i solfati di Ca²⁺ ed Ag⁺ sono moderatamente solubili;

i solfati di Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺,ed Hg₂²⁺ sono insolubili.

Sono insolubili (Eccetto i sali del precedente punto 1):

1. I carbonati, cromati e fosfati.
2. I solfuri; tranne i sali dei metalli alcalini e alcalino-terrosi.
3. Gli idrossidi sono generalmente insolubili eccetto quelli dei metalli alcalini che sono solubili. Gli idrossidi di Ca²⁺, Sr²⁺ e Ba²⁺ sono moderatamente solubili.
4. Tutti gli ossidi dei metalli eccetto quelli dei metalli di alcalini e di Ca²⁺, Sr²⁺ e Ba²⁺ sono insolubili. Gli ossidi dei metalli, quando si sciolgono, reagiscono con l'acqua per formare idrossidi, per esempio:

CaO + H₂O → Ca²⁺ + 2OH^-

TABELLA B

Elettroliti forti

Acidi forti es. HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄.

Basi forti es. gli idrossidi alcalini ed alcalino terrosi.

Sali la maggior parte dei sali inorganici ed organici.

Elettroliti deboli

La grande maggioranza di acidi e basi inorganici ed organici.

Gli alogenuri e i cianuri di metalli pesanti, per es. Pb ed Hg, sono spesso elettroliti deboli

Non-elettroliti

acqua.

La grande maggioranza dei composti organici.

TABELLA C

GAS E SOLUZIONI ACQUOSE

CO₂:   CO₃^2- + 2H⁺ → H₂CO₃ → CO_2(g) + H₂O

H₂S:    S^2- + 2H⁺ → H₂S_(g)

SO₂:    SO₃^2- + 2H⁺ → H₂SO₃ → SO_2(g) + H₂O

NO, NO₂:  2NO₂^- + 2H⁺ → 2HNO₂ → H₂O + NO_(g) + NO_2(g)

NH₃:  NH₄⁺ + OH^- → NH_3(g) + H₂O

Obiettivi operativi:

Uso pratico di una bilancia di precisione;

Uso pratico delle pipette graduate, tarate e matracci tarati;

Preparazione di soluzioni a titolo noto, da sostanze madri e da soluzioni più concentrate.

PARTE A - Preparazione di una soluzione di NaCl a partire da NaCl solido

In relazione alla vetreria disponibile, preparare 50 o 100 mL di una soluzione di NaCl 0.05 M

DM/M = Dn/n + DV/V = Dg/g + DV/V

g =   ; Dg = ; V = ; DV =   ; M = ; DM =   

M =  ±

PARTE B - Preparazione di una soluzione di fertilizzante

Si vogliono preparare 50 g di una soluzione di concime al 2.2% di fosforo e 3.6% di potassio in peso, impiegando NaH₂PO₄ e KNO₃. Per calcolare le quantità dei due sali è necessario riferirsi al peso totale della soluzione; la quantità di acqua occorrente verrà determinata per differenza. Si hanno così a disposizione tutte le grandezze necessarie per il calcolo della molalità.

Per l'impiego pratico come fertilizzante, la soluzione deve essere diluita 1 a 100.

Per l'esecuzione, si proceda come segue:

a)  si calcolino le quantità occorrenti di KNO₃, NaH₂PO₄ ed H₂O;

b)  si pesino i sali direttamente nel recipiente di preparazione;

c)  si aggiunga il solvente e si agiti fino a completa dissoluzione dei soluti.

