Indicatori di pH

Un indicatore di pH è una sostanza che cambia colore a seconda del pH della soluzione. Ma come mai ci sono tanti indicatori diversi? Quale indicatore usare in quale situazione? In questo esperimento gli studenti dovranno scegliere gli indicatori opportuni per individuare cinque diverse variazioni di pH in cinque diverse provette.

Foto di Gabriele Battilani

Determinazione del carbonato di calcio in un guscio d'uovo

Un guscio d’uovo è composto da carbonato di calcio, zinco, fosforo, manganese, ferro e cromo. Un uovo di dimensioni medie contiene nel guscio circa 750-800 mg di calcio e rappresenta circa il 10% del peso dell’uovo. Con questa esperienza proveremo a calcolare l'effettiva quantità in percentuale di Carbonato di Calcio in un guscio d'uovo.

Durata: 1h

Scopo:

Determinare la percentuale di carbonato di calcio in un guscio d'uovo, mediante una retrotitolazione acido-base.

Teoria:

Il carbonato di calcio è un sale basico poco solubile ed è quindi un composto difficile da titolare. Per determinarne la concentrazione in percentuale è quindi necessario procedere con una retrotitolazione, ovvero una titolazione in cui l'analista è fatto reagire preventivamente con una quantità nota di reagente in eccesso. La titolazione avverrà poi sul reagente in eccesso titolato con un secondo titolante a concentrazione nota.

Materiale:

• 3 uova 
• HCl 0.5 M
• NaOH 0.5 M
• Fenolftaleina

Strumenti:

• Bilancia tecnica
• Becher da 500 ml
• Piastra riscaldante
• Sostegni e pinze a ragno x2
• Burette x2
• Imbuti x2
• Beute x2
• Vetrino d'orologio
• Mortaio e pestello
• Spatola
• Stufa

Procedimento:

1. Bollire le uova, raffreddarle e sgusciarle;
2. Eliminare dai gusci la membrana interna e macinare nel mortaio fino ad ottenere una polvere;
3. Seccare la polvere nella stufa a 105° C per 30 minuti;
4. Pesare una quantità nota di polvere e inserire in una beuta;
5. Aggiungere 35 ml di HCl 0.5 M;
6. Bollire per 5 minuti su piastra per favorire la dissoluzione;
7. Raffreddare e aggiungere 2 gocce di fenolftaleina;
8. Titolare con NaOH fino a un viraggio al rosa permanente per almeno 10 secondi;
9. Procedere con l'analisi dei dati per determinare la percentuale di carbonato di calcio presente nel guscio d'uovo.

Risultato:

Analizzando i dati con i seguenti calcoli si ottiene:

Moli di HCl = M x V / 1000

Moli di NaOH = M1 x V1 / 1000

Moli di CaCO3 = 1/2 (moli di HCl - moli di NaOH)

Massa di CaCO3 = moli x massa molare

%CaCO3 = grammi sperimentali x 100 / massa polvere pesata

Consigli di sicurezza:

Utilizzare protezione per gli occhi, camice e guanti.

Commenti:

Bibliografia:

https://farelaboratorio.accademiadellescienze.it/esperimenti/scienze/29 

https://www.chimicamo.org/chimica-analitica/retrotitolazione/

Soluzioni tampone

Le soluzioni tampone sono miscele costituite da un acido debole e il suo sale con una base forte (la sua base coniugata) oppure una base debole e il suo acido coniugato. La loro proprietà è quella di riuscire a mantenere inalterato il pH in seguito all'aggiunta di moderate quantità di acidi o basi forti.

Durata: 1 ora

Scopo:

Verificare il potere tamponante di una soluzione tampone creata al momento

Teoria:

Prendendo l'esempio di una soluzione tampone costituita da CH3COOH e CH3COONa avremo che l'acido acetico dissocia parzialmente essendo un acido debole: 

CH3COOH + H2O → CH3COO- + H3O+

mentre l'acetato di sodio dissocia completamente: 

CH3COONa → CH3COO- + Na+  

Il sale serve ad aumentare la concentrazione dello ione CH3COO- che permetterà la formazione di una soluzione con concentrazioni simili di CH3COOH e CH3COO- necessari per conferire il potere tamponante alla soluzione.

