LABORATORIO DI CHIMICA GENERALE ED INORGANICA Esperienze 2015/16 1
1 ESPERIENZA DETERMINAZIONE DEL REAGENTE LIMITANTE 3.1 PRIMA PARTE: REAGENTE LIMITANTE E DETERMINAZIONE DI NaHCO 3 NELLE COMPRESSE DI ALKA SELTZER L esperienza viene eseguita individualmente. MATERIALE 1 becker da 50-100 ml 1 cilindro graduato da 10 ml 1 cilindro graduato da 100 ml 1 agitatore magnetico 1 piastra agitante Polvere di compresse di Alka Seltzer Acido acetico 5% PROCEDURA Misurare 20 ml di acqua distillata mediante un cilindro da 10 ml. Versare l acqua in un becker e pesare becker + acqua su bilancia tecnica. Pesare su un vetrino d orologio con una spatolina e su bilancia tecnica 0.5-0.6 g di polvere di Alka Seltzer (attenzione a non spargere prodotto dappertutto!) Introdurre la polvere direttamente nel becker contenente l acqua. Quando lo sviluppo di bolle ha termine, agitare la soluzione per garantire la completa dissoluzione della polvere e la rimozione di bolle di anidride carbonica. Pesare il becker e il suo contenuto (senza l ancoretta). Segnare la massa. Smaltire la soluzione nei reflui acquosi infondo al laboratorio. Lavare il becker e sciacquare con acqua distillata o deionizzata. Ripetere l'esperimento utilizzando 5 ml di acido acetico e 15 ml di acqua nel becker da 150 ml. NOTA: una volta che la reazione è iniziata, si può utilizzare un secondo becker da 150 ml per eseguire la prova successiva nell'esperimento. Assicurarsi di aver segnato la massa di ogni becker poichè la massa esatta di ciascun becker è differente. Ripetere l'esperimento una terza volta utilizzando 10 ml di acido acetico e 10 ml di acqua nel becker da 250 ml. Ripetere l'esperimento una quarta volta utilizzando 15 ml di acido acetico e 5 ml di acqua nel becker da 150 ml 43
Tabella 1. Composizione delle soluzioni ESPERIMENTO VOLUME DI ACIDO ACETICO (ml) VOLUME DI ACQUA (ml) 1 0 20 2 5 15 3 10 10 4 15 5 PULIZIA Pulire tutta la vetreria con acqua e sapone. Sciacquare bene prima di riporre il materiale utilizzato. Pulire il bancone di lavoro. Buttare tutte le carte e gli involucri delle compresse di Alka Seltzer nella spazzatura. 44
SCHEDA DI LABORATORIO (I PARTE) Scrivere l'equazione chimica bilanciata per la reazione tra NaHCO 3 (Alka Seltzer) e l acido acetico. Calcolare la quantità di anidride carbonica generata per ciascuna delle prove. Calcolare la massa di NaHCO 3 reagito per ciascuna delle prove. Calcolare la percentuale in massa di NaHCO 3 in ogni compressa di Alka Seltzer. Calcolare la percentuale media di NaHCO 3 nelle compresse di Alka Seltzer. Utilizzare Microsoft Excel per tracciare un grafico relativo alla percentuale in massa del NaHCO 3 reagito in ogni compressa rispetto al volume di acido acetico utilizzato. Stampare il grafico e includerlo nel report dell esperienza di laboratorio. 45
3.2 SECONDA PARTE: REAZIONE DI OSSIDAZIONE DI Al CON CuCl 2 MATERIALE Becker agitatore magnetico piastra riscaldante bilancia 0.51 g e 0.10 g di CuCl 2 0.25 g di Al in fogli acqua distillata cilindro graduato da 100 ml PROCEDURA 1) Pesare (con i guanti) su bilancia analitica 0.51 g circa di CuCl 2 e 0.25 g circa di carta di alluminio. Utilizzare rispettivamente il vetrino d orologio piccolo e quello grande. 2) Mettere Al e CuCl 2 in una beuta da 250 ml 3) Utilizzando un cilindro graduato, misurare 50 ml di acqua distillata e aggiungerla alla miscela solida nella beuta. 4) Agitare su piastra (non scaldare) inserendo l ancoretta magnetica 5) Lasciare sotto agitazione per almeno 10 minuti 6) Nel frattempo, osservare il contenuto. Quando si aggiunge acqua, il CuCl 2 si scioglie e la reazione inizia. Osservando la quantità dei reagenti quale è il reagente in eccesso? quale è il reagente limitante? 7) Riportare il colore delle sostanze ed eventuali altre osservazioni (odore, formazione di bolle, sviluppo di calore, etc ) che sono visibili all'inizio della reazione nella tabella dati. 8) Riportare eventuali cambiamenti di colore o altre osservazioni con il procedere della reazione nella tabella di dati. 9) Riportare il colore di tutte le sostanze ed eventuali altre osservazioni al termine della reazione nella tabella dati. 10) Quando la reazione è completa, smaltire le miscele di reazione in maniera corretta (Rifiuti acquosi in fondo al laboratorio). RIPETERE l esperimento e le osservazioni utilizzando 0,10 g di cloruro di rame(ii) (1/5 dei 0,51 g iniziali) e la stessa quantità (0,25 g) di alluminio. 46
SCHEDA DI LABORATORIO (II PARTE) Riportare nella tabella le informazioni richieste. Annotare tutti i cambiamenti osservati nel corso della reazione nel 1 e nel 2 caso. INIZIO REAZIONE Osservazioni (Colore, Sviluppo di bolle, Calore, Odore, etc.) DURANTE LA REAZIONE FINE REAZIONE CONCLUSIONI e DOMANDE 1) In questo esperimento, che cosa rappresenta il cambiamento di colore? Spiega la tua risposta in termini di cambiamento da atomi a ioni. Illustrare il cambiamento chimico che si verifica a livello molecolare. 2) In base a quanto osservato, quale reagente è presente per il più lungo periodo di tempo nella prima reazione, quella con 0,51 g di CuCl 2? Questo è il reagente limitante o in eccesso? Spiegare. 3) In base a quanto osservato, quale reagente è presente per il più lungo periodo di tempo nella seconda reazione, quella con 0,1 g di CuCl 2? Questo è il reagente limitante o in eccesso? Spiegare. 4) In base a quanto osservato, quale reagente è presente per il più breve periodo di tempo nella prima reazione, quella con 0,51 g di CuCl 2? Questo è il reagente limitante o in eccesso? Spiegare. 5) In base a quanto osservato, quale reagente è presente per il più breve periodo di tempo nella seconda reazione, quella con 0,1 g di CuCl 2? Questo è il reagente limitante o in eccesso? Spiegare. 