Relazione primo laboratorio Chimica generale

Ca +CO +CO + H +OH → Ca + 2HCO

2(g)

equazione ionica netta:

2+(s) 32-(s) +(l) -(l) 2+(aq) 3-(aq)

Ca +CO +CO + H +OH → Ca + 2HCO

2(g)

Osservazioni:

il carbonato di calcio CaCO reagisce con l’anidride carbonica CO e

3 2

l’acqua H O formando l’idrogeno carbonato di calcio Ca(HCO )

2 3 2 3

- Effetto del riscaldamento e aggiunta della soluzione CH COOH

3

Ca(HCO ) + 2CH COOH → Ca(CH COO) + 2H CO

3 2(aq) 3 (aq) 3 2(aq) 2 3(aq)

Osservazioni:

Dopo aver riscaldato la soluzione nel becher di vetro sulla piastra, essa

diventa più opaca a causa della formazione di carbonato di calcio.

Successivamente, l'aggiunta di acido acetico (CH₃COOH) rende la

soluzione nuovamente limpida grazie a una reazione acido-base tra il

carbonato di calcio e l'acido, che forma l'acetato di calcio (Ca(CH₃COO)₂),

solubile in acqua. 4

SPERIMENTAZIONE 1.2 – TITOLAZIONE ACIDO FORTE E BASE DEBOLE

Scopo

Calcolare la concentrazione esatta della soluzione di HCl

Materiale

● Bilancia analitica

● Becher 100 mL

● Buretta 50 mL

● Magnete

● Piastra

● Agitatore magnetico

● Pinza a ragno

● pHmetro

Procedimento

È stato pesato circa 1,5 g di Na₂CO₃, annotando il peso esatto (1,51 g), e sciolto

completamente in un becher con acqua distillata. Successivamente, sono state

aggiunte 2-3 gocce di metilarancio nella soluzione. Poi, un magnete è stato

inserito nella soluzione, il becher è stato posizionato sopra l’agitatore

magnetico, e il rotore magnetico è stato avviato.

Contemporaneamente, la buretta è stata avvinata con la soluzione di HCl e

successivamente fissata a un supporto con pinza a ragno e caricata con la

soluzione acquosa di HCl. Per garantire il corretto funzionamento del pHmetro,

dopo aver rimosso il tappo, la zona di immersione è stata sciacquata con acqua

deionizzata dalle spruzzette per eliminare eventuali residui che potrebbero

alterare la misurazione. Dopo aver pulito correttamente il pHmetro, questo è

stato fissato con una pinza al supporto dove è ancorata anche la buretta e

immerso nella soluzione di Na₂CO₃; solo successivamente è stato acceso. È

stato quindi trascritto il valore del pH della soluzione iniziale di Na₂CO₃.

Si fa quindi gocciolare 0,5 mL di soluzione di HCl dalla buretta nel becher

contenente la soluzione di carbonato, si attende che il valore del pH si stabilizzi

e lo si trascrive; si ripete questa operazione con incrementi di 0,5 mL,

trascrivendo ogni volta i valori del pH.

(I valori del pH associati ai volumi sono riportati nella tabella a pagina 6) 5

Raggiunto il punto di viraggio, a pH=3.6, al contatto della goccia di HCl con la

soluzione alcalina si osserva un temporaneo cambio di colore (dal giallo

all'arancio rosato) che svanisce a causa del mescolamento della soluzione. Da

questo momento si procede con l’aggiunta dell’acido goccia a goccia fino a

ottenere un cambio di colore effettivo, continuando a trascrivere il valore di pH

osservato. Si procede poi nuovamente con aggiunte di 0,5 mL fino a quando il

pH diventa quasi costante.

Tabella dei valori dei pH associati al volume  Punto di viraggio

Grafico relativo pH 

Punto di viraggio Punto di viraggio

Volume mL 6

Concentrazione esatta di HCl

La quantità di Na CO pesata : 1.51g,

2 3

mentre le moli di Na CO : 1.51g/105,81 g/mol =0.0141 moli.

2 3

Il volume della soluzione di Na CO è 50 mL=0.05L, mentre il volume di HCl al

2 3

punto di viraggio è di 13mL=0,013L.

₂ ₃

H CO

Na CO + HCl→ 2NaCl+ quindi:

2 3

1:2= mol Na CO : mol HCl→ moi di HCl= 2mol Na CO = 0,0141 x 2 =0,03 moli

2 3 2 3

⟮HCl⟯=mol/L= 0,03/0,013= 2,3M

La titolazione serve a determinare la concentrazione di un acido o di una base

in una soluzione (HCl nel nostro caso) facendola reagire con una soluzione a

concentrazione nota (Na₂CO₃ nel nostro caso). Il metilarancio, utilizzato come

indicatore acido-base, assume una colorazione rossa in ambiente fortemente

acido (pH < 3), mentre in ambiente debolmente acido o basico assume una

colorazione giallo-arancio. È stato ragionevole utilizzarlo in questo caso perché,

grazie alla sua variazione di colore, abbiamo potuto individuare

immediatamente il punto di viraggio. 7

SPERIMENTAZIONE 1.3 – VALUTAZIONE DEL pH MEDIANTE INDICATORI

Scopo

Scrivere i risultati colorimetrici ottenuti e valutare i valori del pH mediante

indicatori

Materiale

● Indicatori: rosso cresolo, blu di timolo, metilarancio

● Provette

Procedimento 1.3

Operando su volumi di circa 5 mL si preparano due soluzioni, una di acido

cloridrico HCl 1 M e una di acido acetico CH COOH 1 M, successivamente

3

preparo anche le diluizioni 0,1M e 0,01M di entrambe le soluzioni.

In seguito si aggiungono a circa 1 mL di tutte le soluzioni preparate poche gocce

(2 o 3) dei seguenti indicatori forniti: metilarancio, blu titolo, rosso creosolo.

Modalità di preparazione delle soluzioni

Soluzione Volume acido (mL) Volume H O aggiunta

2

(mL)

[HCl]= 1M 2,5 2,5

[CH COOH]= 1M 1,52 3,48

3

[HCl]= 0,1M 0,25 4,75

[CH COOH]= 0,1 M 0,152 4,848

3

[HCl]= 0,1M 0,025 4,975

[CH COOH]= 0,01 M 0,015 4,985

3 8