  

Materiale:

• Acqua distillata
• Indicatore universale
• HCl 0,1 M
• NaOH 0,1 M
• CH3COOH 0,1 M
• CH3COONa 0,1 M

Strumenti:

• 6 provette
• Portaprovette
• Pipette

Procedimento:

1. Introdurre nelle prime 3 provette 4 ml di acqua distillata;
2. Introdurre nelle seconde 3 provette 2 ml di acido acetico + 2 ml di acetato di sodio;
3. Aggiungere 2 gocce di indicatore universale ad ogni provetta;
4. Aggiungere a una provetta contenente acqua e a una contenente soluzione tampone 5 gocce di HCl 0,1 M;
5. Aggiungere ad altre provette contenenti acqua e soluzione tampone 5 gocce di NaOH 0,1 M;
6. Le altre provette servono come riferimento quindi non aggiungere nulla;
7. Osservare i valori di pH di ogni provetta.

Risultato

Aggiungendo alcune gocce di acido e base forte alle provette contenenti acqua e indicatore universale noteremo un viraggio cromatico notevole dato dal cambiamento di pH della soluzione.

Le provette contenenti acqua alle quali sono state aggiunte 

 - 5 gocce di acido cloridrico diventano di colore rosso che corrisponde a un pH di circa 2

 - 5 gocce di idrossido di sodio diventano di colore blu che corrisponde a un pH di circa 11

 - nulla rimane verdognolo che corrisponde a un pH 7

Aggiungendo alcune gocce di acido e base forte alle provette contenenti la soluzione tampone e indicatore universale non noteremo alcun cambiamento di colore, prova del fatto che il pH rimane costante mitigato dal potere tamponante della soluzione.

All'aggiunta di un acido forte alla soluzione tampone aumenteranno gli ioni H3O+ che verranno annullati da CH3COO-  (CH3COOH + H2O → CH3COO- + H3O+  la reazione si sposta verso sinistra).

All'aggiunta di una base forte gli ioni OH- saranno neutralizzati dagli ioni H3O+ generati dalla dissociazione dell'acido acetico.

  

Consigli di sicurezza:

Utilizzare guanti e dispositivi di protezione per maneggiare gli acidi e le basi forti.

Fare attenzione alla vetreria.

Commenti:

Bibliografia:

https://www.skuola.net/chimica/organica/soluzioni-tampone.html

https://www.chimica-online.it/download/acidi_basi/soluzioni_tampone.htm

Preparazione della liscivia

La liscivia è una soluzione alcalina contenente solitamente idrossido di sodio (soda caustica) oppure idrossido di potassio (potassa caustica) intorno al 33%. Veniva utilizzata anticamente come detergente per panni, usato prima della diffusione delle lavatrici e dei moderni detersivi, realizzato trattando con acqua bollente la cenere di legno o di carbone di legna, che contiene grandi quantità di carbonato di sodio e di potassio.

I primi saponi sono stati ottenuti con l'azione della liscivia sui grassi come olio d'oliva o sego; tale processo è conosciuto come saponificazione. 

L'abitudine all'uso della liscivia per la pulizia è molto antica, essa è documentata fino dai tempi degli Assiri (2500 a.C.), e si è conservata per tutto il Medioevo, il Rinascimento e, nelle zone rurali, fino all'inizio del XX secolo. Dai paesi del medio oriente viene poi l'uso di aggiungere olio d'oliva o grasso animale alla liscivia calda per ottenere così il sapone.

Durata:  2 ore ebollizione + 24 ore per cristallizzare

Scopo:

Preparazione del carbonato di potassio dalla cenere di legno

Teoria:

La cenere di legno è composta principalmente da quattro elementi: Calcio, Potassio, Fosforo, Magnesio.

Dalle ceneri di legno è possibile ottenere un composto potassico fortemente basico, per questo motivo per secoli la liscivia, prodotta dall'ebollizione delle ceneri di legno, è stata il migliore detergente da bucato.

Più in generale la cenere di legno è stata sempre considerata un ottimo fertilizzante potassico. Il potassio, infatti, è uno dei 3 elementi necessari in relativamente forte quantità ( megaelementi ) a garantire la germinazione, la crescita e la fruttificazione delle piante.

Materiale:

• Cenere di legno
• Acido cloridrico sol. 1/3
• Acqua distillata

Strumenti:

• Filtro di carta
• Imbuto
• Sostegno per imbuto
• Cartine all'indicatore universale
• Filo nickel-cromo
• Vetro al cobalto
• Becher da 250 ml
• Bacchetta in vetro
• Palline in vetro
• Piastra riscaldante
• Becco bunsen

Procedimento:

1. Versare 200 ml di acqua distillata in un becher;
2. Aggiungere 3 g di cenere di legno mescolando fino a completa dispersione;
3. Aggiungere 5 palline di vetro per favorire un'ebollizione uniforme e porre su piastra riscaldante;
4. Mescolare e mantenere l'ebollizione per circa 2 ore;
5. Aggiungere acqua distillata per mantenerne il livello inalterato;
6. Spegnere la piastra e lasciare riposare per circa 15 minuti facendo decantare le particelle di cenere;
7. Filtrare il sopranatante con filtro di carta e immutino sgocciolando il filtrato in un nuovo becher;
8. Mettere il becher col filtrato sulla piastra riscaldante e portare a ebollizione finché il volume non si sarà ridotto di 1/10 (circa 10 ml);
9. Lasciare evaporare per almeno 24 ore per permettere la cristallizzazione del sale;
10. Raccogliere i cristalli di carbonato di potassio e procedere con un saggio alla fiamma.
11. Procedere al saggio con cartina indicatrice per verificare il pH dei cristalli.