6) Gli agenti limitanti sono presenti in entrambe le reazioni. Spiegare. 7) In questi esperimenti, quando e perché la reazione si interrompe? Dare una spiegazione a livello particellare in base ai reagenti disponibili. 8) Possiamo dire soltanto dalle masse quale dei due reagenti sarà potenzialmente il reagente limitante? Perché si o perché no? Tenete presente ciò che sta accadendo a livello molecolare nella reazione chimica. 9) La massa permette di determinare il numero di moli e quindi il numero di particelle disponibili per reagire. Rispondete alle seguenti domande, utilizzando le osservazioni e l'equazione di seguito: Al(s) + CuCl 2 (aq) Cu(s) + AlCl 3 (aq) a) Bilanciare l equazione. b) Sulla base dei dati di laboratorio, calcolare il numero di moli di ciascun reagente nella prima reazione, utilizzando le masse iniziali (0,51 g di CuCl 2 e 0,25 g di alluminio). 47
c) Usando l equazione bilanciata, calcolare il numero di moli di Al necessarie a reagire con tutto il CuCl 2 presente 48
2 ESPERIENZA SINTESI DEL PERBORATO DI SODIO ESAIDRATO L esperienza viene eseguita individualmente. ESECUZIONE Preparazione di Na 2 [B 2 (O 2 ) 2 (OH) 4 ] 6 H 2 O In un bicchiere da 150 ml sciogliere 1.5 g di NaOH in 40-50 ml di acqua (Attenzione: l idrossido di sodio è caustico). Pesare 6 g circa di tetraborato di sodio decaidrato Na 2 B 4 O 7 10 H 2 O e aggiungerli alla soluzione di NaOH. Scaldare la soluzione fino a dissoluzione del tetraborato. Raffreddare la soluzione ottenuta in un bagno di ghiaccio. Aggiungere lentamente, con una pipetta e sotto agitazione, 40 ml di una soluzione acquosa di acqua ossigenata al 6% (Attenzione all acqua ossigenata). Dopo l aggiunta mantenere la soluzione sotto agitazione fino a completamento della precipitazione del perborato di sodio esaidrato Na 2 [B 2 (O 2 ) 2 (OH) 4 ] 6 H 2 O. Separare il precipitato dalla soluzione mediante filtrazione su imbuto di Buchner Lavare il prodotto bianco sul filtro con acqua ghiacciata. Asciugare il prodotto alla pompa ad acqua per circa 10. Pesare il prodotto ottenuto e calcolare la resa di reazione. Reattività di Na 2 [B 2 (O 2 ) 2 (OH) 4 ] 6 H 2 O Preparare 100mL una soluzione di H 2 SO 4 4M in un matraccio da 100 ml a partire da H 2 SO 4 98% (d=1.8 g/ml) Sciogliere 0.5 g circa di prodotto in 10 ml della soluzione 4 M di acido solforico H 2 SO 4 Utilizzare la soluzione per le due prove seguenti: a) a 3-4 ml di tale soluzione aggiungere 1 ml circa di soluzione 0.02 M di permanganato di potassio KMnO 4. b) a 3-4 ml di tale soluzione aggiungere 2 ml circa di una soluzione al 2% in peso di KI. 49
SCHEDA DI LABORATORIO Massa di Na 2 B 4 O 7 10 H 2 O /g... Moli di Na 2 B 4 O 7 10 H 2 O... Massa di Na 2 [B 2 (O 2 ) 2 (OH) 4 ] 6 H 2 O teorica /g... Massa di Na 2 [B 2 (O 2 ) 2 (OH) 4 ] 6 H 2 O ottenuta /g... Resa di reazione... Quali fenomeni mettono in evidenza l azione ossidante di KMnO 4 e l azione riducente di KI? Scrivere e bilanciare le reazioni di ossidoriduzione di KMnO 4 e di KI con il perossido di idrogeno in ambiente acido, sapendo che l ossidazione di quest ultimo dà O 2 e la riduzione H 2 O. Sapendo che la solubilità del perborato a 20 C è 23.0 g/l, calcolare la quantità di perborato che rimane in soluzione ipotizzando che la temperatura della soluzione sia 20 C ed il volume 90.0 ml. 50
3 ESPERIENZA SINTESI DELL ALLUME POTASSICO L esperienza viene eseguita individualmente APPARECCHIATURE E REAGENTI 3 bicchieri da 150 ml imbuto diametro 60 mm cilindro da 100 ml imbuto di Buchner beuta da vuoto da 500 ml vetro d orologio cristallizzatore cartina indicatrice ph piastra agitante e riscaldante carta d'alluminio o lattina per bibite KOH in pastiglie H 2 SO 4 conc EtOH ESECUZIONE 1. Pesare su bilancia analitica 0.5 g di carta d alluminio (ricavarne alcune palline senza comprimere troppo la carta d alluminio). 2. Pesare su bilancia tecnica, in un bicchiere da 150 ml, 1.2 g di KOH in pastiglie. La quantità di KOH è in eccesso rispetto all Al. ATTENZIONE: KOH e caustico; non deve essere toccato con le mani. 3. Aggiungere, mediante cilindro graduato da 100 ml, 25 ml di H 2 O alle pastiglie di KOH sciogliendole completamente. 4. Aggiungere il materiale d alluminio alla soluzione di KOH, scaldare su piastra, sotto agitazione magnetica, fin quasi all ebollizione, coprendo il bicchiere accuratamente con carta da filtro bagnata, per trattenere i vapori caustici. 5. Se durante la reazione il volume della soluzione si riduce per evaporazione dell acqua, aggiungerne dell altra fino a ripristinare il volume di partenza. 6. Al termine della reazione, non si osserva più sviluppo di gas. Si filtra su imbuto di vetro in un bicchiere da 150 ml, utilizzando un filtro a pieghe, per eliminare il precipitato nero. Si ottiene una soluzione limpida. 7. Aggiungere con cautela qualche ml di H 2 SO 4 conc. alla soluzione limpida, verificando con la cartina indicatrice che il ph sia circa 1. 51
Uso della cartina: con l estremità della bacchetta, bagnata di soluzione, si tocca un piccolo pezzo di cartina e si confronta il colore ottenuto con l indicazione della confezione. Non immergere MAI la cartina direttamente nella soluzione. 8. Il residuo bianco che si forma è Al(OH) 3, che scompare scaldando quasi all ebollizione. Se il residuo permane, si può diluire con poca H 2 O. 9. Si raffredda la soluzione ponendo il fondo del bicchiere in un cristallizzatore contenente acqua e ghiaccio e sfregando nel contempo le pareti con la bacchetta di vetro, per favorire la precipitazione dell allume. Il volume della soluzione dovrebbe essere di circa 25-30 ml. Se la diluizione è stata eccessiva, scaldare nuovamente per concentrare la soluzione e ripetere il raffreddamento. 10. Il precipitato viene filtrato su Buchner (vedere 2.4.2.2); si lava 4 volte su filtro con 5 ml di una soluzione di EtOH 50% (10 ml EtOH-10 ml H 2 O). 11. Asciugare bene il precipitato direttamente su Buchner prima di pesarlo. Non asciugare in stufa perchè il composto è instabile al riscaldamento. 52