Calcolare la concentrazione molale dei soluti nella soluzione:

m = n_soluto/Kg_solvente

Dm/m = Dn_soluto/n_soluto + DKg_solv/Kg_solv = Dg_soluto/g_soluto + Dg_solv/g_solv

gNaH₂PO₄ ; Dg =   ; gKNO₃ = ; Dg =   ; gH₂O ; Dg =   

m NaH₂PO₄ ; Dm NaH₂PO₄ ; m KNO₃ ; Dm KNO₃ ;

m NaH₂PO₄ ± m KNO₃ ±

PARTE C - Preparazione di soluzioni di HCl a partire da una soluzione più concentrata

In relazione alla vetreria disponibile, a partire da una soluzione di HCl 0.1 M, preparare:

50 o 100 mL di una soluzione di HCl 0.01 M

50 o 100 mL di una soluzione di HCl 0.001 M   

Ricordando che M_i · V_i = M_f · V_f, si calcoli il volume V_i di HCl 0.1M che occorre prelevare. Si prelevi con una pipetta tarata il volume calcolato V_i e lo si porti al volume finale V_f con acqua distillata nel matraccio. Per ogni soluzione si calcoli l'errore commesso nella preparazione.

DM/M = Dn/n + DV_f/V_f = DM_i/M_i + DV_i/V_i + DV_f/V_f

Per semplicità si consideri la concentrazione della soluzione 0.1 M priva di errore, ovvero DM_i/M_i= 0

1. V_i =   ; DV_i = ; V_f = ; DV_f =   ; M = ; DM =   

M =  ±

2. V_i =   ; DV_i = ; V_f = ; DV_f =   ; M = ; DM =   

M =  ±

Calcolare il pH teorico delle due soluzioni preparate (pH = -log [H⁺]; [H⁺] = 10^-pH) e verificare con un pH-metro che il pH sperimentale corrisponda a quello teorico.

Scopo della presente esperienza è l'esecuzione di una titolazione acido/base. In questo caso si determinerà il titolo (ovvero la concentrazione) di una soluzione di HNO₃ mediante una soluzione di NaOH 0.10±0.01M titolo, secondo la reazione:

HNO_3(aq) + NaOH_(aq) NaNO_3(aq) + H₂O_(l)

Poiché HNO₃ è un acido forte e NaOH una base forte, tale reazione è quantitativa. Pertanto, nota la concentrazione della base, è possibile risalire alla concentrazione dell'acido dal volume di base impiegato. Si definisce punto di equivalenza lo stadio in cui la quantità di titolante aggiunto è stechiometricamente equivalente alla quantità di analita presente nella soluzione da titolare. Per una reazione acido/base in rapporto stechiometrico 1:1, questa condizione si verifica quando è stato aggiunto un numero di moli di titolante pari al numero di moli presenti nella soluzione da titolare. Per una reazione acido forte/base forte, si verifica un elevata variazione di pH in corrispondenza del punto di equivalenza. Pertanto è possibile impiegare un indicatore di pH per evidenziare il raggiungimento del punto di equivalenza, purché l'intervallo di viraggio dell'indicatore (generalmente pK_Ind ± 1) risulti interamente compreso all'interno dell'intervallo di variazione di pH corrispondente al raggiungimento del punto di equivalenza. Per una titolazione come quella in esame possono impiegarsi i seguenti indicatori:

pH Colorazione

a) Fenolftaleina 8.2 - 10.0 incolore - violetto

b)    Blu di bromotimolo 6.0 - 7.6 giallo - blu

c)     Rosso di metile 4.4 - 6.2 Rosso - giallo

PARTE SPERIMENTALE

Prelevare con la pipetta automatica 20 mL della soluzione di HNO₃ e porli nel becker. Aggiungere 80 mL di acqua distillata e 2-3 gocce di indicatore. Avvinare la buretta e riempirla con la soluzione di NaOH 0.10±0.01M. Azzerare poi la buretta controllando che non vi siano bolle d'aria. Tenendo la soluzione sotto agitazione, aggiungere goccia a goccia la soluzione di base fino a viraggio dell'indicatore. Prendere nota del volume aggiunto, e ripetere la titolazione altre due volte.

Calcolare la media dei tre valori di volume ottenuti, ed il titolo della soluzione di HNO₃, compresa l'incertezza sperimentale DM.

Qual è la concentrazione della soluzione di HNO₃ ?

