Preparazione di soluzioni a titolo approssimato e a titolo noto

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1 Esperienza n. 1 Laboratorio di Chimica Generale Preparazione di soluzioni a titolo approssimato e a titolo noto OBBIETTIVI Lo scopo di questa esperienza è quello di preparare una soluzione a concentrazione nota sia attraverso la pesata e successiva dissoluzione del campione nel solvente, sia diluendo soluzioni concentrate. INTRODUZIONE Le soluzioni a titolo noto sono soluzioni di cui si conosce con esattezza la concentrazione che viene espressa, in genere, come moli di soluto per litro di soluzione (molarità). Le soluzioni a titolo noto possono essere preparate a) per pesata diretta, sciogliendo la quantità pesata di soluto in un volume noto di soluzione, b) per diluizione, diluendo con il solvente puro un volume di soluzione a titolo noto. Per preparare soluzioni a titolo noto direttamente per pesata, il campione solido deve avere particolari caratteristiche: 1) non deve contenere impurezze maggiori dello 0.01 %, l umidità è l unica impurezza ammessa in quanto può essere facilmente eliminata riscaldando il campione a 105 C. ) non deve assorbire l umidità dell aria e rimanere inalterato all aria durante la pesata. 3) non deve reagire con il solvente Queste caratteristiche consentono di conoscere con esattezza la quantità del composto mediante la sua massa ottenuta con una bilancia analitica. Le sostanze che possiedono queste caratteristiche vengono dette standard primari (o sostanze madri). Se il composto in esame non ha le caratteristiche sopra elencate non possiamo preparare una sua soluzione a titolo noto direttamente per pesata. Prendiamo come esempio la preparazione di una soluzione di idrossido di sodio. L idrossido di sodio è un solido bianco che viene commercializzato in pastiglie; se si tiene esposto per breve tempo all aria si può notare sulla superficie della pastiglia un sottilissimo velo di acqua. 1

2 L idrossido di sodio solido è infatti una sostanza che assorbe l acqua presente nell aria sotto forma di umidità ed assorbe CO, anch essa presente nell aria, in seguito alla reazione NaOH + CO NaCO3 + HO Quindi quando pesiamo una pastiglia di idrossido di sodio, per quanto possa essere veloce l operazione di pesata, nel nostro campione non ci sarà solo idrossido di sodio, ma anche un po di acqua e di NaCO3 in quantità variabili e non note in funzione al tempo di esposizione del campione all aria. In questo caso la massa del campione ci fornisce solo un valore approssimato di quanto idrossido di sodio abbiamo nel campione e di conseguenza la soluzione che prepariamo per pesata diretta di NaOH avrà un titolo approssimato. In generale per tutte quelle sostanze che non sono standard primari è possibile preparare solo soluzioni a titolo approssimato. Solo attraverso l operazione di standardizzazione si può conoscere con esattezza la concentrazione delle soluzioni preparate. La standardizzazione di una soluzione viene effettuata facendo reagire il composto con uno standard primario. In questa esperienza preparerete una soluzione a titolo noto di carbonato di sodio (standard primario) per pesata diretta e una soluzione a titolo approssimato di acido cloridrico, che non è uno standard primario, per diluizione di soluzioni più concentrate. a) Preparazione di una soluzione a titolo noto per pesata diretta Per preparare una soluzione a titolo noto per pesata diretta, si pesa con una bilancia analitica la quantità di sostanza e, mediante un piccolo imbuto, si trasferisce il campione, aiutandosi eventualmente con una spatola, in un matraccio tarato di opportuna capacità riempito per circa la metà del suo volume con il solvente.

3 Gli oggetti utilizzati nel travaso della sostanza (contenitore per la pesata, spatola) devono essere lavati con piccole porzioni di solvente per far in modo che non ci sia alcuna perdita del campione pesato. I lavaggi vanno eseguiti sopra l imbuto in modo che le acque di lavaggio cadano direttamente nel matraccio. Per finire conviene lavare più volte (3 o 4) con piccole porzioni di solvente anche le pareti ed il gambo dell imbuto. Trasferito il campione nel matraccio si agita la soluzione muovendo il polso in modo tale da far compiere al matraccio un movimento circolare. Una volta disciolto completamente il solido si termina l operazione portando a volume, cioè aggiungendo la quantità di solvente necessario per portare il menisco della soluzione ad essere tangente con il segno indicato sul collo del matraccio. Si aggiunge il solvente con una spruzzetta fino ad avere il livello della soluzione circa mezzo centimetro sotto la tacca del matraccio, si completa l operazione aggiungendo goccia a goccia il solvente fino ad arrivare alla tacca. Una volta terminata l aggiunta del solvente si inserisce il tappo e si agita la soluzione ruotando verticalmente il matraccio. b) Preparazione di una soluzione per diluizione di una soluzione più concentrata Un secondo metodo per preparare le soluzioni a concentrazione nota è diluire, aggiungendo acqua, o più in generale il solvente, una soluzione concentrata fino ad ottenere la soluzione desiderata con concentrazione inferiore rispetto a quella di partenza. Il volume della soluzione concentrata viene prelevato con una pipetta tarata e trasferito nel matraccio che servirà per preparare la soluzione; infine si porta a volume aggiungendo il solvente. PROCEDURA SPERIMENTALE a) Preparazione di una soluzione di NaCO3 0.1 M Il carbonato di sodio è uno standard primario, è quindi possibile prepararne una soluzione a titolo noto per pesata diretta. Per preparare 100 ml di soluzione di NaCO3 0.1 M pesare accuratamente, con una bilancia analitica, la quantità necessaria del sale. Utilizzando un imbuto, trasferire il campione pesato nel matraccio da 100 ml e lavare sia il contenitore utilizzato per la pesata sia l imbuto con acqua deionizzata. Aggiungere al matraccio 3

