Esercizi di Laboratorio di Analisi dei medicinali 1

Laboratorio di Analisi dei medicinali 1

Lezione 1 (09/03/2026)

Pesare esattamente 0,7500±10% di carbonato di sodio Na CO RV con PM = 106 g/mol.2 3

Supponendo di preparare con la quantità pesata 150 mL di soluzione acquosa, calcolare molarità, normalità, i mEq in 20 mL di soluzione, i grammi in 35 mL di soluzione, i mg in 55 mL di soluzione e la % P/V. Descrivere la preparazione della soluzione.

―Per poter pesare esattamente questa quantità va calcolato il valore massimo e minimo del range, che equivarranno semplicemente al 90% (0.6750 g) e 110% (0.8250 g) del valore originale. La pesata in laboratorio equivale a 0.6957 g, che rientra nel range dato.

Per la molarità M è necessario calcolare il n° di moli, ossia:

g 0.6957 g −3
misura = =6.5632⋅10
n ° mol= mol
PM 106 g/mol

−3
(6.5632⋅10 mol)
n ° mol= = =0.04375M
(0.15V L)

Per la normalità N va preso in considerazione il concetto di equivalente, ossia la frazione di mole che data una certa reazione (nel contesto di acidi e basi) può fornire o accettare una mole di ioni H⁺. Il peso equivalente di Na CO2 3 equivarrà al rapporto tra il suo peso molecolare ed il n° di protoni che può accettare da una generica specie basica, che come visto nella reazione con una generica specie basica quale HCl equivale a 2.

+2 →
Na CO HCl NaCl+ H CO2 3 2 3

PM 106
= =53 /
PE= g eq
2 2

m 0.6957
= =0.01312
eq= eq
PE 53

Possiamo calcolare il numero di equivalenti con:

La normalità N indica quanti equivalenti di soluto sono presenti in 1 L di soluzione, quindi nel nostro caso:

(0.01312 eq)
eq= = =0.08750N
N
(0.15V L)

Per calcolare la %P/V basterà il calcolo:

g soluto/V = ⋅100=0.46%P
%
mL soluto N⋅L

In 20 mL sono presenti una quantità di equivalenti, tenendo conto che 1 Eq = 1000 mEq.

⇒N⋅L=0.08750 N⋅0.02 L=0.1750 eq 175.01 meq

0,6957 : 150=x : 35 con x=0,1623 g

I grammi di Na CO in 35 mL sono ottenibili con la proporzione3 3

⇒0,6957 : 150=x : 55 con x=0.2530 g 2530 mg

e similarmente i mg in 55 mL sono:

Con l’ausilio di una spatola, peso 0,6957 g di Na CO in bilancia analitica; trasferisco in un matraccio tarato e2 3 solubilizzo con una piccola quantità d’acqua, per poi portare a volume fino a tacca di taratura.

Pesare 1,45±10% di NaHCO con PM= 84 g/mol. Supponendo di preparare 300 mL di soluzione acquosa,3 calcolare normalità, molarità, e %P/V.

Descrivere la preparazione della soluzione.

―Qui il range massimo è definito dai valori 110% (1,595 g) e 90% (1,305 g).

g 1.48 g
misura = =0.0176190
n ° mol= mol/mol
PM 84 g

(0,0176190 mol)
n ° mol= = =0.059M
M
(0.3V L)

In merito al PE, una mole di NaHCO è in grado di accettare una mole di protoni da una generica specie acida.3

+ →
NaHCO HCl NaCl+ H CO3 2 3

Essendo il PE pari al PM, anche il numero di equivalenti è pari al numero di moli e dunque la normalità è pari alla

(0.0176190 eq)
= =0,059N
N
molarità. (0.3 L)

―Preparare 2.5 L di una soluzione di HCl 0.1N a partire da una soluzione di HCl al 37%. PM = 36,45 g/mol, d = 1.185 g/mL.

―Per un acido il PE è dato dal rapporto tra il PM ed il n° di protoni che può cedere ad una specie basica; nel caso dell’HCl, ogni mole di esso è in grado di cedere una mole di protone ad una generica specie basica.

