Peli urticanti al microscopio

Nel loro eccezionale processo evolutivo, non potendosi muovere, o potendolo fare in maniera relativamente lenta, le piante hanno dovuto sviluppare molteplici meccanismi di difesa contro i naturali predatori o contro le avversità climatiche e atmosferiche.
Tra i meccanismi di difesa troviamo particolari estroflessioni delle cellule epidermiche dette tricomi, o peli.
I peli possono svolgere differenti funzioni. Per esempio, i peli radicali, oltre ad essere vivi, cercano e assorbono l'acqua contenuta nel terreno. I peli che rivestono la parte aerea possono assorbire l'umidità dell'aria, oppure possono proteggere la pianta contro l'eccessiva perdita di umidità per evapotraspirazione, oppure ancora possono proteggere la pianta dall'eccessiva irradiazione solare. Sempre i peli della parte aerea possono proteggere la pianta dagli attacchi di parassiti. I peli svolgono le stesse funzioni che in altre piante sono svolte dalle spine (fusti o foglie trasformate), dagli aculei (emergenze dell'epidermide che coinvolgono anche i tessuti profondi, come gli aculei delle rose, chiamati anche spine), dai rivestimenti cerosi.
I peli possono essere unicellulari o pluricellulari, semplici o ramificati, con forme di stella, scudetto, uncino, piuma, ecc.

Tra i peli ve ne sono alcuni tipi detti ghiandolari poiché contengono particolari sostanze. I peli ghiandolari sono costituiti da cellule vive e le sostanze che contengono possono servire a scopo di difesa (peli urticanti), a richiamare insetti impollinatori (peli contenenti sostanze aromatiche e zuccherine),  a "sentire" la presenza di insetti (peli sensitivi di alcune piante carnivore), a eliminare l'eccesso di sali (ghiandole saline delle piante alofite), a digerire gli insetti catturati (peli digestivi di alcune piante carnivore), eccetera.

Durata: 30 min

Scopo:

Osservare la struttura dei peli urticanti delle ortiche al microscopio

Teoria:

Le ortiche sono notoriamente ricoperte di peli urticanti (Ortica da urere = bruciare), sono peli ghiandolari vivi che si sono evoluti per iniettare nel predatore acido formico, acetilcolina e istamina. 

Il pelo presenta alla base un rigonfiamento a bulbo, contenente il nucleo, e una punta chiusa da un bottone sferico(ben visibile al microscopio). Il bulbo è contenuto in una struttura basale a forma di calice, formata da cellule epidermiche, anch'esse ben visibili al microscopio. Verso la punta le pareti del pelo sono ricche di silicati che la rendono fragile come il vetro; invece verso la parte bassa sono ricche di carbonato di calcio. In questo modo il pelo risulta rigido ma fragile. Al contrario, il bulbo non possiede incrostazioni e, quindi, ha una parete elastica che si può comprimere. Il bottone apicale non è centrato all'estremità del pelo ma fissato in modo obliquo, in corrispondenza di una rientranza.
Quando viene toccata la punta , l'intero pelo si piega, il bulbo si comprime e il bottone apicale si rompe distaccandosi dalla punta. Poiché il bottone è fissato obliquamente, quando si stacca rimane una punta silicea obliqua, simile alla punta di un ago ipodermico. Il bulbo, compresso, spinge il liquido urticante verso la punta che, essendo sottilissima (microscopica) e affilatissima, penetra facilmente nel corpo del predatore, iniettandovi il liquido.

Materiale:

• Pianta di ortica

Strumenti:

• forbici;
• pinzetta;
• ago da dissezione;
• bisturi;
• lente d'ingrandimento;
• microscopio;
• vetrini portaoggetto;
• vaschetta;

Procedimento:

1. Recidere con le forbici un rametto da una pianta di ortica
2. Con una pinzetta riporre il campione su un piattino
3. Utilizzando la lente d'ingrandimento, staccare diverse piccole parti della pianta con l'aiuto di forbici e pinzette; 
4. Prelevare parti di foglia, picciolo, fusticino utilizzando il bisturi e l'ago da dissezione
5. Porre i campioni su vetrini portaoggetti 
6. Osservare al microscopio

Risultato:

E' possibile osservare al microscopio tutta la struttura dei peli urticanti distinguendo le cellule dell'epidermide sul bulbo dalle pareti silicate e il bottone apicale obliquo.