[HNO₃] = _________________ ± ______________ M

L'acido fosforico H₃PO₄ è un acido debole nella prima e nella seconda dissociazione e molto debole nella terza. Nel corso di una titolazione con una base forte si verificano nell'ordine le seguenti reazioni:

H₃PO_4(aq) + OH^-_(aq) H₂PO₄^-_(aq) + H₂O_(l) Ka₁ = 7.1 10^-3

H₂PO₄^-_(aq) + OH^-_(aq) HPO₄^2-_(aq) + H₂O_(l) Ka₂ = 6.2 10^-8

HPO₄^2-_(aq) + OH^-_(aq) PO₄^3-_(aq) + H₂O_(l) Ka₃ = 4.4 10^-13

dove la 3) è individuabile con difficoltà per via potenziometrica.

Procedimento

Prelevare con una pipetta 1.00 mL di H₃PO₄ ~ 1M, addizionare 100 mL di H₂O (accertarsi che l'elettrodo sia coperto) e titolarli con NaOH 0.1M. Effettuare la titolazione aggiungendo le quantità indicate di NaOH e segnando il pH misurato in corrispondenza ad ogni aggiunta.

Tracciare il grafico della curva di titolazione pH contro i mL NaOH aggiunti.

Tracciare il grafico in derivata prima DpH/DV contro i mL NaOH aggiunti

Determinare per via grafica i punti di equivalenza

Primo punto di equivalenza: mL_NaOH =

Secondo punto di equivalenza: mL_NaOH =

[H₃PO₄] =   ± M

Le titolazioni conduttometriche si basano sulla variazione della conduttanza della soluzione nel corso di una reazione (neutralizzazione, precipitazione, etc.). Se la conduttanza dei prodotti della reazione è molto diversa da quella degli ioni che vi partecipano, registrando il valore di conduttanza della soluzione e riportandolo in grafico in funzione del volume di titolante aggiunto, è possibile utilizzare la variazione della conduttività per individuare il punto di equivalenza o di fine della titolazione. Poiché le aggiunte di titolante provocano delle variazioni nel volume della soluzione, i valori di conduttanza misurati devono essere corretti per la diluizione:

dove V è il volume iniziale della soluzione e v è il volume di titolante aggiunto.

Titolazione acido forte/base forte

Nel caso della titolazione di un acido forte con una soluzione di base forte, la conduttanza diminuisce ad ogni aggiunta di base a causa della sostituzione degli ioni H₃O⁺ con cationi aventi mobilità inferiore. Quando tutti gli ioni H₃O⁺ sono stati neutralizzati (punto di equivalenza) ogni ulteriore aggiunta di base forte genera un aumento della concentrazione di ioni OH^- e quindi un aumento della conduttanza misurata. Riportando in grafico la conduttanza misurata (corretta per la diluizione) in funzione del volume di titolante aggiunto, sarà possibile tracciare due rette, aventi pendenza opposta, in corrispondenza delle due serie di punti prima e dopo il punto di equivalenza. L'intersezione delle due rette individua il punto equivalente.

Parte Sperimentale

Prelevare con una pipetta tarata 20.00 mL di HNO₃ a titolo approssimato di 0.1M e disporli in un becker da 100 mL. Aggiungere con una pipetta tarata 20.00 mL di H₂O, immergere la cella conduttometrica e titolare con NaOH 0.3 M facendo 19 aggiunte da 0.50 mL e 3 da 1 mL.

Registrare il valore di conducibilità dopo ogni aggiunta e correggerlo per il fattore , dove V è il volume prima dell'aggiunta e v il volume aggiunto.

Riportare in un grafico la conducibilità corretta contro i mL di NaOH aggiunti e determinare il punto equivalente.Quindi determinare la molarità dell'acido di partenza.