4 acqua fino a circa metà del suo volume e agitare orizzontalmente il matraccio fino a completa dissoluzione del solido. Una volta che tutto il carbonato di sodio si è sciolto in acqua, portare a volume con acqua deionizzata. b) Preparazione di una soluzione di HCl 0.1 M Preparare 50 ml di soluzione di acido cloridrico con concentrazione circa 0.1 M a partire da una soluzione 1 M di acido cloridrico preparata in precedenza. Aggiungere, nel matraccio tarato da 50 ml, circa 100 ml di acqua deionizzata e il volume necessario della soluzione 1 M di HCl agitando il matraccio con cautela. Portare a volume il matraccio con acqua deionizzata e, una volta inserito il tappo, agitare la soluzione ruotando verticalmente il matraccio. La soluzione di acido cloridrico così preparata ha una concentrazione circa 0.1 M DATI E RISULTATI a) Preparazione di una soluzione di NaCO3 Riportare sul quaderno di Laboratorio * Data * Titolo dell esperienza * Descrizione delle operazioni effettuate * Risultati Calcolare i grammi di NaCO3 da pesare per preparare 100 ml della soluzione 0.1 M. Pesare la quantità di carbonato alla bilancia analitica e segnare il peso. Calcolare la molarità della soluzione. b) Preparazione di una soluzione di HCl 0.1 M * Descrizione delle operazioni effettuate * Risultati Calcolare i ml di HCl da prelevare per ottenere la soluzione 0.1 M 4

5 PRE-LAB TECNICHE DI LABORATORIO Per eseguire l esperienza di laboratorio in modo appropriato è importante aver appreso le tecniche per la determinazione della massa e del prelievo dei volumi. ESEMPI NUMERICI Esempio svolto i) Si deve preparare 1 L di soluzione 0.5 M di dicromato di potassio. La massa che occorre pesare si calcola come segue: per prima cosa calcoliamo le moli di dicromato di potassio richieste, ovvero quelle contenute in 1 L di soluzione moli di K -1 CrO7 necesarie = M K Cr O VK Cr O = 0.5 mol L 1L = 0.5 mol di K CrO7 7 7 dal numero di moli e conoscendo la massa molare di KCrO7 si ricava la massa del sale g K Cr O 7 = n M (K Cr O ) = 0.5 mol g mol K Cr O 7 m 7-1 = 14.6 g di K Cr O 7 per preparare 1 L di soluzione 0.5 M di KCrO7 è necessario quindi pesare 14.6 g del sale e aggiungere, in un matraccio tarato, acqua fino ad ottenere 1 L di soluzione. ii) Si devono preparare 100 ml di una soluzione 0.5 M di acido solforico avendo a disposizione una soluzione 1.4 M di HSO4. Il volume della soluzione concentrata che dobbiamo prelevare si calcola come segue: anche in questo caso calcoliamo le moli di HSO4 che dobbiamo avere nella soluzione finale moli di H -1 SO4 necesarie = M H SO VH SO = 0.5 mol L 0.1L = 0.05 mol di HSO4 4 4 dalla molarità della soluzione concentrata calcoliamo il volume da prelevare per ottenere il numero di moli di acido desiderato volume di H n 0.05 mol H SO 4 SO4 da prelevare = = = L di H -1 SO4 M H SO 1.4 mol L 4 sarà necessario prelevare ml della soluzione concentrata di acido solforico (1.4 M) e diluirli con acqua fino ad un volume della soluzione di 100 ml. 5

6 Esempi da svolgere Quale massa di NaHCO3 è necessaria per preparare.5 L di soluzione 1. M? Si deve preparare una soluzione circa 0.1 M di cloruro di sodio puro al 97.4 %. Calcolare quanti grammi del campione devo essere pesati per preparare 100 ml di soluzione. Una soluzione concentrata di acido cloridrico al 5. % (p/p) ha una densità di 1.15 g ml -1. Quanti ml di questa soluzione devono essere prelevati per preparare 50 ml di soluzione 0.15 M? Quale volume di soluzione 0.5 M di permanganato di potassio deve essere diluito per preparare una soluzione 0.05 M? POST-LAB Preparare la relazione relativa all esperienza nella quale si riporta: a) Titolo dell esperienza, b) breve introduzione, c) procedura sperimentale utilizzata, d) risultati ottenuti e) conclusioni. 6

7 Esperienza n. Laboratorio di Chimica Generale Titolazioni acido-base OBBIETTIVI Lo scopo di questa esperienza è quello di acquisire familiarità con la tecnica della titolazione per la determinazione della concentrazione di una soluzione titolata con una soluzione a concentrazione nota di reagente. INTRODUZIONE La titolazione è un operazione analitica in cui, attraverso una reazione chimica, la soluzione di un reattivo a concentrazione nota viene utilizzata per determinare la concentrazione incognita di una soluzione di un composto. In base al tipo di reazione le titolazioni possono essere classificate come a) titolazioni acido-base: reazione che coinvolge un acido e una base, b) titolazioni per precipitazione: reazione in cui si ha la formazione di un precipitato c) titolazioni complessometrcihe: reazione in cui si ha la formazione di ioni complessi, d) titolazioni di ossidoriduzione: reazione in cui si ha trasferimento di elettroni. La soluzione di titolante viene aggiunta alla soluzione a concentrazione incognita facendola colare da una buretta fino a quando le moli della specie titolante non sono uguali alle moli della specie che deve essere titolata. Arrivati a questo punto, detto punto equivalente, la titolazione viene interrotta e dal volume di titolante utilizzato, nota la sua concentrazione, si ricavano le moli di specie titolata presente nella soluzione incognita. ntitolante = ntitolato (punto equivalente) Affinché una reazione possa essere utilizzata in una titolazione devono essere soddisfatte le seguenti condizioni: 1) la reazione deve essere completa ) la reazione deve essere stechiometrica 4) al punto equivalente si deve manifestare una variazione apprezzabile di una proprietà chimica o chimico-fisica del sistema. Per poter rilevare il punto finale in una titolazione in genere si utilizza una sostanza ausiliaria che, aggiunta alla soluzione in quantità trascurabile rispetto alle concentrazioni dei reagenti, è in 7