Consigli di sicurezza:

Si consiglia di utilizzare guanti per la manipolazione delle foglie di ortica e prestare attenzione nell'utilizzo del bisturi

Commenti:

Bibliografia:

https://www.stelledegliiblei.it/ortica_peli_urticanti.html

https://www.stelledegliiblei.it/ortica_peli_urticanti_bis.html

Esterificazione

Gli esteri hanno formula generale RCOOR e possono essere ottenuti della reazione di condensazione tra un acido carbossilico e un alcol. Sono generalmente poco solubili in acqua e hanno punti di ebollizione debolmente più alti rispetto agli idrocarburi di uguale peso molecolare. Sono più volatili dei corrispondenti acidi non essendo presenti legami a idrogeno. Gli esteri volatili hanno un odore caratteristico di frutta, insieme ai chetoni, sono responsabili della fragranza di molti frutti e fiori usati come sapori artificiali.

Durata: 1 ora

Scopo:

Produrre alcuni esteri dal caratteristico odore fruttato mediante la reazione di esterificazione.

Teoria:

L'esterificazione è la reazione di preparazione di un estere a partire da un alcol ed un acido; spesso l'acido è un acido carbossilico, ma anche gli acidi inorganici (acido solforico, acido fosforoso e fosforico per esempio) possono essere esterificati.

L'acido è fatto reagire in eccesso di alcool (o con sottrazione successiva di acqua), in presenza di un catalizzatore acido. Il risultato sono un estere e acqua.

Trattandosi di una reazione di equilibrio, la sottrazione di acqua e l'eccesso di alcol servono a spostare l'equilibrio di reazione verso i prodotti finali (Principio di Le Châtelier).

Il processo inverso dell'esterificazione è l'idrolisi che, se effettuata in ambiente basico, prende il nome di saponificazione.

Materiale:

• 1-pentanolo
• acido acetico
• acido fosforico
• acido butirrico
• acido solforico concentrato
• etanolo

Strumenti:

• provette
• portaprovette
• piastra riscaldante
• becco Bunsen
• distillatore
• piastra riscaldante
• beuta
• pipette
• refrigerante a bolle

Procedimento

1.  Riscaldare all’ebollizione in una provetta una miscela composta da:

1 ml di alcool amilico (1-pentanolo)

1 ml di acido acetico

1 ml di acido fosforico

Si ottiene un composto che odora di pera.

 

 2.  Riscalda in un distillatore a temperatura media: 

5 ml di etanolo 

25 ml di acido butirrico 

5 ml di acido solforico concentrato 

Il distillato emana odore di ananas

3.  Si mettono in provetta: 

1 g di acido benzoico 

5 ml di etanolo 

4 gocce di acido solforico concentrato 

Si riscalda e dopo 10 minuti si percepisce un odore di menta (benzoato di etile).

4.  Riscaldiamo per 5 minuti su piastra elettrica in una beuta: 

12 ml di etanolo 

12 ml di acido acetico 

1 ml di acido solforico concentrato 

Inserendo un refrigerante, il distillato ottenuto emana un piacevole odore di frutta.

Risultato:

Con la prima esterificazione si ottiene un composto che odora di pera.

La seconda reazione produce un distillato che odora di ananas.

La terza produce il benzoato di etile che odora di menta.

Con la quarta esterificazione si ottiene un distillato che emana odore di frutta.

Consigli di sicurezza:

Indossare sempre tutti i dpi necessari.

L'acido solforico concentrato va manipolato con cautela indossando guanti e occhiali sotto cappa, è corrosivo e provoca gravi ustioni cutanee.

Bibliografia:

https://www.scienzeascuola.it/downloads/category/11-esperimenti-di-laboratorio-di-chimica

https://www.chimicamo.org/chimica-organica/gli-esteri-composti-derivanti-da-acidi-carbossilici/

Il calore sulla Terra

Tra i fattori che determinano il riscaldamento dell’atmosfera, sicuramente la natura della superficie terrestre occupa un posto rilevante. Si sa che la troposfera, lo strato più vicino alla superficie, viene riscaldata e raffreddata dal basso dalle radiazioni solari che vengono in parte riflesse oppure rilasciate in vari modalità dopo essere state assorbite. La nostra Terra ha una superficie eterogenea molto complessa, ma si può, con una certa approssimazione, ridurre in due zone: terre emerse e acque.