SCHEDA DI LABORATORIO Massa del materiale contenente Al (g): Massa di KAl(SO 4 ) 2 12H 2 O (g) ottenuta: Moli di Al nel materiale: Massa di Al nel materiale (g) % di Al nel materiale: 53
4 ESPERIENZA DETERMINAZIONE DEL PRODOTTO DI SOLUBILITA DELL IDROSSIDO DI CALCIO L esperienza viene eseguita individualmente. APPARECCHIATURE E REAGENTI 1 burette da 50 ml 3 bicchieri da 150 ml pipetta tarata da 25 ml piastra agitante e riscaldante HCl soluzione 0.05 M Soluzione satura di Ca(OH) 2 Soluzione contenente 14.7 g/l di CaCl 2 2 H 2 O e saturata con Ca(OH) 2 Indicatore verde di bromocresolo ESECUZIONE La soluzione di HCl viene trasferita nella buretta, aiutandosi con un imbuto. N.B.: le soluzioni da analizzare non devono contenere idrossido di calcio in sospensione, che reagirebbe con l acido. È quindi necessario filtrare le soluzioni prima di titolare. In un bicchiere asciutto e pulito si pongono ca. 75 ml della soluzione satura di Ca(OH) 2. Si prepara un filtro di carta piano e, usando l imbuto a gambo lungo, si filtra la soluzione in un altro bicchiere e si elimina il filtro. Mediante pipetta a due tacche da 25 ml si prelevano esattamente 50 ml di soluzione filtrata, e si pongono in un terzo recipiente. Si aggiungono due gocce di verde di bromocresolo e si titola con la soluzione di HCl 0.05 M fino a colorazione azzurrina, determinando la molarità di OH -. Si prelevano poi ca. 75 ml della soluzione di CaCl 2 2 H 2 O e saturata con Ca(OH) 2, e si filtra la soluzione in un altro bicchiere e si elimina il filtro. Mediante pipetta a due tacche da 25 ml si prelevano esattamente 50 ml di soluzione filtrata, e si pongono in un terzo recipiente. Si aggiungono due gocce di verde di bromocresolo e si titola con la soluzione di HCl fino a colorazione azzurrina, determinando la molarità di OH -. 54
SCHEDA DI LABORATORIO Determinare la solubilità di Ca(OH) 2 in assenza e in presenza di ione comune e calcolare il prodotto di solubilità. Completare la tabella di dati seguente: Volume di HCl impiegato (in ml) Moli di HCl impiegate Moli di Ca(OH) 2 disciolte Solubilità di Ca(OH) 2 (moli/l) Solubilità di Ca(OH) 2 (g/l) K ps = [Ca 2+ ][OH - ] 2 Prima titolazione (Media bancone) Seconda titolazione (Media bancone) 55
5 ESPERIENZA TITOLAZIONI ACIDO-BASE. TITOLAZIONE COLORIMETRICA E PH- METRICA.COSTRUZIONE DELLA CURVA DI TITOLAZIONE I PARTE Preparazione di soluzioni standard APPARECCHIATURE E REAGENTI 2 bicchieri da 150 ml beuta da 100 ml beuta da 250 ml buretta da 50 ml pipetta graduata da 10 ml cilindro graduato da 100 ml bottiglia di vetro scuro vetri d orologio piastra agitante e riscaldante HCl circa 0.1 M Na 2 CO 3 H 2 SO 4 concentrato Metilarancio ftalato acido di potassio NaOH circa 0.1 M L esperienza viene eseguita individialmente ESECUZIONE 5 banconi effettueranno la standardizzazione di NaOH, i rimanenti 5 la standardizzazione di HCl Soluzione NaOH 0.1 M Si ha disposizione una soluzione NaOH ~ 0.1 M in matracci da 1L (uno per ogni bancone) Titolazione Si essicca in stufa lo ftalato acido di potassio a 110 C e lo si raffredda o in essiccatore. Si pesano 0.4-0.5 g su bilancia analitica e li si pongono in un bicchiere da 150 ml. 56
Si aggiungono 50 ml di H 2 O mediante cilindro graduato e si agita fino alla dissoluzione del solido. Si aggiungono due gocce di fenolftaleina e si titola con NaOH in soluzione fino a colore rosa tenue permanente. N.B. La buretta deve essere piena (compreso il beccuccio al di sotto del rubinetto) ed azzerata. Si calcola la normalità e la si annota. Si ripete la titolazione almeno altre due volte. Soluzione HCl 0.1 M Si ha disposizione una soluzione HCl ~ 0.1 M in matracci da 1L (uno per ogni bancone) Si pesano 0.10-0.12 g di carbonato sodico precedentemente essiccato in stufa a 270 C e conservato in essiccatore su bilancia analitica e li si pongono in un bicchiere da 150 ml. Si aggiungono, mediante cilindro graduato, 50 ml di H 2 O e due gocce di metilarancio. Si titola con la soluzione di HCl ~ 0.1M. Al punto di viraggio il colore della soluzione cambia da giallo a rosso. Si calcola la molarità e la si annota. Si ripete la titolazione almeno altre due volte. 57
SCHEDA DI LABORATORIO (I PARTE) Soluzione NaOH 0.1 M I Titolazione II Titolazione III Titolazione Volume di titolante al punto di equivalenza......... Titolo della soluzione......... Titolo della soluzione..... (media dei 3 valori) Soluzione HCl 0.1 M I Titolazione II Titolazione III Titolazione Volume di titolante al punto di equivalenza......... Titolo della soluzione......... Titolo della soluzione......... (media dei 3 valori) 58
II PARTE Titolazione potenziometrica L esperienza viene eseguita a coppie. APPARECCHIATURE E REAGENTI buretta da 50 ml 2 bicchieri da 150 ml matraccio tarato da 100 ml pipetta tarata a doppia tacca da 10 ml pipetta tarata a doppia tacca da 25 ml pipetta graduata da 10 ml cilindro graduato agitatore magnetico ph-metro HCl, soluzione standard 0.1 M NaOH, soluzione standard 0.1 M Contenitore con una soluzione di NH 3 a concentrazione incognita tamponi a ph 4 e 7 Titolazione di NH 3 (Determinazione preliminare del punto di equivalenza) In un matraccio tarato da 100 ml si prepara la soluzione di NH 3, prelevando con una pipetta tarata 25mL della soluzione incognita di NH 3 e portando a volume con acqua distillata. Si prelevano con una pipetta tarata 25 ml di soluzione e si trasferiscono in un bicchiere da 150 ml. Si aggiungono 2 gocce di metilarancio Si titola con la soluzione di HCl. Al punto di viraggio il colore della soluzione cambia da giallo a rosso. Si calcola la molarità e la si annota. Titolazione ph-metrica di NH 3 Si prelevano con una pipetta tarata 25 ml della soluzione precedentemente preparata nel matraccio da 100 ml e si trasferiscono in un bicchiere da 150 ml. Si tara il ph-metro con le soluzioni tampone. Si pone il bicchiere sull agitatore magnetico e dopo qualche minuto di agitazione si misura il valore del ph iniziale (assicurarsi che gli elettrodi di misura e di riferimento siano immersi nella soluzione e non tocchino le pareti del bicchiere). 59