8 grado fornire un marcato cambio di colore in corrispondenza del punto equivalente. Queste sostanze vengono dette indicatori e vanno scelti a seconda del tipo di reazione che si intende utilizzare per la titolazione e dei reagenti coinvolti nella stessa reazione. Nel caso delle titolazioni acido-base gli indicatori, (indicatori acido-base) sono delle specie acide o basiche con struttura più o meno complessa capaci di impartire alla soluzione in cui vengono disciolti una colorazione che dipende dalla concentrazione degli ioni H + e OH - presenti. Ad esempio il metilarancio è un indicatore acido-base la cui struttura è riportata qui di seguito: SO 3 - Na + SO 3 - Na + N N OH - N N H + H 3 C N + CH 3 H H 3 C N CH3 metilarancio + HCl metilarancio + NaOH (rosso, ambiente acido) (giallo, ambiente basico) Se il metilaracio viene sciolto in una soluzione di un acido, ad esempio acido cloridrico (in cui in soluzione sono presenti ioni H + ), impartisce alla soluzione una colorazione rossa mentre se viene sciolto in una soluzione di una base, ad esempio idrossido di sodio (in cui sono presenti ioni OH - ) impartisce alla soluzione una colorazione gialla. Utilizzando questo indicatore acidobase in una titolazione, al punto equivalente, dove nh+ = noh-, il colore della soluzione sarà intermedio tra il rosso ed il giallo (arancione). In questa esperienza si utilizzerà la titolazione per standardizzare la soluzione di acido cloridrico circa 0.1 M, preparata nell esperienza precedente, che verrà titolata con la soluzione di carbonato di sodio utilizzando come indicatore acido-base il metilarancio. PROCEDURA SPERIMENTALE a) Preparazione della buretta Preparare sul sostegno munito di pinza per burette, la buretta da 5 ml e posizionare sotto la buretta un becher da 100 ml. Versare, utilizzando un imbuto, qualche millilitro di soluzione di acido cloridrico nella buretta avendo cura di far bagnare completamente le pareti della buretta. Ripetere l operazione un paio 8

9 di volte ed infine riempire la buretta con la soluzione di HCl circa 0.1 M. Assicurarsi che non ci siano bolle d aria all estremità inferiore della buretta sotto il rubinetto e azzerare la buretta. Svuotare il contenuto del becher nell apposito contenitore per lo smaltimento delle soluzioni acide. b) titolazione Prelevare con una pipetta tarata 10 ml di soluzione di NaCO3 a titolo noto preparata in precedenza e porli in una beuta da 50 ml. Aggiungere acqua deionizzata fino a un volume finale di circa 100 ml. Aggiungere 1- gocce di metilarancio; la soluzione assumerà una colorazione gialla. Tenendo la beuta con la mano destra posizionarla sotto la buretta contenente la soluzione di HCl e, aprendo il rubinetto della buretta con la mano sinistra, far colare lentamente la soluzione di acido cloridrico. Fare in modo che la punta della buretta non sia troppo lontana dalla superficie della soluzione per evitare eventuali schizzi di soluzione. Durante l aggiunta agitare la soluzione muovendo la beuta con moto circolare. Inizialmente, l aggiunta di titolante provoca una variazione di colore che subito scompare. Con il procedere della titolazione il colore della soluzione impiegherà sempre più tempo per tornare al colore iniziale (giallo). Quando la soluzione nella beuta assume una colorazione arancione chiudere il rubinetto, annotare il volume di HCl utilizzato e ripetere la titolazione per altre due volte. Dal volume di soluzione a titolo noto di NaCO3 e dal volume di soluzione di HCl si ricava la concentrazione della soluzione acido cloridrico. DATI E RISULTATI Riportare sul quaderno di Laboratorio * Titolo dell esperienza * Descrizione delle operazioni effettuate * Risultati Per ogni titolazione annotare il volume di soluzione di acido cloridrico utilizzata e calcolare la molarità. Esprimere il risultato come valore medio delle diverse titolazioni e calcolare l errore come semidispersione. 9

10 PRE-LAB TECNICHE DI LABORATORIO Per eseguire l esperienza di laboratorio in modo appropriato è importante aver appreso le tecniche per la determinazione della massa e del prelievo dei volumi. ESEMPI NUMERICI Esempio svolto i) supponiamo di avere una soluzione di idrossido di sodio della quale vogliamo conoscere la concentrazione avendo a disposizione una soluzione di acido cloridrico 0.14 M ml di soluzione di idrossido di sodio vengono titolati con la soluzione di acido cloridrico 0.14 M facendo colare da una buretta la soluzione di acido. La reazione tra il titolante (HCl) ed il titolato (NaOH) è la seguente: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl + HO al punto equivalente le moli della base sono uguali alle moli di acido aggiunto moli di OH - (del titolato) = moli di H + (del titolante) quindi se sulla buretta leggiamo di aver usato 36.7 ml di acido cloridrico possiamo calcolarci la molarità dell idrossido di sodio come segue: moli di HCl usato = MHCl VHCl = 0.14 mol L L = mol di HCl moli di NaOH = nhcl = mol di NaOH queste moli di NaOH sono contenute in un volume di 35.0 ml, quindi la molarità di NaOH è: -3 n NaOH mol -1 M NaOH = [NaOH] = = = mol L di NaOH V L NaOH Esempi da svolgere 0 ml di una soluzione di acido solforico hanno richiesto ml di una soluzione 0.14 M di idrossido di sodio. Che molatirà ha la soluzione di acido solforico? 10 ml di una soluzione di idrossido di potassio (A) vengono diluiti con acqua in un matraccio tarato per ottenere una soluzione (B) del volume finale di 50 ml. 5 ml della soluzione B vengono titolati con 38.3 ml di una soluzione di acido cloridrico Qual è la molarità della soluzione? POST-LAB Preparare la relazione relativa all esperienza nella quale si riporta: a) Titolo dell esperienza, b) breve introduzione, c) procedura sperimentale utilizzata, d) risultati ottenuti e e) conclusioni. 10