Durata: 30'

Scopo:

Verificare e quantificare le modalità di assorbimento di energia al variare dei materiali.

Teoria:

Il calore specifico è la misura della quantità di energia necessaria per modificare la temperatura di un materiale. Acqua, aria e terra hanno diversi valori di calore specifico: l’acqua ad esempio richiede un’energia molto superiore rispetto all’aria e alla terra, ma il Sole riscalda tutti i materiali presenti sulla Terra allo stesso modo. Verifichiamo come questi materiali si riscaldano in modo differente.

Materiale:

• acqua
• sabbia
• terra

Strumenti:

• becher da 250 ml
• lampada a incandescenza
• cronometro
• termometri

Procedimento:

1. Riempire per metà i tre becher rispettivamente con acqua, terra e sabbia
2. Inserire all'interno dei materiali i termometri
3. Porre i becher sotto la lampada a incandescenza e far partire il cronometro
4. Segnare le temperature dei termometri ogni minuto per 10 minuti
5. Ripetere la prova con altri due becher con terra e sabbia inumiditi
6. Raccogliere i dati in tabella e costruire un grafico temperatura/minuti

Risultato:

Osservando il grafico appare evidente che la sabbia asciutta sia il materiale che si riscalda più rapidamente, infatti la retta relativa presenta una pendenza maggiore: la sua temperatura è quella che aumenta più velocemente a parità di tempo. L’acqua, al contrario, si comporta in maniera tale da minimizzare l’effetto del riscaldamento: il suo calore specifico è più elevato, quindi è ovvio che si riscaldi più lentamente. Una sorpresa viene riservata dalla sabbia umida: sembra che si comporti addirittura peggio dell’acqua, è il materiale con la minore inclinazione della retta nel grafico.

Sebbene l’oceano assorba quasi tutto il calore del sole (ha un albedo basso), la sua temperatura è quasi invariata a causa del suo alto calore specifico. Se il pianeta non fosse coperto da acqua per il 75% che rilascia il calore accumulato durante il giorno le notti sarebbero molto fredde.

Bibliografia:

https://www.scienzeascuola.it/laboratorio/scienze-della-terra/materiali-diversi-si-riscaldano-in-maniera-diversa

https://tellus.geociencias.unam.mx/wp-content/uploads/2020/01/libro4_italiano.pdf

Saggio di Tollens

Le aldeidi e i chetoni sono due classi di composti organici caratterizzati dallo stesso gruppo funzionale, il carbonile, cioè un atomo di ossigeno legato con un doppio legame ad un atomo di carbonio. La differenza sta nella posizione: se il gruppo carbonile è terminale (o primario), cioè se l'atomo di carbonio carbonilico è legato almeno ad un atomo di idrogeno, il composto è un'aldeide; se il gruppo carbonile è secondario (in mezzo alla catena), cioè se l'atomo di carbonio carbonilico è legato ad altri due atomi di carbonio, il composto è un chetone.
Perché assegnare due nomi diversi a composti distinti da una differenza tanto piccola?
Il motivo è che questa piccola differenza causa una grande differenza nelle reazioni che questi composti possono subire: il legame carbonio - idrogeno, presente sull'atomo di carbonio carbonilico delle aldeidi, si può rompere con più facilità rispetto al legame carbonio - carbonio presente sull'atomo di carbonio carbonilico dei chetoni. Per questo le aldeidi possono essere facilmente ossidate ad acidi carbossilici, mentre per ossidare i chetoni bisogna ricorrere a condizioni molto più estreme (bruciarli, ad esempio), e difficilmente il prodotto sarà un acido carbossilico.

Durata: 1 ora

Scopo: 

Individuare la presenza di zuccheri riducenti, o distinguere aldeidi da chetoni, mediante il saggio di Tollens che si basa su questa reazione: se si aggiunge il reattivo (il quale è costituito da una soluzione diluita di ossido di argento in ammoniaca acquosa) ad una piccola quantità di aldeide, posta precedentemente in una provetta, l'interno della provetta si rivestirà di un lucente specchio di argento metallico. Per questo motivo questo test spesso viene anche conosciuto con il nome di "saggio dello specchio d'argento". L'agente ossidante nel reattivo è Ag+, ridotto ad argento metallico.

