App Seek e iNaturalist

In questa esperienza gli studenti impareranno ad utilizzare due strumenti informatici per riconoscere gli organismi e condividere le loro osservazioni con la comunità scientifica.

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

Misura dell'entalpia di soluzione del cloruro di calcio diidrato

Ci sono reazioni che liberano calore, e reazioni che lo assorbono. Per molte applicazioni può essere importante sapere quanto sia questo calore ceduto o assorbito, ma non sempre è facile misurarlo. Sappiamo però che per le reazioni che avvengono a pressione costante (come quasi tutte quelle con cui abbiamo a che fare) il calore scambiato è uguale alla variazione di entalpia, che dipende soltanto dallo stato iniziale e finale del sistema, e non da come avviene la reazione: possiamo quindi misurare il calore scambiato in un ambiente controllato, e sappiamo che quella stessa reazione scambierà sempre quella stessa quantità di calore, in qualsiasi altro contesto, basta che lo stato iniziale e finale siano sempre gli stessi. In questo esperimento misureremo la variazione di entalpia (quindi il calore scambiato) quando il cloruro di calcio si scioglie in acqua, e verificheremo che il valore misurato corrisponda a quello riportato in letteratura, e che quindi sia vero che la reazione libera sempre lo stesso calore (per unità di quantità di materia), indipendentemente da dove e come avviene.

Determinazione degli zuccheri riducenti nel vino

I vini ottenuti per fermentazione completa contengono quantità molto piccole di zuccheri fermentescibili e vengono commercialmente denominati vini secchi; quantità maggiori di zuccheri riduttori sono contenuti nei vini dolci naturali ottenuti per fermentazione incompleta e nei vini liquorosi. La determinazione quantitativa del saccarosio (zucchero non riducente) si esegue solo per vini speciali e liquorosi (metodo polarimetrico).

Per analizzare gli zuccheri riduttori occorre diluire il mosto e i vini dolci in modo da ottenere una soluzione zuccherina circa dell’1% (diluire 20 volte). Per i vini secchi usare il vino tal quale. E’ possibile decolorare i vini rossi per trattamento carbone attivo seguito da filtrazione.

Durata: 1 ora

Scopo:

Determinare gli zuccheri riduttori presenti nel vino utilizzando il reattivo di Fehling

Teoria:

in rapporto alla loro facile ossidabilità, i carboidrati mostrano un azione riducente su alcuni ioni metallici. Alcune di queste reazioni di riduzione vengono utilizzate al fine del loro riconoscimento. La determinazione analitica di Fehling si basa sulla riduzione del solfato rameico (CuSO4) a ossido rameoso (Cu2O). Il primo è solubile e di colore blu mentre il secondo è di colore rosso e forma un precipitato. 

Siccome la riduzione del rame avviene in ambiente basico è necessario aggiungere tartrato per complessare il Cu2+ ed evitare la sua precipitazione come idrossido rameico.

Materiale:

• Reattivo di Fehling A (69,278 g di CuSO₄•5H2O in 1l di acqua distillata)
• Reattivo di Fehling B (346 g di tartrato sodico potassico e 100g NaOH in 1l di acqua distillata)
• Blu di metilene (soluzione acquosa al 0.5%)
• Vino bianco
• Acqua distillata

Strumenti:

• 3 beute da 250 ml
• Pipette
• Palline di vetro
• Piastra riscaldante
• Buretta

Procedimento:

1. Preparare 3 beute da 250 ml, sgocciolare in ciascuna 5 ml di sol. A e 5 ml di sol. B, diluire con 40 ml di acqua distillata e aggiungere qualche pallina di vetro.
2. Eseguire un prova orientativa sulla prima beuta. La titolazione deve essere completata entro 2-3 minuti, tenere in considerazione che il viraggio non è istantaneo. Portare all'ebollizione il liquido contenuto nella prima beuta, aggiungere alcune gocce di blu di metilene e mantenendo la soluzione in agitazione, sgocciolare con una buretta la soluzione zuccherina in esame fino alla scomparsa del colore blu che consente di osservare il rosso caratteristico del Cu2O. La soluzione, al viraggio, deve essere completamente rossa, non deve presentare alcun riflesso bluastro. Particolare attenzione deve essere posta al colore della schiuma che deve essere bianca. Infatti il CuSO4 rende la schiuma bluastra, mentre il Cu2O essendo praticamente insolubile non la colora per niente. Si ottiene in questo modo un valore approssimativo del volume necessario alla riduzione del liquido di Fehling.
3. Si ripete la prova altre due volte aggiungendo rapidamente al liquido in ebollizione un volume di soluzione zuccherina di poco inferiore a quella del viraggio precedente. Si attende 1 minuto, si aggiungono 2 gocce di blu di metilene che dovranno colorare di blu la soluzione
4. Si attende un altro minuto e si completa la titolazione sgocciolando altra soluzione zuccherina sino alla scomparsa del blu.

Risultato:

10 ml di liquido di Fehling necessitano per essere completamente ridotti di 0.0515 g di zucchero invertito, quindi a viraggio ottenuto il volume sgocciolato di soluzione zuccherina conterrà questa quantità di zucchero invertito. E' opportuno diminuire i ml di soluzione sgocciolata di una piccola quantità (0.1 ml) per tener conto della quantità approssimativamente consumata dall'indicatore.

Nel vino il valore normale di zuccheri varia tra 2 e 5 g/l. Se il viraggio supera 40-50 ml di vino per titolare 10 ml di liquido di Fehling si dice che il contenuto di zuccheri è trascurabile.

Consigli di sicurezza:

Prestare attenzione alla vetreria e alla piastra riscaldante.

Smaltire le soluzioni utilizzate in modo adeguato. 

Commenti:

Bibliografia:

Galvanostegia

La galvanostegia è un processo elettrochimico con il quale è possibile ricoprire stabilmente un oggetto metallico con un metallo più pregiato ( es. oro, argento, rame, nickel, etc. ). Si effettua in un bagno galvanico sfruttando il passaggio di una corrente continua a basso voltaggio. L'oggetto funge da catodo e su di esso si ha la riduzione del metallo pregiato, mentre per anodo si utilizza una lamina di quest'ultimo che, ovviamente, si ossida. Il bagno galvanico è una soluzione di un sale del metallo pregiato. 

Il processo, che fa parte della galvanotecnica, ha numerosissime applicazioni industriali. In alcuni casi è definita placcatura.

Durata: 1 ora

Scopo:

Placcare un oggetto ferroso con la tecnica della galvanostegia 

Teoria:

La galvanostegia è condotta in una cella elettrolitica in cui l'anodo è costituito dal metallo di copertura mentre il catodo è costituito dall'oggetto da ricoprire. Il bagno elettrolitico è una soluzione contenete un sale disciolto del metallo da depositare. Il questo modo all'anodo lo ione metallico del metallo da depositare passa in soluzione mentre al catodo si depositerà come metallo. Avverranno infatti le seguenti ossidoriduzioni:

ossidazione	Cu -----> Cu2+ + 2e
riduzione	Cu2+ + 2e -----> Cu

Materiale:

• Solfato di rame sol. 10/20%
• Rame in lamina
• Oggetto in lega di ferro 
• Idrossido di sodio 4M
• Acido cloridrico sol. 1:3
• Acetone

Strumenti:

• Generatore c.c. 6 volts
• Cavi con mosetti
• Becher

Procedimento:

1. Decapaggio preliminare dell'oggetto con acetone 
2. Immergere l'oggetto in Acido cloridrico e poi in Idrossido di sodio
3. Sciacquare con acqua distillata e asciugare
4. Connettere la lamina di rame al morsetto a coccodrillo del polo positivo
5. Connettere l'oggetto al polo negativo
6. Immergere anodo e catodo nella soluzione galvanica posta in un becher 
7. Accendere il generatore
8. Ruotare continuamente l'oggetto per ottenere una ricopertura uniforme

Risultato:

Dopo pochi minuti si potrà osservare la deposizione permanente del metallo sull'oggetto che non potrà essere rimosso con strofinatura.

Consigli di sicurezza:

Fare attenzione agli acidi, basi e solventi utilizzati, indossare dpi adeguati.