Si riempie la buretta con la soluzione standard 0.1 M di HCl. Lavare accuratamente la buretta. E buona norma, dopo il lavaggio con acqua, sciacquare la buretta con la stessa soluzione di HCl che verrà utilizzata per la titolazione. Si effettua la titolazione aggiungendo alla soluzione di NH 3 un volume di 0.5-1 ml di soluzione di HCl per volta. Dopo ogni aggiunta si agita la soluzione fino a stabilità della misura, dopo aver spento l agitatore si registra il valore del ph ed il volume di titolante aggiunto. Si ripetono queste operazioni fino al raggiungimento di un ph di circa 9. A ph inferiore a 9 è consigliabile aggiungere volumi di titolante inferiori a 0.5-1 ml. Interrompere la titolazione al raggiungimento di un valore di ph di circa 2. Si rimuovono gli elettrodi e si lavano con acqua distillata. La titolazione si ripete 2 volte Titolazione di NaOH Si tara il ph-metro con le soluzioni tampone. In un bicchiere da 150 ml si trasferiscono 20 ml di soluzione di HCl prelevati con la pipetta a doppia tacca e 60 ml di acqua distillata misurati in un cilindro graduato. Si pone il bicchiere sull agitatore magnetico e dopo qualche minuto di agitazione si misura il valore del ph iniziale (assicurarsi che gli elettrodi di misura e di riferimento siano immersi nella soluzione e non tocchino le pareti del bicchiere). Si riempie la buretta con la soluzione di NaOH. Si effettua la titolazione aggiungendo alla soluzione di HCl un volume di 0.5-1 ml di soluzione di NaOH per volta. Dopo ogni aggiunta si agita la soluzione per circa due minuti, si misura il ph dopo aver spento l agitatore e si registra il valore del ph ed il volume di titolante aggiunto. Si ripetono queste operazioni fino al raggiungimento di un ph di circa 11. In prossimità del punto di equivalenza è consigliabile aggiungere volumi di titolante inferiori a 0.5-1 ml. Si rimuovono gli elettrodi e si lavano con acqua distillata. 60
SCHEDA DI LABORATORIO Riportare in tabella i punti sperimentali delle titolazioni (volume di titolante, ph misurato). Tracciare le curve di titolazione con EXCEL ed individuare il punto di equivalenza con il metodo delle tangenti parallele. Titolazione di NaOH Titolo della soluzione di HCl... Volume di soluzione di HCl... moli di HCl... Volume di titolante (NaOH) al punto di equivalenza:... moli di NaOH... Titolo della soluzione di NaOH... Titolo di NH 3 Campione n.... Titolo della soluzione di HCl... Volume di titolante (HCl) al punto di equivalenza:... moli di HCl... moli di NH 3... Titolo della soluzione di NH 3... ph al punto di equivalenza... 61
6 ESPERIENZA DETERMINAZIONE DI UNA STECHIOMETRIA DI REAZIONE CON IL METODO DELLE VARIAZIONI CONTINUE L esperienza viene eseguita a coppie. PROCEDURA In laboratorio sono disponibili quattro soluzioni: a) Una soluzione di BaCl2 0.3 M b) una soluzione di (NH4)2HPO4 0.3 M in HCl c) una soluzione di (NH4)2HPO4 0.3 M in acqua d) una soluzione di (NH4)2HPO4 0.3 M in NH3 Ogni coppia prende ca. 40 ml della soluzione a) e ca. 40 ml di una soluzione a scelta tra b), c) e d). Queste non saranno marcate, e quindi il contenuto è incognito. Ogni coppia dovrà munirsi di 6 provette da centrifuga, che vanno pulite, asciugate, numerate e pesate. Le masse andranno annotate in tabella. Si caricano due burette con le soluzioni (non è necessario riempirle completamente) e nelle provette verranno aggiunti 1, 2, 3, 4, 5, 6 ml della soluzione di bario e 6, 5, 4, 3, 2, 1 ml della soluzione di fosfato. In ogni provetta ci saranno quindi 7 ml (2.1 mmol) totali, ma le proporzioni Ba/P saranno diverse. Il contenuto delle provette viene mescolato, e si formerà immediatamente un precipitato. Le sei provette vengono scaldate a bagnomaria per almeno 15 minuti. Questa operazione è fondamentale, e aiuta a formare cristalli grossi e regolari ( digerire il precipitato). Le provette sono centrifugate, ed il liquido limpido viene eliminato (attenzione a non sottrarre del precipitato, né lasciare troppo liquido). Si aggiungono nelle provette 5 ml di acqua distillata, si agita, si centrifuga, si elimina il liquido. Si ripete l operazione con 5 ml di alcol. Le provette sono quindi seccate in stufa a 120. Il giorno dopo le sei provette vengono pesate, e si determina la massa del precipitato sottraendo la tara. Si costruisce un grafico, mettendo sull asse orizzontale la frazioni molari del bario (mol di Ba/mol di Ba + mol di P) nelle provette, e sull asse verticale la massa di precipitato. Il massimo del grafico si avrà quando la frazione molare utilizzata coinciderà con quella del prodotto, e quindi indicherà la formula del sale ottenuto. Le due porzioni del grafico (prima e dopo il massimo) indicano invece le condizioni in cui è presente un diverso agente limitante. 62
SCHEDA DI LABORATORIO Scrivere le tre possibili equazioni di precipitazione, completate e bilanciate: 1-2- 3- Provetta Massa (g) Volume di BaCl 2 Mmol di Ba 2+ Mmol di di (NH 4 ) 2 HPO 4 Mmol di di H 2 PO 4 - Fraz. Molare di Ba Massa finale (g) Massa di precipitat o 1 1.0 6.0 2 2.0 5.0 3 3.0 4.0 4 4.0 3.0 5 5.0 2.0 6 6.0 1.0 Provetta Mmol di Ba 2+ Mmol di - H 2 PO 4 Reagente limitante Mmol di precipitato (teoriche) Mmol di R.L. 1 2 3 4 5 6 63