Teoria:

Il reattivo di Tollens viene preparato facendo reagire il nitrato di argento AgNO3 con idrossido di sodio NaOH con formazione di ossido di argento secondo la reazione:

2 AgNO3 + 2 NaOH → 2 NaNO3 + Ag2O + H2O

L’ossido di argento viene solubilizzato con aggiunta di ammoniaca in eccesso con formazione dello ione diamminoargento [Ag(NH3)2]+ secondo la reazione:

Ag2O + 4 NH3 + H2O → 2 [Ag(NH3)2]+ + 2 OH–

Le aldeidi riducono lo ione diamminoargento ad argento metallico e, stante l’ambiente basico della soluzione, le aldeidi si ossidano al sale dell’acido carbossilico.

La semireazione di riduzione dello ione diamminoargento è:

[Ag(NH3)2]+ + 1 e– → Ag + 2 NH3

La semireazione di ossidazione di un’aldeide in condizioni basiche è:
RCHO + 3 OH–→ RCOO– + 2 H2O + 2 e–

La reazione che avviene complessivamente è:

2 [Ag(NH3)2]+ + RCHO + 3 OH–→ RCOO– + 2 Ag + 4 NH3 + 2 H2O

Dalla soluzione incolore si ottiene un precipitato grigio di argento metallico.

I chetoni non reagiscono con il reattivo di Tollens.

Materiale:

• Soluzione di glucosio 1%
• Soluzione di fruttosio 1% 
• Soluzione di saccarosio 1%
• Nitrato d'argento AgNO3  1N
• Idrossido di sodio NaOH 2M
• Idrossido di ammonio NH4OH 10%

Strumenti:

• Piastra riscaldante
• Becher
• Pipette
• Provette
• Vortex

Procedimento:

1. Si prepara il reattivo di Tollens mescolando 1 ml di soluzione di nitrato di argento AgNO3 (circa 20 gocce) e 1 ml di soluzione di idrossido di sodio NaOH 
2. Si formerà un precipitato tipico dell'ossido di Argento. 
3. Si aggiunge al miscuglio una soluzione di idrossido di ammonio fino a totale solubilizzazione del precipitato.
4. In tre provette si pongono aliquote di reattivo di Tollens e si introducono al loro interno rispettivamente circa 3 gocce di soluzioni all’1% di glucosio, fruttosio e saccarosio.
5. Agitare con il vortex le provette e porre nel bagno termostatico in un becher con acqua su piastra riscaldante per qualche minuto.

Risultato:

La formazione di uno specchio di argento al fondo della provetta è prova dell’avvenuta reazione.
Si osserverà la formazione dello specchio di argento nelle provette contenenti il glucosio, il fruttosio e lo zucchero invertito perché sono zuccheri riducenti; nella provetta contenente il saccarosio ciò non accadrà poiché non è uno zucchero riducente.

I carboidrati come fruttosio e glucosio si comportano come se fossero delle aldeidi (R-CHO) e danno la reazione di Tollens:

R–CHO + 2[Ag(NH3)2]+ + 3OH– → RCOO– + 2Ag↓+ 4NH3 + 2H2O 

Il saccarosio non è uno zucchero riducente e non sviluppa la reazione di Tollens.

Consigli di sicurezza:

Utilizzare sempre guanti e protezioni per gli occhi per le proprietà caustiche dell'idrossido di ammonio e la tossicità del nitrato d'argento. 

Preparare sempre al momento il reattivo di Tollens e non conservarlo a lungo perché potrebbe sviluppare composti altamente esplosivi.

Bibliografia:

https://www.chimicamo.org/chimica-organica/metodi-per-distinguere-aldeidi-e-chetoni/

https://www.simonescuola.it/areadocenti/s560/percorso_1_La_reazione_di_Tollens.pdf

https://vivalascuola.studenti.it/appunti-di-chimica-il-saggio-di-tollens-222258.html#steps_1

Diluizioni in percentuale

La diluizione è il processo mediante il quale si ricava una soluzione meno concentrata a partire da un'altra detta madre, o da una polvere. Ci sono molte ragioni per cui può essere necessario effettuare una diluizione sia per facilitare reazioni per permettere la trasmissione di energia al soluto, ad esempio tramite un riscaldatore o per rendere meno aggressiva o più facile da trattare una sostanza in fase di analisi, ma questo esula dallo scopo di questa guida. La formula appropriata per calcolare una diluizione è estremamente semplice C1*V1 = C2*V2, dove C1 e C2 rappresentano le concentrazioni rispettive delle soluzioni iniziale e finale, e V1 e V2 rappresenta i loro volumi espressi di solito in multipli o sottomultipli di litri oppure di centimetri cubi. Vediamo dunque come bisogna procedere a livello teorico per diluire le soluzioni in laboratorio.