+ →
NaHCO HCl NaCl+ H CO3 2 3

In questo caso PE = PM; anche il numero di equivalenti è pari al numero di moli e quindi N=M. Si noti che i grammi ottenuti col primo calcolo (9,112 g) sono pari a quelli in 2,5 L.

( N ° moli) x
= = =0,1→M x=0,25
(V ) 0,25/mol=9,1120,25 mol⋅36,45 g g
→37 : 100=9,112 : x x=24,36 g (24,63 g)

g
= =20,8 mL
I mL di HCl da prelevare saranno pari a .
(1,185d g/mL)

Lezione 2 (11/03/2026)

PM = 36,45 g/mol, d = 1.19 g/mL.

Preparare 500 mL di una soluzione 0,1N di HCl a partire da HCl al 37%.

‐Una mole di HCl cede una mole di protoni ad una generica specie basica, come nella reazione:

+ →
NaHCO HCl NaCl+ H CO3 2 3

Il n° di equivalenti va calcolato a partire dalla formula della normalità; dal numero di equivalenti potrò calcolare il numero di grammi e successivamente quelli da calcolare in rapporto alla soluzione originale al 37%.

eq= → = ⋅L = =
N eq N 0,1⋅0,5 0,05 eq
L

g= → = = / =
eq g eq⋅PE 0,05 eq⋅36,46 g eq 1,823 g
PE

= → =37 g : 100 g 1,823 g : x
g x 4,927 g

(4,927 g)
g= = =
mL 4,1 mL
soluzione (1,19 /d g mL)

Ad una beuta aggiungo circa 400 mL di acqua distillata, per poi avvinare una pipetta graduata da 10 mL. Prelevo i 4,1 mL di HCl che sono stati calcolati, li trasferisco nella beuta e porto a volume fino alla tacca di gradazione. Chiudo ed agito energicamente.

―Standardizzazione di HCl 0,1N con carbonato di sodio RV, usando il metilarancio come indicatore. PM =106 g/mol

Si utilizzi poi la soluzione standard di HCl per titolare 25,0 mL di una soluzione di NaOH 0,1N.

― + →
2Na CO HCl NaCl+ H CO2 3 2 3

PM 106
= =53
PE= g/ eq
2 2

Il carbonato di sodio agisce come base, accettando due moli di protoni da una generica specie acida come HCl.

La lettura iniziale è di 7,0 mL, mentre la lettura finale è di 46,0 mL; il Vtot usato è di 39,0 mL. I grammi sono misurati in bilancia analitica su un pesafiltri. L’indicatore metilarancio andrà usato fino all’arrivo del colore “rosa cipolla”.

g ml⋅N g⋅1000 g⋅1000
= → = ⋅
mL=0,1898 → =0,09182N
N N
(53 /PE 1000 PE g eq⋅39 mL)

N (0,09182 )
N
misurata→ = =0,9182
Fattore di correzione N
N 0,1
teorica

+ →
NaOH HCl NaCl+ H O2

L’idrossido di sodio è una base in grado di accettare una mole di protoni da una generica specie acida, come l’HCl.

La lettura iniziale è di 3,0 mL, mentre la lettura finale è di 29,3 mL; il Vtot usato è di 26,3 mL.

⋅mL
N (0,09182 )⋅(26,3
N mL)
A A
⋅mL =mL ⋅N → = = =0,09659N
N N
A A B B B (25mL mL)
B

Calcolare quanta acqua è necessaria aggiungere a 2 L di una soluzione di NaOH 0,25N per ottenere una concentrazione di 0,1N.

― ⋅V
N (0,25 N⋅2 L)
1 1=N →V = = =5 −V =3
N V V L quindi , V L
Uso la formula 1 1 2 2 2 2 1
(0,1 )N N2

Per diluire la soluzione di NaOH misuro 3 L di acqua distillata in un cilindro graduato; con l’ausilio di un imbuto, verso l’acqua dentro una beuta che contiene già la soluzione di NaOH da diluire.