11 Esperienza n. 3 Laboratorio di Chimica Generale Analisi di una miscela di NaHCO 3 e Na CO 3 OBBIETTIVI Lo scopo di questa esperienza è quello di risalire alla composizione percentuale di una miscela di carbonato di sodio e di idrogenocarbonato di sodio mediante titolazione della miscela con una soluzione di acido cloridrico. INTRODUZIONE Quando si deve analizzare una miscela di due o più composti chimici a volte risulta difficile separare e dosare separatamente i singoli costituenti. In questi casi si ricorre all analisi indiretta in cui, tramite un unico trattamento chimico, si trasformano i componenti della miscela in un composto facilmente analizzabile. L analisi indiretta di miscele di composti ionici si applica a composti che hanno in comune uno ione: ad esempio una miscela di CaCl e BaCl può essere fatta reagire con una soluzione di nitrato di argento ottenendo le seguenti reazioni CaCl(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + Ca(NO3)(aq) BaCl(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + Ba(NO3)(aq) In base alla quantità di cloruro di argento che si ottiene, dalle due reazioni, si risale facilmente alla composizione percentuale di CaCl e BaCl nella miscela iniziale. Un altro esempio è quello di una miscela di carbonato di sodio e carbonato di potassio che può essere analizzata facendola reagire con una soluzione di acido cloridrico a titolo noto. Ciascun carbonato reagirà con l acido secondo le equazioni: NaCO3(S) + HCl(aq) NaCl(aq) + CO(g) + HO(l) KCO3(S) + HCl(aq) KCl(aq) + CO(g) + HO(l) In questo caso dalla quantità di acido cloridrico utilizzata per la completa conversione dei due carbonati nei rispettivi cloruri si può risale alla composizione percentuale della miscela iniziale. PROCEDURA SPERIMENTALE Preparare la buretta 5 ml e riempirla con la soluzione di acido cloridrico a titolo. Pesare, con una bilancia analitica, circa g di miscela di NaHCO3 e NaCO3 da analizzare. Trasferire in modo quantitativo la miscela in una beuta da 50 ml ed aggiungere

12 ml di acqua deionizzata. Aggiungere alla soluzione -3 gocce di indicatore metilarancio e titolare con la soluzione di HCl fino a viraggio dell indicatore. Annotare il volume di HCl consumato e ripetere la determinazione. DATI E RISULTATI Riportare sul quaderno di Laboratorio * Data * Titolo dell esperienza * Risultati Scrivere i grammi della miscela pesati. Scrivere la concentrazione dell acido cloridrico a disposizione per la titolazione. Scrivere i ml di acido cloridrico utilizzato nella titolazione. Calcolare le moli di HCl utilizzate e risalire alla composizione percentuale di NaCO3 e di NaHCO3 PRE-LAB TECNICHE DI LABORATORIO Per eseguire l esperienza di laboratorio in modo appropriato è importante aver appreso le seguenti tecniche sperimentali: determinazione della massa, prelievo di volumi e la titolazione mediante l utilizzo di una soluzione a titolo noto. ESEMPI NUMERICI Esempio svolto Si vuole conoscere la composizione percentuale di una miscela di idrossido di sodio e di idrossido di calcio avendo a disposizione una soluzione di acido cloridrico M. Dopo aver pesato e disciolto in acqua g della miscela degli idrossidi la soluzione ottenuta, titolata con la soluzione di acido cloridrico, ha richiesto ml di acido. Da questi dati possiamo risalire alla composizione percentuale nel seguente modo: per prima cosa scriviamo le equazioni chimiche relative alle reazioni dei due idrossidi con l acido: HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H O (reazione 1) HCl (aq) + Ca(OH) (aq) CaCl (aq) + H O (reazione ) in base alle quali possiamo scrivere i seguenti rapporti molari: 1 mol HCl = 1 mol NaOH mol HCl = 1 mol Ca(OH) A questo punto abbiamo: 1