7 ESPERIENZA PREPARAZIONE E STANDARDIZZAZIONE DI UNA SOLUZIONE DI PERMANGANATO DI POTASSIO L esperienza viene eseguita a coppie. APPARECCHIATURE E REAGENTI buretta da 50 ml matraccio da 250 ml 2 bicchieri da 500 ml agitatore magnetico ph-metro ESECUZIONE Ogni coppia deve preparare la soluzione di KMnO 4 e determinarne la concentrazione. 1) Si calcola e si pesa la quantità di KMnO 4 (MM= 158.03 mg/mmol) necessaria per preparare 0.25 L di soluzione circa 0.02 M 2) Si trasferisce KMnO 4 in un matraccio da 250 ml, si aggiungono circa 200 ml di acqua deionizzata e si scioglie. Si aggiunge acqua fino al livello e si agita bene. 3) Si riempie la buretta con la soluzione di KMnO 4, e si porta a volume 4) Usando una vaschetta pesacampioni, si pesano esattamente su bilancia analitica 1.0-1.2 mmoli di ossalato di sodio (Na 2 C 2 O 4, P.M = 134 mg/mmol) e si trasferiscono in un becker pulito. Si scioglie in ca. 50 ml di acqua deionizzata e si aggiungono 3 ml di H 2 SO 4 conc. 5) Si aggiungono mediante buretta 2 5 ml della soluzione di permanganato (la buretta non va azzerata, ed il volume di soluzione aggiunto va conteggiato nel volume di equivalenza), e si scalda il becker su piastra, fino a che la soluzione non torna incolore. Si completa la titolazione, fino a che la soluzione titolata assume una colorazione rosa persistente, dovuta all eccesso di permanganato. In laboratorio sarà disponibile una miscela solida contenente un sale di Fe(II) ed un sale inerte. Si pesano su bilancia analitica circa 1 g di miscela, e si trasferisce accuratamente in un becker pulito. Si aggiungono 100 ml di acqua demineralizzata e 3 ml di H 2 SO 4 conc. Si scioglie bene. Si introduce l elettrodo inerte nel becker, ci si assicura che il potenziometro sia in modalità mv, e si titola, registrando i valori di potenziale dopo ogni aggiunta. Inizialmente si 64
aggiungono 2 ml per volta. In prossimità del punto di equivalenza (circa 545 mv) si riducono le aliquote a 0.1 ml per volta. La fine della titolazione è segnalata dalla formazione di una colorazione rosa persistente, dovuta all eccesso di permanganato, e da una nettissima variazione di potenziale. Si calcola la percentuale di Fe(II) nella miscela 65
SCHEDA DI LABORATORIO Stardardizzazione della soluzione di KMnO 4 Bilanciare la reazione coinvolta: MnO 4 - + C 2 O 4 2- + H + Mn 2+ + CO 2 + H 2 O Moli di KMnO 4 pesate Molarità (nominale) di KMnO 4 Massa di Na 2 C 2 O 4 (in mg) Mmoli di KMnO 4 da utilizzare (v. equazione) Volume di KMnO 4 utilizzato (in ml) Molarità (effettiva) di KMnO 4 Titolazione potenziometrica Bilanciare la reazione coinvolta: MnO 4 - + Fe 2+ + H + Mn 2+ + Fe 3+ + H 2 O (Allegare grafico in EXCEL) Massa di miscela (in mg) Volume di KMnO 4 impiegato = V eq moli di KMnO 4 impiegato Moli di Fe 2+ Massa di Fe % di ferro nella miscela 66
13 ANALISI QUALITATIVA IDENTIFICAZIONE DI CATION L esperienza viene eseguita a coppie. 12.1 PROCEDURA SPERIMENTALE Prendere una provetta (annotarsi il numero) contenente una miscela di cationi compresi tra quelli elencati di seguito: NH 4 +, Ag +, Cu 2+, Mn 2+, Fe 3+ (e Fe 2+ ), Ni 2+, Al 3+, Zn 2+. Effettuare le operazioni nell ordine riportato di seguito per identificare gli ioni presenti nella miscela. Completare la scheda riportata alla fine del paragrafo mentre si procede nell esperienza. Per ogni operazione indicare il reagente o i reagenti utilizzati per la reazione; l osservazione sperimentale (colore, odore ecc.) relativa alla fase o alle fasi (gas, surnatante, precipitato, soluzione) presenti alla fine di ogni operazione; i composti responsabili delle osservazioni sperimentali; il catione identificato nel caso l operazione indicata si riferisca ad una reazione di identificazione specifica per un catione (indicare eventualmente anche il risultato negativo). [1] Identificazione dello ione ammonio NH 4 + Versare 1 ml di soluzione contenente la miscela di cationi in una provetta. Aggiungere 5 gocce di NaOH conc. Si libera NH 3 dal caratteristico odore (se necessario scaldare leggermente in bagno di acqua calda). Verificare la produzione di NH 3 ponendo all imboccatura della provetta un pezzo di cartina indicatrice inumidito (la presenza di ammoniaca è indicata dalla comparsa del colore corrispondente ad un ph basico). Lo ione NH 4 + è stabile in soluzione acida; in soluzione basica si sviluppa ammoniaca gassosa: NH 4 + (aq) + OH - (aq) NH 3 (g) + H 2 O (l) [2] Precipitazione dei cloruri insolubili Prelevare 4 ml di soluzione contenente la miscela di cationi e versarli in una provetta da centrifuga. Aggiungere circa 1 ml di HCl conc. 67
Centrifugare. Il precipitato bianco è dovuto ad AgCl, il surnatante contiene gli altri cationi che non precipitano come cloruri. Separare il surnatante versandolo in una provetta. Aggiungere qualche goccia di HCl conc. al surnatante per verificare la completa precipitazione dello ione Ag +. Qualora precipitasse altro AgCl, centrifugare nuovamente per eliminare il precipitato. Conservare il surnatante per le analisi ulteriori (operazione [4] e seguenti). L identificazione del precipitato verrà effettuata con l operazione [3]. Lo ione Ag + precipita da una soluzione contenente ioni Cl - come AgCl, sale insolubile bianco il cui prodotto di solubilità è K s = 10-10 : Ag + (aq) + Cl - (aq) AgCl (s) Non si deve operare con un largo eccesso di ioni Cl - formazione dello ione complesso solubile AgCl - 2 : per evitare la AgCl (s) + Cl - (aq) AgCl 2 - (aq) [3] Identificazione del catione Ag + Aggiungere 2 ml di NH 3 conc. al precipitato di AgCl ottenuto nell operazione [2]. Dividere la soluzione in due aliquote, (a) e (b) da 1 ml. (a) Aggiungere HNO 3 conc. fino ad avere una soluzione acida (verificare con la cartina indicatrice). La formazione di un precipitato bianco di AgCl conferma la presenza di ioni Ag +. (b) Aggiungere qualche goccia di una soluzione di KI. La formazione di un precipitato giallo di AgI conferma la presenza di ioni Ag +. Il sale insolubile AgCl si scioglie in soluzione ammoniacale con formazione dello ione complesso solubile diamminoargento [Ag(NH 3 ) 2 ] + : AgCl (s) + 2 NH 3 (aq) [Ag(NH 3 ) 2 ] + (aq) + Cl - (aq) 68