Lezione 3 (13/03/2026)

Avendo a disposizione 20,0 mL di una soluzione anticoagulante, determinare se la soluzione è di tipo “A” o “B”, titolando con una soluzione standard di NaOH 0,3684N. PM = 210 g/mol, indicatore fenolftaleina.

-Per definizione dalla F.U. (viene usata l’XII edizione, 2008), le soluzioni anticoagulanti vengono definite come soluzioni sterili, apirogene (che non causano febbre) da usare come preparazioni iniettabili, contenute in contenitori di vetro o plastica ermeticamente chiusi. La soluzione anticoagulante acido-citrato-glucosio si presenta come un liquido limpido, incolore o leggermente giallo, che può essere formulato in due modi:

• La soluzione “A” contiene 8,0 g di acido citrico monoidrato, 22,0 g di citrato di sodio, 24,5 g di glucosio, e abbastanza acqua da portare il tutto in 1 L di soluzione;
• La soluzione “B” contiene invece 4,8 g di acido citrico monoidrato, 13,2 g di citrato di sodio, 14,7 g di glucosio ed abbastanza acqua da portare il tutto in 1 L di soluzione.

La specie da titolare, in questo caso, è l’acido citrico; è un acido triprotico, quindi vanno rapportate le tre Ka presenti: si

−7
*C =10
K
ricordi che la condizione di titolabilità, per ogni protone, è .
a a
K K1 1
a 1 a 2
=4,31⋅10 =4,30⋅10, mentre
K K
a 2 a 3

Non sono titolabili singolarmente; si vedrebbe un singolo salto di pH, e quindi c’è un solo punto equivalente: si ricordi che noi vediamo il punto finale, che è il punto “pratico” che più si avvicina al punto equivalente, teorico. Per la F.U. la determinazione quantitativa deve avvenire usando la fenolftaleina come indicatore e l’idrossido di sodio come titolante – è un tipico esempio di titolazione alcalimetrica, dove il titolante è una specie basica ed il titolando è un acido.

Ogni mole di acido citrico reagisce con tre moli di idrossido di sodio, donando tre moli di protoni al NaOH o comunque ad una generica specie basica. Definiamo il PE come PM/3, ossia 70,03 g/eq. Al PE il pH sarà basico, perché il sale coniugato darà idrolisi basica.

I passaggi relativi alla titolazione sono di conseguenza:

1. Diluizione del campione fino a 100,0 mL, tappare ed agitare;
2. Prelevare 25,0 mL con pipetta tarata già appropriatamente avvinata, e conseguentemente scaricare in becker;
3. Diluire con ≈ 50 mL di acqua con cilindro graduato, ed aggiungere indicatore (3-4 gocce);
4. Titolazione fino a colore rosa pallido.

La lettura iniziale è di 10,0 mL, mentre la lettura finale è di 26,0 mL; il Vtot usato è di 16,0 mL. Possiamo, di conseguenza, ottenere in questo modo i grammi relativi ai 25 mL prelevati e dunque moltiplicarli per 4 per ottenere il risultato relativo ai 100 mL interi. Si ricordi che il risultato andrà rapportato a L, perché la quantità di acido citrico nella descrizione della soluzione è in g/L.

g
(70,03 ⋅16,0 )
mL⋅0,03684 N⋅mL⋅N
PE
g mL⋅N eq
AcidoCitrico= → → =0,042178483g
= g= g
PE 1000 1000 1000

(errore0,042178483 g⋅4=0,1657 g del 2,24 %)

0,1657 g : 20 mL=x : 1000→ x=8,3 g/ L

La soluzione appartiene alla tipologia A.

―Standardizzazione di una soluzione di NaOH con ftalato acido di potassio, sapendo che sono stati impiegati 0,6518 g di sostanza madre ed impiegati 30 mL. PM = 204,22 g/eq.ftalato

―Si noti che la reazione descritta sotto (non infoto) non è necessariamente scorretta, ma è preferibile esplicitare la struttura dello ftalato acido di potassio.