13 g (miscela) = g (NaOH) + g(ca(oh) ) = n NaOH M m (NaOH) + n Ca(OH) M m (Ca(OH) ) Le masse molari di NaOH e di Ca(OH) sono rispettivamente 40.0 g mol -1 e g mol -1, le uniche incognite sono le moli di idrossido di sodio e di idrossido di calcio presenti nel campione che abbiamo pesato. Le moli di HCl utilizzate nella titolazione (n HCl (utilizzato) = M HCl V HCl = = mol HCl) forniscono la somma delle moli di NaOH e di Ca(OH) nel campione quindi possiamo scrivere: n HCl (utilizzato) = n HCl (reazione 1) + n HCl (reazione ) Le moli di HCl consumate in seguito alla reazione 1 sono uguali alle moli di NaOH (rapporto molare 1 mol HCl = 1 mol NaOH) mentre le moli di HCl in seguito alla reazione sono pari al doppio delle moli di Ca(OH) (rapporto molare mol HCl = 1 mol Ca(OH) ) quindi possiamo scrivere: n HCl (utilizzato) = n NaOH + n Ca(OH) Mettendo a sistema le due equazioni g = 40.0 n NaOH n Ca(OH) mol = n NaOH + n Ca(OH) e risolvendo si ottiene nnaoh = g(naoh)= nnaoh Mm(NaOH) = g mol -1 = nca(oh)= % NaOH = g(naoh) g(miscela) 100 = = 35.% Esempi da svolgere 50 mg di una di idrossido di bario e di idrossido di sodio richiedono per la neutralizzazione ml di una soluzione di acido cloridrico M. Calcolare la composizione percentuale della miscela g di una miscela di nitrato di piombo e di carbonato di piombo hanno dato, per trattamento con HS, g di solfuro di piombo. Calcolare la composizione percentuale della miscela. POST-LAB Preparare la relazione relativa all esperienza nella quale si riporta: a) Titolo dell esperienza, b) breve introduzione, c) procedura sperimentale utilizzata, d) risultati ottenuti e e) conclusioni. 13

14 Esperienza n. 4 Laboratorio di Chimica Generale Determinazione della massa molare di un acido monoprotico OBBIETTIVI Lo scopo di questa esperienza è quello determinare la massa molare e la formula molecolare di un acido monoprotico conoscendo la composizione percentuale degli elementi che lo compongono e titolandone una quantità nota con idrossido di sodio. INTRODUZIONE All inizio dell esperienza vi verrà fornito un campione solido di acido monoprotico (acido monoprotico: specie che ha la capacità di cedere un solo ione H + per molecola di acido) ed una scheda in cui sono riportati i risultati dell analisi elementare effettuata sul campione. Dai dati dell analisi elementare è possibile risalire alla formula minima del composto incognito mentre per risalire alla formula molecolare è necessario conoscere la massa molare del composto. A tale scopo si titola la soluzione di acido incognito con una soluzione di idrossido di sodio a titolo noto: HA(aq) + NaOH(aq) NaA(aq) + HO Al punto equivalente della titolazione si ha che le moli di idrossido di sodio utilizzate sono uguali alle moli di acido (nnaoh = nha); dalle moli di acido, ottenute dalla titolazione, che sono contenute nella massa di campione pesata si risale alla massa molare dell acido e alla sua formula molecolare del composto. PROCEDURA SPERIMENTALE Preparare la buretta da 5 ml con la soluzione di idrossido di sodio a titolo noto che vi verrà fornita all inizio dell esperienza. Dopo aver avvinato e azzerato la buretta pesare alla bilancia analitica g di acido incognito e trasferire il campione pesato in una beuta da 50 ml. Aggiungere 100 ml di acqua deionizzata e una volta solubilizzato completamente il campione aggiungere due gocce di indicatore fenoftaleina. Titolare la soluzione con la soluzione di idrossido di sodio fino al viraggio dell indicatore da incolore a viola. Annotare il volume di idrossido di sodio utilizzato e ripetere la determinazione per altre due volete. 14

15 DATI E RISULTATI Laboratorio di Chimica Generale Riportare sul quaderno di Laboratorio * Data * Titolo dell esperienza * Risultati Annotare la massa pesata del campione di acido incognito. Annotare i ml di idrossido di sodio e calcolare le moli di NaOH utilizzate nella titolazione. Dalla massa di acido incognito e dalle moli di idrossido usate nella titolazione calcolare la massa molare dell acido. Ricavare dalla composizione percentuale e dalla massa molare risalire alla formula molecolare dell acido incognito. PRE-LAB TECNICHE DI LABORATORIO Per eseguire l esperienza di laboratorio in modo appropriato è importante aver appreso le seguenti tecniche sperimentali: determinazione della massa, prelievo di volumi e la titolazione mediante l utilizzo di una soluzione a titolo noto. ESEMPI NUMERICI Esempio svolto Una base monoprotica contenete carbonio, idrogeno, azoto ed ossigeno ha fornito all analisi elementare i seguenti dati: %C = 5.18, %H = 4.38, %N = g della base sono stati titolati con 0.06 ml di una soluzione di acido cloridrico M. Determinare la formula molecolare della base. Dall analisi elementare ricaviamo la formula minima della base incognita: in 100 g di base: 5.18 g 4.38 g n (C) = = mol n (H) = = mol g mol g mol 0.7 g 3.17 g (N) = = mol n (O) = = mol g mol g mol n 1 I rapporti molari degli elementi nella formula minima sono: C:H:N:O = 4.34:4.34:1.45:1.45 = 3:3:1:1 15

16 da cui la formula minima della base incognita è C 3 H 3 NO (M r (f.m.) = 69.06). Dai dati della titolazione con l acido cloridrico ricaviamo la massa molare della base: n B = n HCl n HCl = M HCl V HCl = mol L L = mol mol di base sono contenuti in g di composto quindi M g(base) g (Base) = = n(base) mol m = g mol Conoscendo la formula minima e la massa molare della base si ricava la formula molecolare -1 (C 3 H 3 NO) n n = M (base) = M (f.m.) r r Quindi la formula molecolare della base incognita è C 6 H 6 N O Esempi da svolgere Un acido monoprotico X contenente carbonio, idrogeno, azoto ed ossigeno ha fornito, all analisi elementare i seguenti dati: %C = 4.5, %N= 1.3, %O = 4.5. Per titolare 1.5 g di detto acido occorrono 37.0 ml di una soluzione acquosa di idrossido di sodio 0.15 M. Determinare la formula molecolare di X. POST-LAB Preparare la relazione relativa all esperienza nella quale si riporta: a) Titolo dell esperienza, b) breve introduzione, c) procedura sperimentale utilizzata, d) risultati ottenuti e e) conclusioni. 16