Lo ione [Ag(NH 3 ) 2 ] + è instabile in soluzione acida; aggiungendo HNO 3 alla soluzione ammoniacale contenente lo ione complesso e gli ioni Cl - si ha la reazione: [Ag(NH 3 ) 2 ] + (aq) + Cl - (aq) + 2 H 3 O + (aq) AgCl (s) + 2 NH 4 + (aq) + 2 H 2 O AgI è un sale insolubile giallo il cui prodotto di solubilità è K s = 10-16. A differenza di AgCl, è praticamente insolubile in NH 3 ; per questo motivo è possibile precipitarlo direttamente dalla soluzione ammoniacale per aggiunta di ioni I - senza aggiunta di acido: [Ag(NH 3 ) 2 ] + (aq) + I - (aq) AgI (s) + 2 NH 3 (aq) Per una discussione più approfondita degli equilibri coinvolti in queste reazioni si rimanda al paragrafo 22.1. [4] Precipitazione dei solfuri insolubili a ph 0.5 Riprendere il surnatante ottenuto nell operazione [2]. Verificare con la cartina indicatrice che il ph sia 0.5, altrimenti aggiungere HCl conc. fino a tale valore. Aggiungere 30 gocce di soluzione di tioacetammide e scaldare per qualche minuto in bagno di acqua calda ( 95 C). Attenzione: operare sotto cappa ed evitare di respirare i vapori. Raffreddare e centrifugare. Dopo la centrifugazione verificare che non si formi più precipitato ripetendo l aggiunta di tioacetammide (qualche goccia). Il precipitato contiene CuS nero ed eventualmente tracce di S elementare, il surnatante contiene gli altri ioni in soluzione che non precipitano come solfuri in queste condizioni. Separare il surnatante e conservarlo per le analisi ulteriori (operazione [6] e successive) ponendolo direttamente in una provetta da centrifuga. Lavare il precipitato con NH 4 NO 3 ed eliminare le acque di lavaggio. L identificazione del precipitato verrà effettuata con l operazione [5]. I solfuri dei cationi di questo gruppo (Cu 2+ ) sono insolubili in soluzioni acide di concentrazione almeno 3 M, ph = 0.5. A ph 0.5, precipitano i solfuri degli altri cationi. Il controllo del ph è estremamente importante perché determina la quantità di ione solfuro S 2- presente in soluzione. Per la precipitazione dei solfuri, infatti, si utilizza una soluzione acquosa di acido solfidrico H 2 S, preparata per degradazione termica in H 2 O di tioacetammide CH 3 CSNH 2, secondo la reazione: CH 3 CSNH 2 (s) + 2 H 2 O (l) CH 3 COO - (aq) + NH 4 + (aq) + H 2 S (aq) 69
H 2 S è un gas maleodorante e tossico. Per questo motivo si preferisce generarlo direttamente in situ per ridurne al minimo la quantità utilizzata. Lo ione solfuro S 2- è prodotto dalla dissociazione in acqua di H 2 S, acido debole diprotico, secondo gli equilibri: H 2 S (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + HS - (aq) K 1 = 1.1 x 10-7 HS - (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + S 2- (aq) K 2 = 1.1 x 10-14 Ad alte concentrazioni di H 3 O + (basso valore di ph) gli equilibri sono spostati verso sinistra ed in soluzione vi è una concentrazione di S 2- molto bassa. Diminuendo la concentrazione di H 3 O + gli equilibri si spostano verso destra e la concentrazione di S 2- in soluzione aumenta. Il solfuro di rame CuS precipita già in soluzioni a ph 0.5 perché ha un prodotto di solubilità K s molto basso (vedi Tabella 22.1) e, quindi, necessita della presenza di una quantità molto piccola di ioni S 2- per precipitare. L aumento di ph con conseguente aumento di ioni S 2- induce la precipitazione dei solfuri degli altri cationi che sono relativamente più solubili, come risulta dai valori di K s più elevati. H 2 S si comporta anche come agente riducente nei confronti dei cationi Fe 3+, ossidandosi a zolfo elementare (che rimane disperso nel precipitato di CuS) secondo la reazione: H 2 S (aq) + 2 Fe 3+ (aq) 2 Fe 2+ (aq) + S (s) + 2 H + (aq) Per questo motivo non precipita il solfuro di Fe 3+, tra i solfuri più insolubili, nonostante abbia un valore di K s tale da renderlo precipitabile a queste condizioni di ph. [5] Identificazione del catione Cu 2+ Aggiungere 1-2 ml di HNO 3 conc al precipitato di CuS. Scaldare in bagno di acqua calda fino alla dissoluzione del precipitato (potrebbe essere necessario scaldare direttamente sulla fiamma). Attenzione: operare sotto cappa e non respirare i vapori che si liberano nella reazione. Raffreddare ed eliminare S che si produce nella reazione utilizzando una bacchetta di vetro. Aggiungere con cautela alcune gocce di NH 3 conc. (si ha un notevole sviluppo di calore). La formazione di una soluzione blu, dovuta al complesso tetrammino- Cu(II), [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+, indica la presenza di ioni Cu 2+. CuS viene dissolto in HNO 3 che ossida lo ione S 2- a zolfo elementare S riducendosi ad NO: 3 CuS (s) + 8 HNO 3 (aq) 3 Cu(NO 3 ) 2 (aq) + 3 S (s) + 2 NO (g) + 4 H 2 O (l) 70
