Progetto Lauree Scientifiche Dipartimento di Chimica Università degli Studi di Sassari

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1 Progetto Lauree Scientifiche Dipartimento di Chimica Università degli Studi di Sassari Estrazione ed impiego di indicatori acido-base vegetali

2 ACIDI E BASI NELLA VITA QUTIDIANA Acidi Sono di sapore aspro e corrodono facilmente molti metalli. Il sapore aspro del succo di limone, dell aceto o dello yogurt sono dovuti ad esempio all acido citrico, all acido acetico e all acido lattico, rispettivamente. L acido cloridrico (acido muriatico) viene utilizzato negli anticalcare, l acido solforico nei disgorganti per le tubazioni. Basi Hanno un sapore amarognolo, sono saponose al tatto e si mostrano corrosive solo per alcuni metalli. L ammoniaca, o idrossido di ammonio, e l ipoclorito di sodio (candeggina) vengono usati come prodotti per la pulizia di superfici; l idrossido di sodio (soda caustica) per la pulizia degli scarichi casalinghi.

3 Acidi e Basi: un po di storia XVII secolo si studiano le combinazioni tra acidi e basi (J. B. Van Helmont) e vengono scoperti l acido cloridrico e l acido solforico (Basile Valentin). R. Boyle ( ) prova a interpretare le differenze tra le proprietà delle sostanze acide e basiche di alcune sostanze; osservò che uno sciroppo di violette blu virava al rosso in presenza di acidi e al verde in presenza di basi; fece una scala di acidità e basicità impiegando diversi INDICATRI di natura vegetale (fiordalisi, more, fiori di melograno) e preparò la prima cartina TRNASLE impiegando un estratto di particolari licheni, il litmus. J. Von Liebeg ( ) nel 1838 ipotizzò che nelle molecole degli acidi fosse contenuto almeno un atomo di idrogeno sostituibile.

4 Acidi e Basi: un po di storia S. A. Arrhenius ( ) nel 1884 definì gli acidi come sostanze che, dissolvendosi in acqua, si dissociano liberando ioni : HA + H 2 H A - e le basi come sostanze che si dissociano liberando ioni H - : B H 2 B + + H - + H 2 S. Sørensen nel 1909 propone la definizione di ph: ph = -Log[H 3 + ]

5 Acidi e Basi: un po di storia J. N. Brønsted ( ) e T. M. Lowry ( ) nel 1923 pubblicarono contemporaneamente nuove definizioni di acidi e basi che ampliavano quella di Arrhenius: acidi e basi sono sostanze capaci di cedere e accettare ioni idrogeno, o protoni, rispettivamente. L acido HA cede uno ione alla base B - HA + B B + A - + La base B accetta uno ione da HA B è un acido, in quanto può cedere uno ione, è l acido coniugato della base B A - è una base, in quanto può accettare uno ione, è la base coniugata dell acido HA

6 Acidi e Basi: un po di storia G. N. Lewis ( ) nel 1923 formulò la sua teoria su acidi e basi: Acido è una specie chimica (molecola o ione) in grado di accettare una coppia di elettroni Base è una specie chimica in grado di cedere una coppia di elettroni + :H - HH - Infine gli acidi e le basi possono essere definiti ELETTRLITI: sostanze che in soluzione acquosa si scindono in ioni positivi e negativi (fenomeno della DISSCIAZINE ELETTRLITICA) in grado di condurre, in varia misura, la corrente elettrica. Gli elettroliti che in soluzione presentano tutte le molecole dissociate in ioni sono chiamati ELETTRLITI FRTI (es: cloruro di sodio, acido cloridrico, acido solforico, ecc.). Gli elettroliti dei quali, invece, solo una piccola frazione è dissociata in ioni si chiamano ELETTRLITI DEBLI (es: acido acetico, acido carbonico, acido citrico, ammoniaca, ecc.)