Lo ftalato acido di potassio (o potassio ftalato acido) è una sostanza madre che si presenta come dei cristalli bianchi, solubili in acqua e poco solubili in alcool, con elevato grado di purezza e PE; si va a titolare solo il secondo protone con

-6
Ka2= 3,9 * 10 e viene indicata la fenolftaleina come indicatore.

+ → +
KCH H O NaOH KNaC H O H O8 4 4 8 4 4 2

Lo ftalato acido di potassio dona una mole di protoni a una generica specie basica, quindi il PE è equivalente al PM. Si può, conseguentemente, calcolare il n° di equivalenti di sostanza madre di ftalato acido di potassio e quindi la normalità (che nelle standardizzazioni è l’incognita).

(0,6518 g)
g = =0,003191
Eq= eq
(204,22 /PE g eq)

(0,003191 eq)
eq= = =0,1063885 →0,1064N
N N
(0,030L L)

Preparare 100,0 mL di una soluzione di borace RV (PM= 381,4 g/mol) a concentrazione 0,5000N.

―Il borace (o tetraborato di sodio) è una polvere cristallina di colore bianco e di consistenza morbida, ad alto PE, non igroscopica. E’ utilizzato per la standardizzazione di soluzioni acide. Gli indicatori da usare sono il metilarancio, il rosso di metile o il verde di bromocresolo.

+7 +2 (OH )
1. Na B O H O → 2 H BO NaB2 4 7 2 3 3 4

(solubilizzazione del borace con acqua, con formazione di tetraidrossiborato di sodio ed acido borico)

(OH ) +2 →2 +22. NaB HCl NaCl+2 H BO H O4 3 3 2

(reazione tra sale borato e acido cloridrico che forma sale da cucina)

Na 2 B 4 O 7 · 10 H 2 O+2 HCl → 4 H 3 BO 3+2 NaCl+5 H 2O

(reazione complessiva finale)

Il borace in soluzione dà il tetraidrossiborato di sodio ed acido borico; il sale borato reagisce con l’acido cloridrico per dare due moli di acido borico, acqua e cloruro di sodio. Da una singola mole di borace si formano quindi due moli di NaB(OH) , ed ognuna di esse accetta una mole di protoni da una generica specie acida.4

Il PE sarà pari al PM/2, ossia 190,7 g/eq, e da qui sarà possibile calcolare gli equivalenti e conseguentemente i grammi di borace da pesare in bilancia analitica.

eq=N L̃=0,5000⋅0,1=0,05 eq

g ⇒eq= g=eq⋅PE=0,05⋅190,7=9,5350 g
PE

Misuro 9,5350 g di borace all’interno di un pesafiltri in bilancia analitica; prendo un matraccio tarato da 100 mL e trasferisco in esso il borace. Lavo il pesafiltri con acqua distillata per raccogliere tutto il borace rimasto, aggiungo abbastanza acqua per solubilizzare il borace nel matraccio tarato e poi porto a volume fino alla tacca di taratura.

Lezione 4 (16/03/2026)

Determinare il grado di purezza di un campione di borace utilizzando una soluzione standard di NaOH 0,04870 N in cui sono contenuti 0,6400 g. Indicatore fenolftaleina.

‐Nella F.U. viene preferita la determinazione alcalimetrica del borace rispetto ad una determinazione diretta con acidi. Si dosa il borace aggiungendolo quindi ad una soluzione di mannite e titolare poi con NaOH in presenza di fenolftaleina.

Terza reazione

Prima reazione

+7 +2 (OH )
Na B O H O → 2 H BO NaB2 4 7 2 3 3 4 →HMb+ NaOH NaMb+ H O2

L'acido mannitoborico reagisce con l'idrossido per formare il

Seconda reazione mannitoborato di sodio ed acqua.

Una mole di borace, per idrolisi in acqua, libera due moli di sodio idrogeno borato e due moli di acido borico. L’acido borico posto a contatto con una soluzione di mannitolo si complessa a formare l’acido mannitoborico, il quale reagisce con due moli di soluzione standard di NaOH per formare una mole di mannitoborato di sodio ed una mole di acqua.