Il catione Cu 2+ in soluzione viene complessato da NH 3 : Cu 2+ (aq) + 4 NH 3(aq) [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ (aq) [6] Precipitazione di solfuri insolubili a ph > 0.5 Riprendere il surnatante ottenuto nell operazione [4]. Aggiungere 2 ml di soluzione di NH 4 Cl Aggiungere NH 3 fino ad avere una soluzione basica (verificare con la cartina indicatrice). Aggiungere 10-15 gocce di soluzione di tioacetammide e scaldare per qualche minuto in bagno di acqua calda ( 95 C). Attenzione: operare sotto cappa e non respirare i vapori. Raffreddare e centrifugare. Il precipitato contiene i solfuri MnS, NiS, FeS, ZnS e l idrossido Al(OH) 3. Il surnatante contiene i cationi che non hanno reagito in queste condizioni. Separare il surnatante e conservarlo in una provetta per l analisi successiva (operazione [17] e seguenti). Lavare il precipitato con H 2 O ed eliminare le acque di lavaggio. L ulteriore separazione del precipitato verrà effettuata nell operazione [7] e seguenti. I cationi Mn 2+, Ni 2+, Zn 2+, Fe 2+, in soluzione basica contenente ioni S 2- danno solfuri insolubili come già discusso nel punto [2]. Mn 2+ (aq) + S 2- (aq) MnS (s) Ni 2+ (aq) + S 2- (aq) NiS (s) Zn 2+ (aq) + S 2- (aq) ZnS (s) Fe 2+ (aq) + S 2- (aq) FeS (s) Il valore del ph della soluzione è determinato dalla coppia NH 4 + /NH 3 (tampone ammoniacale, ph 9). A questo ph il catione Al 3+ non forma il solfuro ma precipita come idrossido insolubile Al(OH) 3 : Al 3+ (aq) + 3 OH - (aq) Al(OH) 3 (s) Il ph deve essere tamponato a questo valore perché a ph più basici Al(OH) 3, composto anfotero, si ridiscioglie come [Al(OH) 4 ] - 71
[7] Dissoluzione del precipitato di MnS, NiS, FeS, ZnS e Al(OH) 3 Riprendere il precipitato ottenuto nell operazione [6]. Aggiungere 10 gocce di HCl conc. e 15 gocce di HNO 3 conc.. Scaldare in bagno di acqua calda ( 95 C) fino a dissoluzione del precipitato. Si separa zolfo elementare. Raffreddare ed eliminare S elementare con una bacchetta (se necessario centrifugare). Conservare la soluzione per l operazione [8] e seguenti. I solfuri MnS, FeS, ZnS e l idrossido Al(OH) 3 si sciolgono in acidi forti: MnS (s) + 2 H + (aq) Mn 2+ (aq) + H 2 S (aq) FeS (s) + 2 H + (aq) Fe 2+ (aq) + H 2 S (aq) ZnS (s) + 2 H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 S (aq) Al(OH) 3(s) + 3 H + (aq) Al 3+ (aq) + 3 H 2 O (l) Per sciogliere NiS è necessario un acido ossidante come HNO 3 : 3 NiS (s) + 8 HNO 3(aq) 3 Ni(NO 3 ) 2(aq) + 3 S(s) + 2 NO (g) + 4 H 2 O (l) HNO 3 ossida anche Fe 2+ a Fe 3+ : 3 Fe 2+ (aq) + NO 3 - (aq) + 4 H + (aq) 3 Fe 3+ (aq) + NO (g) + 2 H 2 O (l) [8] Separazione dei cationi Mn 2+, Ni 2+, Fe 3+ dai cationi Zn 2+ e Al 3+ Riprendere il surnatante ottenuto nell operazione [7] e trasferirlo in un crogiolo. Scaldare con cautela sulla fiamma fino ad ottenere un residuo umido. Attenzione: non portare a secco la soluzione. Aggiungere ancora 1-2 ml di HNO 3 conc. e ripetere l operazione precedente fino alla formazione del residuo umido. Sciogliere il residuo in 3-4 ml di H 2 O. Trasferire la soluzione in una provetta da centrifuga. Aggiungere 2 ml di NaOH conc.. Si forma un precipitato contenente una miscela di idrossidi insolubili: Mn(OH) 2, Ni(OH) 2, Fe(OH) 3. Il surnatante contiene alluminati [Al(OH) 4 ] - e zincati [Zn(OH) 4 ] 2- solubili. Centrifugare. 72
Separare il surnatante e conservarlo in una provetta da centrifuga per le analisi successive (operazione [14] e seguenti). Lavare il precipitato con 5 gocce di NaOH conc., centrifugare e unire le acque di lavaggio al surnatante. L ulteriore separazione del precipitato verrà effettuata nell operazione [9] e seguenti. L addizione della base forte NaOH alla soluzione induce la precipitazione degli idrossidi insolubili di Mn 2+, Ni 2+, Fe 2+ (vedi K s in tabella 22.1): Mn 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Mn(OH) 2 (s) Ni 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Ni(OH) 2 (s) Fe 3+ (aq) + 3 OH - (aq) Fe(OH) 3 (s) Gli idrossidi di Zn 2+ e Al 3+ non precipitano ma, essendo anfoteri, in presenza di una base forte formano idrossoalluminati ed idrossozincati solubili: Al 3+ (aq) + 3 OH - (aq) Al(OH) 3 (s) Al(OH) 3 (s) + OH - (aq) [Al(OH) 4 ] - (aq) Zn 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Zn(OH) 2 (s) Zn(OH) 2 (s) + 2 OH - (aq) [Zn(OH) 4 ] 2- (aq) [9] Dissoluzione del precipitato di Mn(OH) 2, Ni(OH) 2, Fe(OH) 3 Riprendere il precipitato ottenuto nell operazione [8]. Aggiungere 2 ml di HNO 3 conc. e sciogliere il precipitato. Potrebbe essere necessario scaldare in bagno di acqua calda per completare la dissoluzione del precipitato ( 95 C). La soluzione ottenuta verrà parzialmente utilizzata per l identificazione dello ione Mn 2+ (operazione [10]) e per le analisi successive (operazione [11] e seguenti). In acido nitrico gli idrossidi si sciolgono secondo le reazioni: Mn(OH) 2(s) + 2 H + (aq) Mn 2+ (aq) + 2 H 2 O (l) Ni(OH) 2(s) + 2 H + (aq) Ni 2+ (aq) + 2 H 2 O (l) Fe(OH) 3(s) + 3 H + (aq) Fe 3+ (aq) + 3 H 2 O (l) 73
[10] Identificazione del catione Mn 2+ Prelevare 0.5 ml circa di soluzione ottenuta nell operazione [9] e versarli in una provetta. Aggiungere una piccola quantità di bismutato di sodio NaBiO 3 solido. Attenzione: operare sotto cappa evitando il contatto con NaBiO 3. La formazione di una colorazione viola dovuta allo ione permanganato MnO 4 - indica la presenza di Mn 2+. Qualora il colore viola scomparisse dopo la formazione aggiungere altro NaBiO 3. Il bismutato di sodio NaBiO 3 è un forte ossidante, in grado di ossidare lo ione Mn 2+ a MnO 4 - secondo la reazione: 2 Mn 2+ (aq) + 5 BiO 3 - (aq) + 14 H + (aq) 2 MnO 4 - (aq) + 5 Bi 3+ (aq) + 7 H 2 O (l) La scomparsa del colore viola dopo la formazione è dovuta alla presenza di ioni cloruro Cl - che vengono ossidati dal permanganato. [11] Separazione dei cationi Ni 2+ e Fe 3+ Riprendere la quantità rimanente di soluzione ottenuta nell operazione [9] e trasferirla in una provetta da centrifuga. Aggiungere 10 gocce circa di NH 4 Cl. Aggiungere NH 3 a gocce fino ad avere una soluzione basica (verificare con la cartina indicatrice). A questo punto aggiungere ancora qualche goccia di NH 3 per operare in eccesso di reagente. Si forma un precipitato bruno di Fe(OH) 3. Il surnatante contiene il catione complesso blu solubile esaammino-ni(ii), [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+. Centrifugare. Separare il surnatante e conservarlo in una provetta per l analisi successiva (operazione [13]). Il precipitato verrà analizzato nell operazione [12]. In una soluzione basica precipita Fe(OH) 3 come già descritto nell operazione [6]. In presenza di un eccesso di NH 3 il catione Ni 2+ forma il catione esammino complesso solubile: Ni 2+ (aq) + 6 NH 3(aq) [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+ (aq) 74