17 Esperienza n. 5 Laboratorio di Chimica Generale Preparazione di (NH 4 ) [Cu(C O 4 ) ] H O OBBIETTIVI Lo scopo di questa esperienza è quello di preparare il sale complesso (NH4)[Cu(CO4)] HO. INTRODUZIONE Il (NH4)[Cu(CO4)] HO è un composto di coordinazione formato dallo ione ammonio, NH4 + (catione) e dallo ione complesso diossalotocuprato(ii) Cu(CO4) - (anione). Gli ioni complessi sono formati da un atomo centrale, in genere un elemento di transizione, che coordina attorno a se, mediante legami covalenti di coordinazione, ioni o molecole che vengono definiti leganti. Le specie leganti hanno la caratteristica di possedere doppietti elettronici che vengono donati all atomo centrale per la formazione del legame chimico. Il numero di leganti che circondano l atomo metallico definisce il numero di coordinazione del metallo. Esempi di leganti sono HO, NH3 e gli ioni Cl -, Br -, CN -, CNS - che si definiscono leganti monodentati perché si legano al metallo attraverso un solo atomo donatore di doppietti elettronici. Gli ioni complessi presentano una varietà di colori in funzione dell atomo metallico e, per uno stesso atomo metallico, in funzione del legante utilizzato. Per esempio lo ione rame(ii) forma con l acqua, l ammoniaca e lo ione cloruro gli ioni complessi Cu(HO)6 + di colore azzurro, Cu(NH3)4 + di colore blu, CuCl4 - di colore giallo, le cui geometrie sono di seguito riportate: Cu(HO)6 + (azzurro) ottaedrica Cu(NH3)4 + (blu) quadrata planare CuCl4 - (giallo) tetraedrica 17

18 Alcuni leganti si legano all atomo centrale attraverso più atomi donatori, in questo caso si parla di leganti polidentanti. In genere i leganti polidentati sono molecole o ioni organici come ad esempi l etilendiammina (HNCHCHNH, legante bidentato) e lo ione ossalato (CO4 -, legante bidentato): HNCHCHNH etilendiammina ione ossalato I leganti polidentati vengono anche definiti chelanti perché nel formare il complesso con l atomo CO4 - centrale gli atomi donatori del legante ricordano le chele di un granchio. I complessi aventi dei leganti chelanti mostrano un maggiore stabilità rispetto ai complessi formati da leganti monodentati. Un esempio di complesso dello ione rame(ii) con legante chelante è quello che si ha con gli ioni ossalato; lo ioni rame(ii) reagisce con una quantità stechiometrica di ioni ossalato formando un sale poco solubile, l ossalato di rame(ii) che si ridiscioglie, in presenza di un eccesso di ioni ossalato, per la formazione dello ione diossalatocuprato(ii) Cu(CO4) - : Cu + (aq) + CO4 - (aq) CuCO4(s) CuCO4(s) + CO4 - (aq) Cu(CO4) - (aq) La struttura dello ione diossalatocuprato(ii) è riportata di seguito; nello ione complesso lo ione rame viene chelato da due ioni ossalato che si dispongono su di un piano. L esperienza consisterà nella preparazione dello ione Cu(CO4) - e del suo sale con lo ione ammonio. Cu(CO4) - ione diossalatocuprato(ii) 18

19 PROCEDURA SPERIMENTALE In un becher da 100 ml sciogliere 5.8 g di (NH4)CO4 in 45 ml di acqua deionizzata e riscaldare la soluzione fino ad una temperatura di 60 C. In una beuta da 50 ml sciogliere.5 g di CuCl HO in 8.0 ml di acqua deionizzata e riscaldare la soluzione fino ad una temperatura di 60 C. Aggiungere lentamente, agitando con una bacchetta di vetro, la soluzione calda contenente gli ioni Cu + alla soluzione di ossalato di sodio. Terminata l aggiunta raffreddare la soluzione contenuta nel becher prima con acqua corrente e poi utilizzando un bagno di ghiaccio. Lasciare il becher immerso nel bagno di ghiaccio per 0 minuti per favorire la formazione dei cristalli di (NH4)[Cu(CO4)] HO. Decantare la soluzione contente i cristalli azzurri di (NH4)[Cu(CO4)] HO e filtrare sotto vuoto la soluzione utilizzando un imbuto di Buchner. Lavare nel becher i cristalli per due volte con 5 ml di acqua fredda e, una volta trasferiti nell imbuto attivare l aspirazione. Lavare ancora una volta i cristalli con 3 ml di acqua fredda, una volta con 3 ml di etanolo al 95% ed infine con 3 ml di etere edilico. Seccare i cristalli lasciandoli alla pompa per 5 minuti. Pesare il sale ottenuto e calcolare la resa della preparazione. DATI E RISULTATI Riportare sul quaderno di Laboratorio * Data * Titolo dell esperienza * Scrivere le sostanze utilizzate con le relative quantità in grammi ed in moli: Es. CuSO4 5HO g mol * Descrizione delle operazioni effettuate. * Risultati Scrivere i grammi di (NH4)[Cu(CO4)] HO preparato e le relative moli.. Sulla base delle masse pesate dei reagenti individuare il reattivo limitante e calcolare la resa teorica, quella sperimentale e la resa percentuale 1 della preparazione di (NH4)[Cu(CO4)] HO. 1 La resa teorica è definita come la quantità massima di prodotto che si può ottenere dalla reazione in base alle quantità dei reagenti utilizzate. La resa sperimentale corrisponde alla quantità di prodotto effettivamente ottenuta in laboratorio in seguito alla reazione. La resa percentuale è il rapporto tra la resa sperimentale e la resa teorica: resa sperimentale resa percentuale = 100 resa teorica 19