Risultato:

Il carbonato di potassio se sottoposto al saggio alla fiamma emette una colorazione violetta tipica degli ioni potassio, tuttavia la possibile presenza di sodio potrebbe mascherare la colorazione viola, per cui è necessario procedere all'osservazione tramite un vetro al cobalto.

Il saggio del pH con cartina indicatrice evidenzia il carattere fortemente basico del carbonato di potassio.

E' possibile procedere con l'aggiunta di HCl sol. 1/3 a qualche cristallo di sale per verificare la presenza del carbonato grazie alla produzione di effervescenza per lo sviluppo di anidride carbonica.

Consigli di sicurezza:

Si consiglia di utilizzare sempre tutti i dpi necessari. 

Visto il carattere fortemente basico del carbonato di potassio sarà necessario trattarlo indossando guanti e occhiali, che andranno mantenuti anche al momento dell'aggiunta di HCL, mentre è consigliato procedere ai saggi alla fiamma sotto cappa aspirante con vetro protettivo abbassato.

Commenti:

Bibliografia:

http://www.bisceglia.eu/chimica/lab/k2co3.html

Ossidi acidi e basici

Bruciando lo zolfo (che è naturalmente presente nei combustibili fossili come il carbone e il petrolio) si formano ossidi di zolfo, gas che si disperdono in atmosfera, dove si sciolgono nelle goccioline d'acqua delle nubi per formare acido solforico, e provocano così le piogge acide.
Viceversa, quando i metalli si ossidano si formano ossidi e idrossidi che, in acqua, impartiscono un carattere basico alla soluzione.
In questa esperienza ricreeremo questi fenomeni in laboratorio, per mostrare come dai metalli si ottengano ossidi basici, mentre dai non metalli si ottengano ossidi acidi.

Determinazione dell'acidità di un aceto bianco commerciale

Titolazione acido base

di Anna Bertolotti e Anita Baffelli (4E)

Durata: 

45 minuti circa

Scopo:

Misurare l'acidità di in un campione commerciale di aceto bianco ed esprimerla come percentuale di acido acetico.

Teoria:

La titolazione consiste nell'aggiunta di una base forte (NaOH) ad un campione noto di aceto commerciale con una buretta. Il punto di equivalenza (nel quale gli equivalenti di base aggiunti eguagliano quelli di acido presente nel campione) può essere visualizzato con un indicatore acido-base. In questo caso, siccome si forma un sale ad idrolisi basica, la metodica ufficiale prevede l'utilizzo di fenolftaleina che ha un punto di viraggio a pH=8,2. In ambiente acido è incolore, mentre se pH>8.2  si colora di violetto. Al punto di viraggio la soluzione manifesta una debole colorazione rosa persistente per almeno 30".
La reazione è la seguente: 

CH3COOH + NaOH —> CH3COONa + H2O 

Materiale:

• Aceto bianco commerciale (acidità dichiarata circa il 6% di acido acetico); 
• NaOH 0,1 N
• Acqua distillata; 
• Fenolftaleina 1% in soluzione alcolica (indicatore). 

Strumenti:

• 1 matraccio tarato da 100ml con tappo
• 1 buretta da 50ml con becher, imbutino, sostegno universale e pinza ragno
• 1 beuta da 250ml
• 1 agitatore magnetico con ancoretta
• 2 pipette da 10ml e propipetta

Procedimento:

Lavare ed avvinare la buretta con la soluzione di NaOH 0.1N.

Prelevare con precisione, utilizzando la pipetta, 10 ml di aceto e trasferirli nel matraccio da 100ml. Diluire a 100ml con acqua distillata (in modo da ottenere un campione diluito 1:10), agitare e prelevare 10 ml del campione diluito con la pipetta e trasferirlo nella beuta. 

Aggiungere acqua distillata sino a circa 100ml,  3 gocce di fenolftaleina (la soluzione resta incolore poiché l'ambiente è acido) e un’ancoretta magnetica. Trasferire la beuta sull'agitatore magnetico. In assenza dell’agitatore magnetico è possibile effettuare la titolazione agitando a mano la beuta. Mettere sotto la beuta un foglio di carta bianco per apprezzare più facilmente le variazioni di colore.

