POLITECNICO DI MILANO Corso ing. Chimica I anno Pecile Massimiliano
Peirone Deborah Abdellatif Khartami
Armadio
1-2 Venerdì 06/12/13
REAZIONI ACIDO-BASE
Obbiettivi: Verificare le conoscenze acquisite in merito alle reazioni acido-base e alle titolazioni acido base.
Verificare il comportamento e il viraggio di alcuni indicatori di pH determinando qualitativamente il pH di alcune soluzioni.
-> SPERIMENTAZIONE 3.1 reazioni acido base CaO/H₂O/CO₂ Materiali:
Filtro a pieghe, imbuto e stativo
Cilindro da 100 ml
Becker
Pipetta graduata s=0.01ml
Bilancia analitica (s=0.001g)
Reagentario:
0.5 g di ossido di calcio (CaO)
Acqua distillata (H2O)
Anidride carbonica (CO₂)
Acido acetico (CH3COOH)
Idrossido di ammonio (NH4OH)
Procedimento:
Sciogliere 0.5 g di CaO in 60 ml di acqua e filtrare con un filtro a pieghe.
Trasferire in un cilindro 15 ml di soluzione con 35 ml di acqua e sottoporla a un debole flusso di CO₂.
Dividere la soluzione ottenuta in tre parti aggiungendo rispettivamente alcune gocce di acido acetico (dopo aver fatto bollire la soluzione), 5 ml di idrossido di ammonio e 5 ml di Ca(OH)₂ originaria.
Osservazioni:
REAZIONE DI DISSOLUZIONE DI CaO IN ACQUA
- Equazione complessiva:
CaO
(s)+ H
2O
(l)→ Ca(OH)
2(aq)+ calore
- Equazione ionica:
Ca
2++ O
2-+ H
++ OH
-→ Ca
2++ 2(OH)
-REAZIONI TRA CO2 E SOLUZIONE DI CaO IN ACQUA
- Equazione complessiva:
Ca(OH)
2(aq)+ CO
2(g)→ CaCO
3 (S)↓ + H
2O
(l)- Equazione ionica:
Ca
2++ 2(OH)
-+ CO
2→ CaCO
3+ H
++ OH
-- Equazione ionica netta:
Ca
2++ OH
-+ CO
2→ CaCO
3+ H
+- Equazione complessiva:
CaCO
3 (S)+ CO
2(g)+ H
2O
(l)→ Ca
2+(aq)+ 2(HCO
3)
-(aq)- Equazione ionica:
CaCO
3+ CO
2+ H
++ OH
-→ Ca
2++ 2(HCO
3)
-- Equazione ionica netta:
CaCO
3+ CO
2+ H
++ OH
-→ Ca
2++ 2(HCO
3)
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EFFETTO DEL RISCALDAMENTO E AGGIUNTA DI CH3COOH
La soluzione ottenuta è stata divisa in tre parti. Una parte è stata riscaldata sulla piastra per 5 minuti. Sono state poi aggiunte poche gocce della soluzione di acido acetico.
Ca(HCO
3)
2 (aq)+ 2CH
3COOH
(aq)→ 2H
2CO
3(aq)+(CH
3COO)
2Ca
(aq)Ca
2+(aq)+2(HCO
3)
-(aq)+2CH
3COO
-(aq)+2H
+(aq)→ Ca
2+(aq)+2(HCO
3)
-(aq)+2CH
3COO
-(aq)+ 2H
+(aq)Non è avvenuta nessuna reazione tra l’acido acetico e Ca(HCO3)2 (idrogenocarbonato di calcio). L’acido acetico è, infatti, un acido debole e si ionizza in quantità piccole. Ca2+ è un catione neutro, mentre HCO3- è un anione basico. Si forma dalla reazione acido carbonico che è solubile in acqua e acetato di calcio, un sale anch’esso solubile in acqua. L’unica reazione che avviene è uno scambio di leganti che da origine a nuove sostanze che in acqua sono completamente ionizzate e quindi possiamo dire che non avviene alcuna reazione.
EFFETTO DELL’AGGIUNTA DELLA SOLUZIONE DI NH3
L’idrogenocarbonato di calcio reagisce con l’idrossido di ammonio secondo la reazione:
Ca(HCO
3)
2 (aq)+ 2NH
4OH
(aq)→ Ca(OH)
2(aq)+ 2NH
4(HCO
3)
(aq)La soluzione diventa inizialmente bianca in quanto l’idrogeno carbonato di calcio non ancora reagito con l’idrossido di ammonio tende a reagire con l’idrossido di calcio formatosi dalla reazione principale dando origine a carbonato di calcio. Questo effetto della reazione secondaria però tende a scomparire in favore della reazione principale. Dopo un primo momento in cui si forma un precipitato questo tende a scomparire in quanto si formano idrossido di calcio e idrogeno carbonato di ammonio che sono entrambi due composti completamente solubili. Il carbonato di calcio che si forma nei primi istanti della reazione infatti reagisce con idrossido di ammonio per dare origine ai prodotti della reazione principale.