20 PRE-LAB TECNICHE DI LABORATORIO Per eseguire l esperienza di laboratorio in modo appropriato è importante aver appreso le seguenti tecniche sperimentali: determinazione della massa, prelievo di volumi e decantazione e filtrazione sotto vuoto di soluzioni. Inoltre prima di iniziare la preparazione di laboratorio leggere attentamente le schede di sicurezza dei prodotti chimici utilizzati. ESEMPI NUMERICI Esempio svolto Il solfato di zinco può essere facilmente preparato in laboratorio facendo reagire lo zinco metallico con una soluzione acquosa di acido solforico secondo la reazione: Zn (s) + H SO 4(aq) + 7H O ZnSO 4 7H O (s) + H (g) Facendo reagire 3.0 g di zinco metallico con 45 ml di acido solforico M si ottengono dopo gli opportuni trattamenti.56 g di ZnSO 4 7H O. Determinare la resa teorica, quella sperimentale e la resa percentuale della reazione di preparazione del solfato di zinco eptaidrato. In base all equazione bilanciata possiamo scrivere i seguenti rapporti molari: 1 mol Zn = 1 mol ZnSO 4 7H O 1 mol H SO 4 = 1 mol ZnSO 4 7H O Le moli dei reagenti utilizzati per la reazione di preparazione del sale sono: n(zn) = g(zn) = M (Zn) m 3.0 g g mol -1 = mol n(h SO4 ) = M(HSO4 ) V(HSO4 ) = = mol Dal confronto delle moli dei due reagenti e considerando l equazione bilanciata si deduce che il reattivo limitante è lo zinco metallico, quindi le moli teoriche di ZnSO 4 7H O che si possono ottenere dalla conversione dei reagenti in prodotti sono mol. Le moli di sale ottenute sperimentalmente dalla reazione sono invece: g(znso4 7HO) 7.39 g n(znso4 7HO) = = = M (ZnSO 7H O) g mol m 4 - mol Quindi la resa teorica della reazione è pari a mol (7.39 g) e la resa percentuale è pari a: mol (13. g), la resa sperimentale è - moli sperimentali di ZnSO 7HO resa percentuale = 100 = moli teoriche di ZnSO 7H O = 56.01% 0

21 Esempi da svolgere Il cloruro di idrogeno può essere ottenuto in laboratorio facendo reagire il cloruro di sodio con l acido solforico secondo la reazione: NaCl(s) + HSO4(l) Na SO 4(s) + HCl (g) Facendo reagire 13.0 g di cloruro di sodio con 15 ml di acido solforico 18 M si ottengono 4.16 L di cloruro di idrogeno misurati a 5 C e alla pressione di 1 atm. Calcolare la resa teorica, quella sperimentale e la resa percentuale della preparazione del cloruro di idrogeno Il clorato di potassio può essere preparato in laboratorio utilizzando le due seguenti reazioni: KMnO4(aq) + 16HCl(aq) KCl (aq) + MnCl (aq) + 5Cl (g) + 8H O (l) 3Cl (g) + 6KOH (aq) KClO 3(aq) + 5KCl (aq) + 3H O (l) Utilizzando 4.0 g di permanganato di potassio, 60 ml di acido cloridrico.4 M e 5 ml di KOH 3.0 M si ottengono 1.73 g di clorato di potassio. Calcolare la resa teorica, quella sperimentale e la resa percentuale della preparazione. POST-LAB Preparare la relazione relativa all esperienza nella quale si riporta: a) Titolo dell esperienza, b) breve introduzione, c) procedura sperimentale utilizzata, d) risultati ottenuti e e) conclusioni. 1

22 Esperienza n. 6 Costruzione per via potenziometrica della curva di titolazione acido debole base forte OBBIETTIVI Lo scopo di questa esperienza è quello di costruire la curva di titolazione acido debole-base forte mediante misure potenziometriche di ph INTRODUZIONE Il sistema studiato in questa esperienza è costituito da acido acetico (acido debole) titolato con idrossido di sodio CH3COH(aq) + NaOH(aq) CH3CONa(aq) + HO(l) Al punto equivalente si ha una soluzione di acetato di sodio ed il ph della soluzione risulterà maggiore di 7. La curva di titolazione è costruita misurando il ph della soluzione con un elettrodo sensibile alla concentrazione degli ioni H3O + per aggiunte successive di idrossido di sodio alla soluzione di acido. La misura del ph viene effettuata con un piaccametro che misura la differenza di potenziale esistente tra l elettrodo sensibile alla concentrazione degli ioni H3O + con un elettrodo di riferimento a potenziale costante. Una volta costruita la curva di titolazione ed individuato il punto equivalente, dal ph della soluzione al punto equivalente a dalla concentrazione di acetato di sodio è possibile calcolare al costate di dissociazione dell acido acetico Ka. Il valore di Ka può essere ottenuto anche dal valore del ph della soluzione a metà titolazione in cui [CH3COH]=[CH3CO - ]; dall equazione di Henderson-Hasselbalch (ph=pka+log([ch3co - ]/[CH3COH]) si ha infatti ph=pka. PROCEDURA SPERIMENTALE a)taratura del piaccametro e misura del ph Una corretta misura del ph comporta una calibrazione del sistema strumento-elettrodo utilizzando soluzioni tampone a ph noto. Si raccomanda una taratura quotidiana prima di procedere alle misure.