Durata: 1 ora

Scopo:

Preparare soluzioni a concentrazione nota utilizzando le diluizioni in percentuale.

Teoria:

In chimica si dice "diluizione" un'operazione in cui si prepara una soluzione seguendo un procedimento ben specifico dipendente dai soluti in gioco. Esistono due tipologie di diluizione a seconda delle condizioni iniziali: la prima che parte dalle polveri, mentre la seconda che prevede già un soluto parziale. Nel primo caso si scioglie un soluto in un solvente appropriato, nel secondo invece si aggiunge solvente ad una soluzione già esistente. Nel primo caso il calcolo della concentrazione è immediato perché basta pesare il soluto e determinare peso e volume del solvente. Se si sta compiendo la seconda operazione, la soluzione che riceve il solvente è detta "soluzione madre", e la diluizione provoca un aumento in volume totale e al tempo stesso ovviamente l'abbassamento della concentrazione del soluto.

La soluzione madre presenterà un certo grado di diluizione che è dichiarato in etichetta in fase di preparazione come concentrazione, per cominciare si devono inserire i valori nella semplice formula:

C1*V1 = C2*V2

C1 sta a indicare la concentrazione della soluzione percentuale oppure molare di partenza, V1 indica il suo volume, C2 indica la concentrazione della soluzione finale, e V2 indica il suo volume.
Per praticità di calcolo la relazione può anche scriversi come:

C1/C2=V2/V1

Con questa relazione si capisce meglio il fatto che volume (espresso in litri o centimetri cubi) e concentrazione (percentuale rispetto al volume) sono grandezze inversamente proporzionali fra loro.

Materiale:

• Permanganato di potassio - KMnO3 
• Solfato rameico - CuSO4 
• Vino rosso 
• Alcol etilico (rosa) 
• Acqua distillata 

Strumenti:

• 12 Becher 
• 6 Cilindri graduati da 50 ml 
• Bilancia tecnica 
• Pipette 
• 4 Portaprovette 
• 12 Provette 

Procedimento:

1. Dividere la classe in 6 gruppi, ogni gruppo dovrà preparare due soluzioni acquose in percentuale. 

Gruppo 1

• Preparare 50 ml di soluzione di CuSO4 al 5% m/V 
• Preparare 20 ml di soluzione di Alcol al 20% V/V 

Gruppo 2

• Preparare 50 ml di soluzione di CUSO4 al 10% m/V 
• Preparare 20 ml di soluzione di Alcol al 20% V/V 

Gruppo 3

• Preparare 50 ml di soluzione di CUSO4 al 1% m/V 
• Preparare 20 ml di soluzione di Alcol al 30% V/V 

Gruppo 4

• Preparare 40 ml di soluzione di KMnO4 al 0,05% m/m 
• Preparare 30 ml di soluzione di Vino al 10% V/V 

Gruppo 5

• Preparare 40 ml di soluzione di KMnO4 al 0,1% m/m 
• Preparare 30 ml di soluzione di Vino al 30% V/V 

Gruppo 6

• Preparare 40 ml di soluzione di KMnO4 al 0,5% m/m 
• Preparare 30 ml di soluzione di Vino al 60% V/V 

1. Utilizzando le pipette, mettere circa 6 ml di ogni soluzione preparata in diverse provette.
2. Raccogliere le provette dai vari gruppi di lavoro e posizionare le provette in quattro diversi portaprovette in relazione al loro contenuto. Avremo così quattro portaprovette, ognuno con tre soluzioni a diversa concentrazione di permanganato di potassio, solfato rameico, vino rosso e alcol etilico.

Risultato:

Osservando le provette con le diverse soluzioni potremo notare come il colore delle stesse vari in relazione alle diluizioni. La soluzione avrà un colore più intenso quando maggiormente concentrata, quindi quando avrà una percentuale più elevata di soluto, mentre presenterà un colore più tenue quando maggiormente diluita, ovvero quando la percentuale di soluto sarà inferiore.