EFFETTO DELL’AGGIUNTA DELLA SOLUZIONE ORIGINARIA (CaO IN ACQUA)
L’idrogenocarbonato di calcio reagisce con l’idrossido di calcio secondo la reazione:
Ca(HCO
3)
2 (aq)+ Ca(OH)
2(aq)→ 2CaCO
3 (s)↓+ 2H
2O
La soluzione diventa bianca in quanto precipita il carbonato di calcio che viene prodotto dalla reazione, questo sale infatti è molto poco solubile in acqua ed è uno dei maggiori componenti del calcare.
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->SPERIMENTAZIONE 3.2: titolazione acido-forte base-debole
Si vuole titolare una soluzione di acido cloridrico a concentrazione sconosciuta tramite una base debole, in particolare lo ione carbonato, di cui si conosce la concentrazione in modo da determinare la concentrazione della soluzione di acido acetico.
Materiali:
Bilancia analitica (s=0.001g)
Beaker da 250 ml
Buretta graduata (s=0.1ml p=50 ml) e sostegno
Bacchetta di vetro
Cilindro graduato
Reagenti:
1,5g di carbonato di sodio (NaCO3)
Acqua distillata (H2O)
Indicatore metilarancio
Acido cloridrico in soluzione acquosa (HCl)
Procedimento:
Sciogliere in un becker esattamente-circa 1.5g di carbonato di sodio in 100ml di acqua distillata e aggiungere 2/3 gocce di indicatore.
Far gocciolare con una buretta fino a viraggio l’acido cloridrico nella soluzione preparata agitando la stessa durante l’operazione.
Leggere il volume di acido consumato per raggiungere il punto di viraggio.
Reazioni:
Il carbonato di sodio è un sale che ha come anione lo ione carbonato che è la base debole coniugata dell’acido carbonico un acido debole. Se messo in soluzione il carbonato di sodio rende basica la stessa soluzione. Facendo reagire la soluzione di carbonato di sodio base debole con un acido forte come l’acido cloridrico si forma un sale quale il cloruro di sodio e un acido debole come l’acido carbonico. Questo porta ad un cambiamento del pH della soluzione iniziale che da basica diventa acida.
Calcoli:
Massa esatta di (g) 1.500g
Volume di HCl utilizzato (ml) 13.5ml
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Dalla stechiometria della reazione le moli di cloruro di sodio che si producono sono il doppio di quelle di carbonato di sodio quindi vengono prodotte n=2.830*10^-2 moli di NaCl. Ma il cloruro di sodio può essere prodotto solo se si è in presenza di acido cloridrico che fornisce gli ioni cloruro. Dalla stechiometria della reazione si vede che le moli di acido cloridrico sono uguali a quelle di NaCl prodotto, quindi si può facilmente ricavare la concentrazione di acido cloridrico utilizzato.
Molarità Normalità
0.142 mol/L 0.142mol/L
2.10 mol/L 2.10 mol/L
Conclusioni:
Durante la titolazione del carbonato di sodio con l'acido cloridrico in presenza di metilarancio l'indicatore vira quando tutto il carbonato di sodio si combina con l’acido per dare carbonato di sodio e acido
carbonico. Il metilarancio infatti è un comune indicatore acido-base. Quando la soluzione in cui è presente il metilarancio è rossa, significa che la soluzione ha un pH inferiore a 3. Quando la soluzione è arancione significa che il pH è compreso tra 3.2 e 4,4. Quando la soluzione è gialla significa che il pH è superiore a 4,4.
Il viraggio della soluzione che da arancio è diventata rossa è avvenuta quando tutto il carbonato di sodio della soluzione è stato consumato dall’acido cloridrico. Questo perché quando si aggiunge ancora acido cloridrico dopo che si è consumato tutto il carbonato di sodio la soluzione cambia pH diventando molto più acida proprio per la presenza di HCl. L’HCl determina quindi il passaggio di pH al livello in cui il metilarancio si colora di rosso.
Si è potuta così determinare la concentrazione della soluzione di acido cloridrico che come ci si aspettava per come era stata preparata è 2.10mol/L molto vicino infatti al valore di 2M.
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-> SPERIMENTAZIONE 3.3 valutazione del pH mediante indicatori Materiali:
Provette con porta provette
Pipetta graduata (s=0.01ml)
Bilancia analitica (s=0.001g)
Beaker
Reagenti:
Acido solforico H2SO4 2M
Acido cloridrico HCl 2M
Acido acetico CH3COOH 3.33M
Ammoniaca NH4OH 2M
Idrossido di sodio NaOH 1.25M
Cloruro di ammonio NH4Cl
Acqua distillata H2O Indicatori:
Indicatori Colori viraggio Intervallo di pH
Rosso cresolo Giallo-rosso viola 7.2-8.8
Rosso pallido-giallo 1-3
Blu di timolo Giallo-blu 8-9.6
Rosso violetto-giallo 1.2-2.8
Metilarancio Rosso-arancio 2.1-4.4
Fenolftaleina Incolore-rosso porpora 8.0-9.9
Giallo Tiazolo Giallo-rosso arancio 12.0-13.0
Procedimento:
[tutte le soluzioni preparate hanno un volume di 5ml]
Parte a)
Preparare due soluzioni 1N, una di acido cloridrico e una di acido acetico; preparare inoltre quattro soluzioni 0.1N una di acido cloridrico, una di acido solforico, una di idrossido di ammonio e una di acido acetico.