Commenti:

Bibliografia:

https://www.bisceglia.eu/chimica/lab/galvano.html

https://www.chimica-online.it/download/galvanostegia.htm

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/

Pila di Daniell

Nel 1836 John Frederic Daniell elaborò una pila, poi chiamata pila di Daniell, partendo dalle invenzioni di Volta e migliorandole fino a raggiungere un notevole successo in termini di sicurezza e tensione. Dimostrò infatti che l'energia elettrica prodotta non derivava dalla tensione di contatto tra metalli diversi, bensì da una reazione chimica.

Durata: 1 ora

Scopo:

Riprodurre la pila di Daniell e accendere un dispositivo elettronico mediante l'energia prodotta

Teoria:

La pila di Daniell è formata da due semicelle:

-la lamina di rame immersa nella soluzione del suo sale

-la lamina di zinco immersa nella soluzione del suo sale

Creando un circuito chiuso con i cavetti e il ponte salino otterremo una differenza di potenziale che genera quindi corrente elettrica.

La lamina di Zinco si ossida mandando in soluzione ioni Zinco, corrodendosi e caricandosi negativamente. Ossidandosi libera elettroni che si spostano attraverso i cavetti.

La soluzione di Solfato rameico pian piano sbiadisce perché gli ioni Rame (che conferiscono la colorazione azzurra alla soluzione) acquistano gli elettroni ceduti dalla lamina di Zinco e si riducono a Rame metallico.

Il ponte salino serve a compensare gli eccessi di carica: la soluzione satura di KCl ha un'alta concentrazione di ioni disciolti K+ e Cl-. Gli ioni cloruro passano lentamente alla soluzione dove gli ioni Zn++ rendono la soluzione man mano più positiva, compensando l'eccesso di positività.

Gli ioni Potassio andranno lentamente nella soluzione di Solfato di rame che diventerebbe sempre più negativa per impoverimento di ioni Cu++.

Grazie al ponte salino quindi le due soluzioni vengono "neutralizzate" permettendo il proseguimento delle reazioni e quindi il passaggio di corrente.

Materiale:

• Soluzione CuSO4 1M
• Soluzione ZnSO4 1M
• Soluzione satura di KCl
• lamierino di rame
• lamierino di zinco

Strumenti:

• 2 becher da 100 ml
• tubo in vetro a U
• voltmetro
• cavetti metallici per collegamento elettrodi
• morsetti a coccodrillo
• termometro elettronico

Procedimento:

1. Mettere le due soluzioni di ZnSO4 e CuSO4 nei due becher
2. Riempire il tubo a U con la soluzione satura di KCl (va bene anche NaCl) e tappare i due lati con l'ovatta
3. Inserire il lamierino di Cu nel becher con la soluzione di CuSO4
4. Inserire il lamierino di Zn nel becher con la soluzione di ZnSO4
5. Inserire il tubo a U a cavallo dei due becher in modo da formare un ponte salino
6. Connettere i morsetti alle lamierine e gli elettrodi al tester verificando l'effettivo passaggio di corrente (circa 1,1 V)
7. Disconnettere gli elettrodi dal tester e inserirli nel termometro al posto della pila

Risultato:

Osservando il tester si può rilevare il passaggio di corrente di circa 1,1 V che calerà gradualmente fino ad esaurirsi. Nell'inserimento tra i cavetti conduttori del voltmetro, proviamo ad effettuare due volte il collegamento, invertendo i due cavetti. Ci accorgeremo che il collegamento non è indifferente, infatti quando si effettuano misure in corrente continua con uno strumento analogico è necessario utilizzare la corretta polarità:

* il terminale rosso del voltmetro andrà sul polo + (positivo) della batteria; 

* il terminale nero andrà sul polo - (negativo) della batteria. 

Il voltaggio è troppo basso per poter accendere una lampadina ma connettendo un qualunque strumento a basso assorbimento come un piccolo display di un termometro è possibile accenderlo grazie alla pila appena costruita.

Consigli di sicurezza:

Utilizzare sempre camice e guanti di protezione.

Commenti:

Bibliografia:

http://storiedimetalli.blogspot.com/2013/05/costruiamo-una-pila.html