Consigli di sicurezza:

Il Solfato rameico contiene ioni rameici che possono essere tossici per l'ambiente, non deve essere smaltito nel lavandino.

Bibliografia:

https://vivalascuola.studenti.it/come-diluire-le-soluzioni-in-laboratorio-123720.html#steps_3

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. 

Analisi del contenuto di acqua ossigenata in un campione commerciale

Titolazione permanganatometrica in ambiente acido

di Gaia Borghi e Sara Mirenda (4E)

Durata: 

45 minuti circa

Scopo:

Calcolare la concentrazione percentuale di acqua ossigenata in un campione commerciale di concentrazione teorica pari a 3.5%

Teoria:

Il manganese può avere diversi numeri di ossidazione: +2 +3 +4 +6 +7; nel permanganato ha numero di ossidazione pari a +7. In ambiente acido è un forte ossidante e si riduce a +2. In questo modo reagisce facilmente con acqua ossigenata, ossidando l’ossigeno da –1 a 0 formando ossigeno molecolare secondo la reazione

2MnO^-₄+ 6H⁺ + 5H₂O₂ -> 2 Mn²⁺ + 5O₂ + 8H₂O

La titolazione non necessita di indicatore in quanto il permanganato, fortemente colorato di viola, si scolora durante la reazione. La persistenza di una debole colorazione rosa per almeno 30sec indica il raggiungimento del punto di equivalenza.

Le soluzioni di acqua ossigenata commerciale sono stabilizzate con sostanze riducenti (urea o altro) che potrebbero interferire con la misura effettuata in questo modo. 

Materiale:

• Acqua ossigenata commerciale al 3.5% circa
• KMnO₄ 0.1N
• H₂SO₄ 1:5
• Acqua distillata

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
• 3 pipette da 10ml e propipetta

Procedimento:

Lavare ed avvinare la buretta con la soluzione di KMnO₄ 0.1N.

Prelevare con precisione, utilizzando la pipetta, 10 ml di acqua ossigenata commerciale 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. 

Per avere un ambiente acido aggiungere 20ml di H₂SO₄ 1:5 (non è importante che siano precisi, si può usare una pipetta da 10ml due volte)

Aggiungere acqua distillata sino a circa 100ml 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.

Sgocciolare il permanganato nella beuta mantenendo la soluzione in leggera agitazione. All’inizio il permanganato si scolora lentamente ma poi la reazione avverrà più velocemente grazie all’effetto catalizzatore del Mn²⁺ che si forma.

Si titola sino al raggiungimento di una colorazione rosa persistente per almeno 30 sec.

Nell’esperimento condotto il 4/2/20 sono stati necessari 19.0 ml di KMnO₄ 0.1N per titolare un campione di acqua ossigenata commerciale aperta da tempo con una concentrazione iniziale dichiarata del 3.5%

Risultato:

Calcolare il numero di equivalenti di KMnO₄ sgocciolati

0,1 N : 1000 ml = x : 19 ml     x = 1,9 x 10 ^-3 eq =1.9 meq

Questi corrispondono al numero di equivalenti presenti nel campione di H₂O₂ diluito.

Si calcolano quindi il numero di equivalenti presenti in 100ml della soluzione di acqua ossigenata commerciale considerando la diluizione 1:10. (10ml diluiti 1:10 equivalgono a 1ml tal quale)

1,9 meq : 1 ml = x : 100 ml    x= 0,19 eq

 Si calcola la massa equivalente di H₂O₂, considerando che l’acqua ossigenata ha 2 unità reattive perché ogni suo ossigeno perde un elettrone durante la reazione:

 M_eq = Mmol/UR = (34 g/mol) : 2 = 17 g/eq

 Quindi si può calcolate la concentrazione percentuale del campione di acqua ossigenata:

% = M_eq x n_eq = 17 g/eq x 0,19 eq = 3,23 % m/v

Consigli di sicurezza:

indossare guanti in lattice, occhiali di plastica protettivi e camice da laboratorio

Bibliografia:

Ippoliti P&E, Zeggio Luly C., Mascioli A.. Analisi chimica quantitativa. 1986. Angelo Signorelli Editore