23 Calibrazione con tamponi a ph 7.0 e Accendere il ph portando l interruttore su on.. Collegare l elettrodo 3. premere i tasti e 4. immergere l elettrodo nel tampone a ph=7.0 e agitare leggermente 5. premere il tasto e attendere che si stabilizzi la misura. 6. lavare l elettrodo con acqua deionizzata e introdurlo nella soluzione a ph= premere e attendere che si stabilizzi la misura. 8. lavare l elettrodo con acqua deionizzata; lo strumento è pronto per misurare il ph. Misura del ph 1. immergere l elettrodo nella soluzione. premere il tasto 3. leggere il ph sul display una volta che il valore rimane memorizzato 4. terminata la misura lavare l elettrodo con acqua deionizzata. b) Titolazione acido-base e costruzione della curva di titolazione In un becher da 100 ml vengono aggiunti 0 ml di acido acetico 0.05 M e 15 ml di acqua deionizzata. Si immerge l elettrodo di vetro nella soluzione e si registra il valore del ph della soluzione di acido. Si titola la soluzione di acido debole con una soluzione di idrossido di sodio 0.05 M: aggiungere inizialmente 1 ml di idrossido di sodio e, dopo aver agitato la soluzione nel becher, registrare il valore del ph. Procedere con la titolazione aggiungendo aliquote di idrossido di sodio 1 ml e, ad ogni aggiunta, registrare il valore del ph. Il volume di titolante da aggiungere và diminuito man mano che ci si avvicina al punto equivalente. Una volta terminata la titolazione risciacquare l elettrodo con acqua deionizzata. DATI E RISULTATI Riportare sul quaderno di Laboratorio * Data * Titolo dell esperienza * Scrivere le sostanze utilizzate con le relative quantità. 3

24 * Descrizione delle operazioni effettuate. * Risultati Riportare i dati della titolazione in tre tabelle, ciascuna i due colonne: ml di NaOH ph ml di NaOH ph ml ml di ph NaOH ( ml) Riportare in grafico, su di un foglio di carta millimetrata, la curva di titolazione acido-base (ph vs ml), la derivata prima della curva ( ph/ ml) e la derivata seconda ( ph/ (ml) ). Dai grafici ricavare il punto equivalente, il ph della soluzione al punto equivalente e la Ka dell acido acetico. PRE-LAB TECNICHE DI LABORATORIO Per eseguire l esperienza di laboratorio in modo appropriato è importante aver appreso le seguenti tecniche sperimentali: prelievo di volumi e la titolazione mediante l utilizzo di una soluzione a titolo noto. Determinazione del punto equivalente Il punto equivalente di una titolazione acido base coincide con il punto di flesso della curva di titolazione. Tanto più brusca è la variazione di ph in prossimità del punto equivalente tanto più semplice è l individuazione del punto equivalente mediante titolazione potenziometrica. In genere per le titolazioni acido forte-base forte non si presentano problemi particolari ma in alcuni casi, per individuare il punto equivalente è necessario ricorrere a metodi grafici oppure al calcolo della derivata prima e seconda della curva di titolazione. Prenderemo in esame un metodo grafico per individuare il punto equivalente (punto di flesso) della curva di titolazione e i metodi di calcolo della derivata prima e seconda. a) Metodo delle tangenti parallele Si tracciano, nei punti A e B della curva di titolazione, due tangenti fra loro parallele (non importa la loro inclinazione). Si determina il punto mediano M tra le due rette e si traccia una terza retta parallela alle prime due e passante per il punto mediano M. L intersezione di questa retta con la curva di titolazione corrisponde al punto di flesso. Individuato il punto di flesso della curva dal grafico si ricava il volume di titolante ed il ph in corrispondenza del punto equivalente. ph ph e B p.e. A V e M ml 4

25 b) Metodi matematici Sulla base dei punti della curva di titolazione (ph/ml) si traccia la derivata prima calcolata per punti attraverso il calcolo dei rapporti incrementali ph/ ml. Il rapporto incrementale esprime il valore medio della pendenza della curva nell intervallo compreso tra i due punti perciò non và attribuito a nessuno dei due ma al punto intermedio fra essi. Ad esempio supponiamo di avere i seguenti punti sul grafico della curva di titolazione: ml titolante = 1.5 ph=3.1 ml titolante = 13.0 ph= 3. ph il rapporto incrementale è pari a = = 0.16 ml alla curva nel muto di ascissa ( )/=1.75 ml. che rappresenta la pendenza media Essendo il punto equivalente della titolazione in corrispondenza del punto di flesso della curva ph/ml, il punto equivalente nel grafico della derivata prima della curva corrisponde al punto di massimo della funzione. Quindi riportando su di un grafico i valori dei rapporti incrementali in funzione del volume di titolante si ricava il punto di equivalenza in corrispondenza del massimo della curva. ph ml p.e. V e ml In modo analogo si può costruire il grafico della derivata seconda della curva ph/ml. Nel punto di flesso di una curva la derivata seconda della curva si annulla quindi in questo caso il punto di equivalenza della titolazione corrisponde all intersezione della derivata seconda con l asse delle ascisse. A partire dai valori della derivata prima si calcolano i rapporti incrementali ph/ (ml) che riportati in grafico in funzione del volume di titolante permettono di individuare il punto equivalente. ph ( ml) 0 V e p.e. ml 5

26 ESEMPI NUMERICI Esempio svolto Laboratorio di Chimica Generale Costruire la curva di titolazione e le curve relative alla derivata prima e derivata seconda per la titolazione di 10 ml di una soluzione 0.1 M di acido cloridrico con una soluzione di idrossido di sodio 0.1 M. ml di NaOH ph ml di NaOH ph ml ml di ph NaOH ( ml)

27 14 Curva di titolazione ph ml NaOH Grafico della derivata prima della curva di titolazione Grafico della derivata seconda della curva di titolazione 40 ph ml ph ( ml) ml NaOH ml NaOH POST-LAB Preparare la relazione relativa all esperienza nella quale si riporta: a) Titolo dell esperienza, b) breve introduzione, c) procedura sperimentale utilizzata, d) risultati ottenuti e e) conclusioni. 7