[12] Identificazione del catione Fe 3+ Riprendere il precipitato ottenuto nell operazione [11]. Sciogliere il precipitato con HCl conc. Aggiungere 2 gocce di tiocianato d ammonio NH 4 SCN. La comparsa di un colore rosso sangue dovuto alla formazione del complesso [Fe(SCN) 6 ] 3- indica la presenza di Fe 3+. Come già riportato nell operazione [9], Fe(OH) 3 si scioglie in acidi. L aggiunta di ione tiocianato SCN - porta alla formazione del complesso [Fe(SCN) 6 ] - : Fe 3+ (aq) + 6 SCN - (aq) [Fe(NCS) 6 ] 3- (aq) [13] Identificazione del catione Ni 2+ Riprendere il surnatante ottenuto nell operazione [11]. Aggiungere 3 gocce di soluzione di dimetilgliossima (H 2 DMG). La comparsa di una brillante colorazione rosso dovuta alla precipitazione di un complesso dimetilgliossimato di Ni(II), indica la presenza di Ni 2+. La dimetilgliossima (H 2 DMG) è un reagente organico in grado di complessare lo ione Ni 2+ come ione dimetilgliossimato (HDMG) -. H 2 DMG è un reagente che dà complessi insolubili solo con Pt 2+, Pd 2+, Bi 3+, Ni 2+. A questo punto della separazione, però, la reazione è specifica per l identificazione del Ni 2+ in quanto gli altri cationi, se fossero stati presenti, sarebbero stati già eliminati nei gruppi precedenti. H 2 DMG dà anche complessi solubili con Cu 2+ e Fe 2+ il cui colore potrebbe interferire nell identificazione di Ni 2+ ; Cu 2+ e Fe 2+, però, sono già stati eliminati nelle operazioni precedenti. La reazione globale è la seguente: [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+ (aq) + 2 H 2 DMG (aq) Ni(HDMG) 2(s) + 2 NH 4 + (aq) + 4 NH 3(aq) Lo ione (HDMG) - si forma per reazione acido-base con NH 3 CH 3 C NOH CH C 3 NOH NH 3 CH 3 C NOH C CH 3 NO - 75
e si lega allo ione Ni 2+ per dare il complesso dal caratteristico color rosso OH 2 CH 3 C NOH CH 3 C - NO + Ni 2+ CH 3 C CH C 3 N NO Ni 2 [14] Separazione dei cationi Al 3+ e Zn 2+ Riprendere il surnatante ottenuto nell operazione [8] e versarlo in una provetta da centrifuga. Aggiungere qualche goccia di HNO 3 conc. fino a ph acido (verificare con la cartina indicatrice). Aggiungere qualche goccia di NH 3 fino a ph 9. A questo punto aggiungere ancora qualche goccia di NH 3 per operare in eccesso di reagente. Scaldare la soluzione per qualche minuto in bagno di acqua calda ( 95 C). Il precipitato è costituito da Al(OH) 3. Il surnatante contiene lo ione complesso solubile tetrammino-zn(ii), [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+. Separare il surnatante e conservarlo in una provetta per l analisi successiva (operazione [16]). Il precipitato verrà analizzato nell operazione [15]. Un eccesso di acido riporta in soluzione come ioni Zn 2+ e Al 3+ gli alluminati e gli zincati: [Al(OH) 4 ] - (aq) + 4 H + (aq) Al 3+ (aq) + 4 H 2 O (l) [Zn(OH) 4 ] 2- (aq) + +4 H + (aq) Zn 2+ (aq) + 4 H 2 O (l) A ph 9 in presenza di un eccesso di NH 3, Al 3+ riprecipita come idrossido insolubile mentre lo ione Zn 2+ forma lo ione complesso tetramminozinco solubile: Zn 2+ (aq) + 4 NH 3(aq) [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ (aq) 76
[15] Identificazione del catione Al 3+ Riprendere il precipitato ottenuto nell operazione [14]. Lavare il precipitato con 2 ml circa di H 2 O calda. Eliminare l acqua di lavaggio (potrebbe essere necessario ricorrere alla centrifuga). Sciogliere il precipitato con alcune gocce di HNO 3 conc.. Aggiungere 2 gocce di reagente aluminon ed agitare. Aggiungere NH 3 fino a che la soluzione diventi nuovamente basica e si riformi nuovamente il precipitato di Al(OH) 3. Centrifugare. Se il precipitato è colorato in rosa e la soluzione surnatante incolore, nel campione è presente Al 3+. Il reagente aluminon è un colorante rosso che si adsorbe sulla superficie del precipitato gelatinoso di Al(OH) 3 quando questo riprecipita in ambiente basico dopo l aggiunta di NH 3 alla soluzione acida dello ione Al 3+. La reazione può essere scritta come: Al 3+ (aq) + 3 NH 3(aq) + 3 H 2 O (l) + alum. (aq) Al(OH) 3 alum. (s) + 3 NH 4 + (aq) L aluminon è un sale di ammonio di un acido tricarbossilico (acido aurintricarbossilico): [16] Identificazione del catione Zn 2+ Riprendere il surnatante ottenuto nell operazione [14]. Aggiungere HCl conc. fino a ph acido (verificare con la cartina indicatrice). 77
Se necessario ridurre il volume della soluzione a circa 2 ml, facendo evaporare l eccesso di acqua per riscaldamento. Aggiungere 3 gocce di soluzione di esacianoferrato di potassio K 4 Fe(CN) 6 ed agitare. Un precipitato verde chiaro di K 2 Zn 3 [Fe(CN) 6 ] 2 indica la presenza del catione Zn 2+ (potrebbe essere necessario usare la centrifuga per rendere compatto il precipitato). La soluzione contenente [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ viene acidificata: [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ (aq) + 4 H + (aq) 4 NH 4 + (aq) + Zn 2+ (aq) e ad essa viene aggiunto K 4 Fe(CN) 6 che forma il complesso verde chiaro K 2 Zn 3 [Fe(CN) 6 ] 2 secondo la reazione: 3 Zn 2+ (aq) + 2 K 4 Fe(CN) 6(aq) K 2 Zn 3 [Fe(CN) 6 ] 2(s) + 6 K + (aq) La reazione globale dei due processi è data da: 3 [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ (aq) + 2 K 4 Fe(CN) 6(aq) + 12 H + (aq) K 2 Zn 3 [Fe(CN) 6 ] 2(s) + 12 NH 4 + (aq) + 6 K + (aq) 78
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