7 Così si potrà parlare di acidi forti o deboli e di basi forti o deboli, a seconda del loro grado di dissociazione in acqua: C - C - C - C - C - C - C - HCl è un acido forte: in soluzione acquosa è completamente ionizzato CH è un acido debole: in soluzione acquosa è solo parzialmente ionizzato Una soluzione di HCl e una di CH aventi la stessa concentrazione, non hanno lo stesso numero di ioni liberi in soluzione: in particolare il numero di ioni presenti nella soluzione di HCl è superiore a quello degli ioni presenti nella soluzione di CH [ ]HCl > [ ]CH ph HCl < ph CH

8 Autodissociazione dell acqua Anche l acqua va incontro a dissociazione in ioni: H 2 + H - Si tratta di un equilibrio, molto spostato verso sinistra, che ha una sua costante: Keq H H H 2 Che può essere riscritta come: Keq x [H 2 ] = Kw = [ ] x [H - ] = 1x10-14 Perciò nell acqua pura [ ] = [H - ] = 1x10-7 ph = 7 ph delle soluzioni NEUTRE

9 Se all acqua aggiungiamo un acido, forte o debole che sia, la concentrazione degli ioni aumenterà e [ ] > [H - ] Cioè [ ] > 10-7 Cioè ph<7 ph delle soluzioni ACIDE Se all acqua aggiungiamo una base, forte o debole che sia, la concentrazione degli ioni H - aumenterà e [ ] < [H - ] Cioè [ ] < 10-7 Cioè ph>7 ph delle soluzioni BASICHE

10 Determinazione del ph Uno dei modi per misurare il ph di una soluzione acquosa è quello che impiega i cosiddetti INDICATRI ACID-BASE sostanze organiche, in genere acidi o basi deboli, aventi la proprietà di assumere diverso colore quando vengono a contatto con un acido o una base, cioè dopo aver acquistato o ceduto uno ione : HIn In - + H - C H + C 2 - C FENLFTALEINA H - N N N + N N N RSS DI METILE CH 3 CH 3 CH 3 CH 3 CH 3 CH 3 H - - Br + H C - CH 3 3 S 3 Br H C - 3 S 3 Br H C - 3 S 3 BLU DI BRMTIML

11 Indicatori acido-base vegetali Coloranti nei petali, nei fiori e nei frutti Antocianidine R1, R2 e R3 possono essere -H, -H o -CH3 -zucchero -zucchero Pianta Parte usata Colore con acqua con acido con base Radicchio rosso Foglia Marroncino Rosso Verde Cavolo Rosso Foglia Porpora Rosso Verde Barbabietola Foglia Rosso Rosso Giallo Geranio rosso Petali dei fiori Rosa Arancio Giallo Rosa bianca Petali dei fiori Incolore Incolore Ambra Stella di Natale Petali dei fiori Rosa Rosso Giallo-verde Ciclamino rosso Petali Rosa intenso Rosa intenso Rosso Antocianine

12 Indicatori acido-base vegetali Esperienza in laboratorio 1) I petali di fiori, come il geranio rosso o la stella di natale, vengono trasferiti in un mortaio di porcellana con qualche ml di etanolo (CH 2 H), per estrarre i pigmenti e ottenere l indicatore vegetale. 2) L estratto alcolico viene filtrato su carta 3) Su una piastra da saggio vengono trasferiti circa 0.5 ml di soluzioni (di HCl e NaH) a diversi valori di ph (0, 2, 3, 5, 9, 11, 12, 13) e di H 2 distillata. 4) Quindi vengono aggiunte poche gocce di indicatore e si osserva la colorazione assunta ai diversi valori di ph. 5) A questo punto trasferiamo circa 0.5 ml di campioni diversi in una piastra e aggiungiamo anche ad esse qualche goccia dell indicatore. Per confronto visivo del colore ottenuto saremo in grado di stabilire il ph delle diverse sostanze.