Si suole chiamare durezza dell'acqua la quantità di ioni metallici in essa presenti. Nelle acque naturali, ad eccezione di quelle marine, il calcio e il magnesio sono i cationi presenti in concentrazione più alta, in particolare sotto forma di carbonati, bicarbonati e solfati.  I bicarbonati di calcio e magnesio, a temperatura ambiente, sono solubili in acqua ma, a temperature elevate, precipitano formando incrostazioni. La durezza dovuta a questi sali di Ca e Mg è detta temporanea, perchè è eliminabile con l'ebollizione, secondo la reazione:

La durezza dovuta invece agli altri sali (cloruri, solfati), eliminabile solo tramite processi di addolcimento, è detta permanente. La somma delle due è la durezza totale, e coincide con il contenuto totale di calcio e magnesio. Le unità di misura della durezza sono:

- i gradi francesi; 1 grado francese corrisponde a 10 mg/L di CaCO₃;

- i gradi tedeschi; 1 grado tedesco corrisponde a 10 mg/L di CaO;

Quindi, dato che la massa molecolare del CaCO₃ è quasi esattamente 100, se in un'acqua c'è una concentrazione totale di calcio e magnesio pari a 0.01 M, questa corrisponde ad una concentrazione di CaCO₃ pari a 1000 ppm, e quindi ad una durezza pari a 100° francesi.

La determinazione della durezza totale si effettua mediante una titolazione chelometrica, basata cioè sulla formazione quantitativa di un complesso fra i cationi metallici ed un opportuno legante. Per la determinazione degli ioni Ca²⁺ e Mg²⁺ si adopera come legante l'EDTA (acido etilendiamminotetracetico, H₄Y), in commercio nella sua forma biprotonata (H₂Y^2-) come sale bisodico. L'EDTA è una molecola anfotera, disponendo di quattro gruppi acidi (i quattro gruppi carbossilici) e due basici (gli atomi di azoto). Il maggiore potere chelante si ha per la forma completamente deprotonata Y^4-. Pertanto, per garantire la presenza dell'EDTA nella forma tetrabasica ed evitare che il pH vari durante la titolazione, si deve tamponare la soluzione a pH 10.

Per evidenziare il punto di equivalenza della titolazione, si usa un indicatore metallocromico, il NET (nero eriocromo T) un composto organico usato nella sua forma monobasica come sale sodico (NaH₂D). Il NET ha una colorazione blu quando è presente in soluzione nella sua forma non complessata, mentre ha una colorazione rosso vinaccia quando è presente del magnesio in soluzione. La colorazione rossa è dovuta al complesso che il NET forma con lo ione Mg²⁺. Poiché la costante di formazione di tale complesso è molto inferiore rispetto a quella relativa al complesso con l'EDTA, la titolazione consiste nella reazione di spostamento:

MgNET + EDTA MgEDTA + NET

rosso  incolore incolore blu

Durante la titolazione, poiché la costante di formazione del complesso fra Ca²⁺ ed EDTA è maggiore di quella fra Mg²⁺ ed EDTA, viene prima titolato lo ione calcio, poi il magnesio, ed il punto di fine è indicato dalla variazione del colore dell'indicatore dal rosso vinaccia a blu.

PARTE SPERIMENTALE

Procedimento

Prelevare direttamente nel becker 50 mL di acqua con la buretta automatica. Aggiungere 2.5 mL di soluzione tampone a pH 10[1] ed una punta di spatola di indicatore NET. Riscaldare leggermente la soluzione. Riempire la buretta con la soluzione di EDTA a titolo noto. Azzerare la buretta. Tenendo la soluzione sotto agitazione, aggiungere goccia a goccia la soluzione di EDTA fino a viraggio dell'indicatore dal rosso vinaccia al blu. Prendere nota del volume aggiunto, e ripetere la titolazione altre due volte.

Calcolare la media dei tre valori di volume ottenuti, e la concentrazione degli ioni Ca²⁺ e Mg²⁺. Esprimere i risultati come mg/L di CaCO₃, come gradi francesi e tedeschi.

Concentrazione EDTA:   __________ ± ________ M

Volume di acqua: __________ ± ________ mL

Volume di EDTA impiegato: __________ ± ________ mL

Moli di EDTA utilizzate: __________ ± ________ mol

Massa di CaCO₃ corrispondente alle moli totali:  __________ ± ________ g

pari a __________ ± ________ mg

Concentrazione CaCO₃:  __________ ± ________ mg/L

Durezza dell'acqua: __________ ± ________ gradi francesi

__________ ± ________ gradi tedeschi

L'acqua analizzata è:   molto dolce

(barrare una sola casella)    dolce

a durezza media

a durezza discreta

dura

molto dura

Il calcio può essere determinato effettuando la titolazione con EDTA a pH sufficientemente elevato (pH= 12-13) da allontanare il magnesio, precipitandolo come Mg(OH)₂. Inoltre occorre adoperare un indicatore che reagisca solo con il calcio, quale ad esempio il calcon.