A 1ml delle soluzioni preparate e a 1ml delle soluzioni originarie del reagentario aggiungere alcune gocce di rosso creolo, blu di timolo e metilarancio.
Parte b)
Preparare una soluzione di idrossido di sodio 0.1N, una soluzione di idrossido di ammonio 0.1N e una soluzione di idrossido di ammonio 0.1N con l’aggiunta di 1g di cloruro di ammonio.
Aggiungere a tutte le soluzioni l’indicatore fenolftaleina e l’giallo di tiazolo.
Preparare due soluzioni aggiungendo all’idrossido di sodio 0.1N nella prima idrossido di ammonio 0.1N e nella seconda idrossido di ammonio 0.1N con cloruro di ammonio.
Aggiungere alle due soluzioni precedenti l’indicatore giallo tiazolo
Preparare una soluzione di acido acetico 1N e una soluzione di acido acetico 1N contenente un eccesso di acido cloridrico e di acetato di sodio.
Aggiungere alle due soluzioni l’indicatore blu di timolo.
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Calcoli:
Per i calcoli è stata utilizzata in tutti i casi la seguente formula per determinare il volume di soluzione madre da prelevare e portare in soluzione.
da cui
Dove V è il volume e C è la concentrazione, a destra dell’uguale si trovano i dati relativi alla soluzione madre e a sinistra i dati relativi alla soluzione da preparare.
È riportato di seguito un esempio relativo alla soluzioni di acido cloridrico 1N:
Soluzione madre Concentrazione soluzione finale
(M)
Volume soluzione madre prelevato (ml)
Acido cloridrico HCl 2M 1 2.5
Acido cloridrico HCl 2M 0.1 0.25
Acido solforico H2SO4 2M 0.05 0.125
Acido acetico CH3COOH 3.33M 1 0.667
Acido acetico CH3COOH 3.33M 0.1 0.067
Idrossido di ammonio NH4OH 2M 0.1 0.25
Idrossido di sodio NaOH 1.25M 0.1 0.4
Risultati:
Parte a)
Indicatore HCl 1N CH3COOH 1N
HCl 0.1N
H2SO4
0.1N
NH4OH 0.1N
CH3COOH 0.1N
HCl 2M CH3COOH 3.33M
H2SO4
2M
NH4OH 2M
Rosso cre
pH 1 3-7 1-3 1-3 >8.8 3-7 1 3-7 1 >>8.8
Blu tim
pH 1.2 1.2-2.8 1.2 1.2 >9.6 >2.8 <1.2 1.2-2.8 <1.2 >>9.6 Metilaran
pH <2.1 2.1-4.4 <2.1 <2.1 >>4.4 >4.4 <<2.1 2.1 <<2.1 >>4.4 Acidità /
Basicità
Molto acido
acido Molto acido
Molto acido
basico Poco acido
Molto acido
acido Molto acido
Molto basico
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Parte b)
Indicatore NaOH 0.1N NH4OH 0.1N NH4OH 0.1N +NH4Cl
NaOH 0.1N + NH4OH 0.1N
NaOH 0.1N + NH4OH 0.1N + NH4Cl
CH3COOH 1N CH3COOH 1N + CH3COONa + HCl
Fenolftaleina / / / /
pH >9.9 9.9 <9.9 / / / /
Giallo tiazolo / /
pH 13 <12 <12 13 <12 / /
Blu timolo / / / / /
pH / / / / / 1.2-2.8 <1.2
Acidità / Basicità
Molto basico
Basico Basico Molto
basico
Basico Acido Molto
acido Conclusioni: tramite questi saggi qualitativi si è potuto stimare il pH delle soluzioni acide e basiche preparate. La conoscenza degli intervalli di viraggio e dei colori di viraggio dei vari indicatori quindi ci ha permesso di determinare in modo qualitativo il pH.
È stato fondamentale l’utilizzo di particolari indicatori che avessero punti di viraggio vicini al pH stimato delle soluzioni in modo da poter ottenere informazioni utili sulla stessa soluzione.
L’utilizzo di molti indicatori è alla base delle cartine tornasole con cui viene misurato il pH delle soluzioni, combinando infatti vari indicatori con punti di viraggio diversi e colori di viraggio diversi si può ottenere come nelle cartine tornasole una scala di colori a cui sono attribuite delle variazioni di pH.