Laboratorio Chimica

Laboratorio: Calceimetria

Calceimetria: è un saggio analitico quantitativo che permette di identificare la presenza di carbonati (CO₃^2-), come CaCO₃, che, come gli altri carbonati metallici, reagisce con un acido per dare un sale e H₂O (CO₂ + H₂O).

CaCO₃ è abbondante in natura, e è un solido bianco a T ambiente ed è poco solubile in H₂O (basa l'acqua e genera una sospensione).

• In natura: rocce calcaree (es: dolomia) - carbonato misto di calcio e magnesio.
• Terreni e fanghi
• Sedimenti marini/alluviali, acque naturali e scarti di produzione.

Gli addetti ai lavori sono rispettivamente geologi, Agronomi e ingegneri chimici.

• Industria: laterizi e pigmenti sintetici - architetto/restauratore
• Calce, cemento e industria di carta/vernici
• Ingegneri civili/chimici
• Industria alimentare (colorante/additivo)

Reazione studiata: CaCO₃ + 2HCl_(con) → CO₂↑ + H₂O

CaCl₂ è un sale molto igroscopico e molto solubile in H₂O.

Ho una miscela incognita con x grammi di CaCO₃, aggiungo HCl(aq). CaCO₃ sarà completamente disciolto in H₂O. Mediante uno strumento appropriato posso quantificare la reazione in atmosfera per determinare le moli di CO₂ e con la stechiometria di reazione trovo n° moli di CaCO₃ (rapporto 1:1).

- Lo strumento mostrato è provvisto da contenitori chiusi per intrappolare la CO₂ e sostituirlo. Si riconosce un contenitore di reazione e un cilindro graduato per misurare la CO₂. La buretta è collegata con due tubi diversi al contenitore di reazione e al cilindro di espansione. Può essere presente un elemento termosatato per mantenere costante la temperatura.

- Fasi di misura:

1. Nella buretta e nel cilindro di espansione vi è H₂O. Riavvicinare sopra la buretta e aperta (per mantenere la pressione ambiente) e tutta l’H₂O passa nella buretta.
2. Fasi di azzeramento vasi comunicanti.
3. Reazione e misurazione: Il rubinetto è chiuso (sistema parzialmente isolato). Nel contenitore di reazione si inserisce solido HCl e CaCO₃ che entrando in contatto liberano CO₂, la quale si tira dalla buretta e spinge verso il basso l’H₂O. La differenza di altezza che si legge sul cilindro graduato indica il volume CO₂ prodotto.

- ΔV dipende da T(K),P(bar), caratteristiche dello strumento. Per calcolare queste dipendenze, prima della misurazione, bisogna creare una curva di calibrazione.

- Applicare la legge dei gas ideali:

PV=nRT -> calcolo di n(CO₂)

Esperimento

CaCO₃+2HCl->CaCl₂+H₂O+CO₂

0,5gdiCaCO₃,5ml6MHCl

Dal 1° grafico si nota una dipendenza esponenziale delle velocità di reazione dalla molarità di Na₂S₂O₃.

Influenza di HCl:

• V HCl (ml)
• V H₂O
• V Na₂S₂O₃
• M HCl
• tempo
• K
• velocità

50 0 25ml 0.0666 33s 0.0033 2.16 ⋅ 10^-2

40 10ml

30 20ml

20 30ml

M₁ HCl = 0.1M ⋅ 5ml = 0.066M

45ml

M₂ HCl = 0.1M ⋅ 10ml = 0.053M

55ml

M₃ HCl = 0.1M ⋅ 30ml = 0.04M

45ml

In questo caso la velocità dipende linearmente dalla molarità di HCl. Diminuirà di poco se M HCl aumenta.

y = 0.0605x - 0.0005

1) NaHCO₃(aq): pH = 8,22

NaHCO₃ + H₂O → Na⁺ + HCO₃^- (ione bicarbonato)

• Na⁺ + H₂O
• NaOH + H⁺

NaOH è una base forte, si dissocia completamente, quindi non si forma NaOH (si dissocia subito, reazione solo a sx)

• HCO₃^- + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH^-

H₂CO₃ è un acido debole, si dissocia parzialmente, quindi in soluzione si liberano OH^- (reazione di equilibrio)

In soluzione quindi ho Na⁺ H₂O, HCO₃^-, H₂CO₃, OH^-. Le ultime due sono le cose che agisce sul pH, rendendolo debolmente (pH = 8,22)

2) NH₄Cl: pH = 6,82

NH₄Cl + H₂O → NH₄⁺ + Cl^-

^{(acido forte) (base debole)}

• NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺ (dissociazione parziale)

NH₃ è un elettrone debolmente acido, questo spiega pH = 6,82 (e di poco minore di 7)

3)

• NaCl + H₂O = Na⁺ + Cl^-

(sono entrambe specie forti)

(non hanno effetto sul pH)

• Na⁺ + H₂O ↔ NaOH + H⁺
• Cl^- + H₂O ↔ HCl + OH^-

(dissociazione completa allora H₂O solo Na⁺, Cl^- e H₂O Cl^- lx, reagiscono sul pH)

Questo spiega perché posso prelevare una qualsiasi massa di NaCl (l'effetto è sempre nullo)

(l'elettrodo viene posto in una soluzione di stoccaggio (KCl)

pH

• Soluzione 1: 25 mL HCl 1 M pH = 0,15 (frazione pH, log -1)
• Soluzione 2: 10 mL NH₃ V H₂Oclor) 0,34 M 0,17 pH=0,5