Procedimento

A 50.00 mL di un campione di acqua prelevati con una pipetta tarata aggiungere ~ 6 mL di soluzione NaOH 6M (il pH finale della soluzione deve essere compreso tra 12 e 12.5 in maniera da precipitare completamente il magnesio come idrossido) e una punta di spatola di indicatore calcon.

Titolare con una soluzione 0.01M di EDTA fintanto che il colore della soluzione passa dal rosa a blu.

Determinare la quantità di calcio presente nell'acqua ed anche la quantità di magnesio utilizzando i dati dell'esperienza 6a.

Concentrazione EDTA:     __________ ± ________ M

Volume di acqua:  __________ ± ________ mL

Volume di EDTA impiegato (media di due titolazioni):    __________ ± ________ mL

Moli di EDTA utilizzate:    __________ ± ________ mol

Milligrammi di calcio __________ ± ________ mg

Concentrazione Ca   __________ ± ________ mg/L

Concentrazione Mg  __________ ± ________ mg/L

Scopo della presente esperienza è acquisire familiarità con i metodi di separazione (filtrazione, estrazione, evaporazione), di purificazione (cristallizzazione) e di caratterizzazione (spettroscopia UV-visibile).

Procedimento

La caffeina, ovvero la 1,3,7-trimetilxantina, è una sostanza presente sia nei grani di caffè sia nelle foglie del tè. È un noto stimolatore del sistema nervoso centrale e del sistema respiratorio. È inoltre uno stimolatore cardiaco, provoca il rilassamento dei muscoli lisci e la dilatazione delle coronarie. Per separare la caffeina dalla cellulosa, che è il principale componente delle foglie di tè, le foglie vengono bollite in acqua. La soluzione acquosa alla fine dell'operazione di estrazione contiene, oltre alla caffeina, tannini, clorofilla e pigmenti flavonoidi bruni. Durante l'estrazione si aggiunge carbonato di calcio, che ha la funzione di formare sali di calcio insolubili delle sostanze acide, liberando la caffeina che poi verrà estratta in un solvente organico (cloroformio). Poiché anche la clorofilla è solubile in cloroformio, la caffeina grezza presenterà una leggera colorazione verde. Dopo purificazione per ricristallizzazione da acetone, la caffeina pura verrà caratterizzata attraverso spettrofotometria Uv-visibile.

Procedimento

1. In un becher porre 10-15 g di foglie di tè (equivalenti a 5-8 bustine), aggiungere 400 mL di acqua e un cucchiaio di CaCO₃. Far bollire per 10 minuti agitando la sospensione.

2. Raffreddare la sospensione a 50-55 ^oC e filtrare su carta da filtro. Lasciar raffreddare la soluzione filtrata fino a temperatura ambiente e quindi trasferirla in un imbuto separatore da 500 mL.

3. Estrarre due volte con 50 mL di CHCl₃ ed unire le fasi organiche ottenute.

4. Aggiungere alla soluzione in cloroformio un cucchiaino di Na₂SO₄ per eliminare i residui di acqua. Filtrazione su cotone per eliminare il solfato di sodio.

5. Trasferire la soluzione di cloroformio in una capsula e far evaporare il solvente per riscaldamento su piastra riscaldante (lavorare sotto cappa). Si ha la formazione di un solido bianco verdastro che costituisce la caffeina grezza.

6. Ridisciogliere il solido ottenuto in acetone (5 mL circa), filtrare la sospensione ottenuta su cotone e riportare a secco. Il solido bianco ottenuto è la caffeina pura.

7. Registrare lo spettro UV-visibile di una soluzione in cloroformio del solido bianco finale, e confrontarlo con quello di una soluzione di caffeina pura.

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