Iniziare a sgocciolare l’NaOH con la buretta nella beuta mantenendo il campione in continua e leggera agitazione. Ogni goccia colora la soluzione di violetto, ma solo dove cade e per pochi secondi. Quando però l'interno contenuto della beuta diventa rosa, bisogna chiudere il rubinetto della buretta e attendere 30 secondi.  Se il colore rosa scompare bisogna aggiungere un'altra goccia di NaOH, altrimenti la titolazione è conclusa e siamo arrivati al punto di equivalenza.

Nell'esperimento condotto il 14/1/20 sono stati necessari 11.3 ml di NaOH 0.1N per titolare un campione di aceto commerciale aperto da tempo con una concentrazione iniziale dichiarata del 6% di acido acetico.

Risultato:

Al punto di equivalenza, gli equivalenti di acido sono uguali agli equivalenti di base. Calcoliamo gli equivalenti presenti nel campione

0,1 eq: 1000 ml = X eq : 11,3 ml  

X =(0,1 • 11,3) / 1000 = 1,13 meq di NaOH = 1,13 meq di CH3COOH 

Calcoliamo gli eq su 100 ml considerano che è stato analizzato 1ml di campione tal quale (10 ml di aceto diluito 1:10)        

1,13 meq  • 100 = 0.113 eq in 100 ml di aceto

Calcoliamo a quale massa corrispondono

ME CH3COOH= (12 • 2+16 • 2+4)/1 =60 g/eq

Numero eq =g/ME  —> g= numero eq•  MM=0.113eq • 60 g/eq=0,678 g =6.7% 

Consigli di sicurezza:

Seguire le norme di base di comportamento in laboratorio. Indossiamo camice, occhiali protettivi e guanti e maneggiare con cura tutti gli strumenti. 

Commenti:

E' un'esperienza di media difficoltà. I concetti di fondo sono basilari ma bisogna prestare attenzione al procedimento perché è lungo ed è necessaria la massima precisione. 

Bibliografia:

 “Dalla stechiometria all’elettrochimica”, Zanichelli; capitolo 22 paragrafo 7. 

Saponificazione

Tradizionalmente, il sapone si ottiene trattando un grasso (olio, lardo, strutto, etc...) con soda caustica. Come avviene questa trasformazione? In questa esperienza proveremo a realizzarla in laboratorio.

Acidi e basi

E' più acido l'aceto o il limone? E' più basico il carbonato o il bicarbonato di sodio? In questa esperienza ordineremo diverse sostanze di uno più o meno comune in base al loro pH.

Preparazione dello yogurt e coagulazione della caseina

Come si produce lo yogurt? Perché il latte si trasforma in yogurt? In questa esperienza verrà prodotto lo yogurt in laboratorio partendo dal latte e da una piccola quantità di yogurt "madre", e verrà misurato il pH prima e dopo la trasformazione. Inoltre, verrà dimostrato che proprio l'acidificazione è responsabile della coagulazione della caseina.

Misura dell'acidità del latte

Quando si lascia del latte per troppo tempo nel frigorifero, questo può assumere uno sgradevole sapore acido. Questo succede perché nel latte si sviluppano batteri anaerobi, che fermentano il lattosio producendo acido lattico e anidride carbonica. Con questa esperienza vedremo come è possibile dimostrarlo misurando l'acidità del latte.

Titolazione di NaOH con H2SO4

Nella titolazione dell'idrossido di sodio con acido cloridrico abbiamo dimostrato come varia il pH di una soluzione di idrossido di sodio che viene titolata con un acido monoprotico. In questa esperienza dimostreremo, invece, che la stechiometria della reazione cambia se, al posto di un acido monoprotico, usiamo un acido diprotico: in questo caso, una mole di acido reagirà con due moli di base.

Titolazione acido-base con HCl e NaOH

Gli acidi e le basi insieme reagiscono per formare i sali, in una reazione di neutralizzazione: se ad una soluzione di una base aggiungo una soluzione di un acido, il pH, inizialmente basico, diventa neutro, se poi aggiungo acido in eccesso, il pH scende a valori acidi.

In questa esperienza dimostreremo questo fenomeno.

La chimica del cavolo

Spesso i reagenti utilizzati in laboratorio, e in particolare gli indicatori acido/base, sono sostanze di sintesi, pericolose e costose. In questa esperienza dimostreremo come è possibile ricavare un indicatore acido/base in modo semplice, ecologico ed economico partendo dalla verdura.