Una mole di borace equivale a due moli di NaOH al PE, che quindi risulta essere PE = PM/2 = 190,7 g/eq.

mL⋅N⋅PE 15,3⋅0,04870⋅190,7
= =0,142092477g
= g
1000 1000

=0,142092477⋅4=0,5683g (Errore del -0,24%)

in 100 ml ⇒0,6400 : 100=0,5683 : x x=88,8 %

Avendo a disposizione 20,0 ml di H SO al 20% p/v, calcolare quanto acido solforico 0,4N è possibile2 4 preparare. PM = 98 g/mol

−2+2OH → +2H SO SO H O2 4 4 2

Una mole di acido solforico è in grado di cedere 2 moli di protoni ad una generica specie basica. PE= PM/2 = 49 g/eq.

Si consideri che la denominazione %p/V indica che 20 g di soluto sono presenti in 100 mL di solvente, quindi:

20=20,0 =4,0
m mL⋅ g di H SO
acido 2 4
100

4
= =0,081632653
eq eq
H SO 492 4

0,081632653
= =0,2
V L
L 0,4

Versare la massima quantità possibile di acqua distillata in un matraccio; prelevare 0,2 L di acido solforico e versarla all’interno del matraccio. Portare a volume fino alla tacca di taratura.

Lezione 5 (18/03/2026)

Determinare la composizione percentuale di una miscela di carbonato di sodio e di bicarbonato di sodio titolando con una soluzione standard di acido solforico 0,4898N. Indicatore: fenolftaleina e metilarancio, PM = 84 g/mol, PM = 106 g/mol.NaHCO3 Na2CO3

―Questa determinazione acidimetrica (dove il titolante è rappresentato da una soluzione standard acida quale l’acido solforico) prevede in realtà due titolazioni: la prima sarà quella del NaHCO , dove verrà usato3 l’indicatore fenolftaleina e il passaggio di colore sarà da fucsia ad incolore, mentre la seconda sarà la titolazione del Na CO , che prevederà l’uso del metilarancio con passaggio di colore da giallo a rosa2 3 cipolla. La titolazione partirà da un pH basico per poi terminare in ambiente debolmente acido.

Il Na CO è una base debole, che si dissocia in ioni sodio e carbonato: gli ioni carbonato sono basi che2 3 reagiscono con l’acqua reversibilmente in due passaggi successivi. Indico di seguito anche la reazione chimica con l’H2SO4, che sarà quella determinazione: in questo caso una mole di carbonato di sodio accetta una mole di protoni da una generica specie acida, quale H2SO4 – il suo PE rimane uguale al PM.

+1 −2 −2 −1 −1→2 +CO ⇒ + ↔ +OH
Na CO Na 1. CO H O HCO2 3 3 3 2 3

−1 −1+ ↔ +OH
2. HCO H O H CO3 2 2 3

+ →2 +2 Na CO H SO NaHCO Na SO2 3 2 4 3 2 4

La lettura iniziale è di 3,8 mL, mentre la lettura seconda è di 13.2 mL, ed infine la terza è di 30,9 mL. Il Vtot usato nella prima determinazione è di 9,4 mL.

g
(106,0 ⋅9,4 )
mL⋅0,04898 N⋅mL⋅N
PE
g mL⋅N eq
Carbonatodisodio= → → =0,4880g
= g= g
PE 1000 1000 1000

In merito alla seconda determinazione, una mole di NaHCO è in grado di accettare una mole di protoni da una generica3 specie acida, mantenendo un PE uguale al PM. Il Vtot della seconda determinazione è di 8,4 mL. Viene recuperata anche la quantità totale di grammi, e quindi la composizione percentuale dei due composti nella miscela proposta.

+ →2 +2 NaHCO H SO H CO Na SO3 2 4 2 3 2 4

g
(84,0 ⋅8,3 )
mL⋅0,04898 N⋅mL⋅N
PE
g mL⋅N eq
Bicarbonatodisodio= → → =0,3415g
= g= g
PE 1000 1000 1000

=0,4880+0,3415=0,8294 (errore del−3,18 %)

tot ⇒g :