Produzione di gas con l'apparecchio di Kipp

L'apparecchio di Kipp è uno strumento di laboratorio utile per dimostrare la presenza di gas liberato da una specifica reazione chimica tra una soluzione acquosa acida e un solido insolubile.
Lo strumento è composto da tre ampolle di vetro in connessione tra loro a due a due che permettono di osservare la formazione di gas e quindi il conseguente spostamento della soluzione acquosa nello scomparto superiore sotto la spinta del gas prodotto.


Durata: 45'

Scopo:

Produrre piccole quantità di acido solfidrico utilizzando l'apparecchio di Kipp

Teoria:

I tre settori che compongono l'apparecchio di Kipp vengono numerati dal basso all'alto da 1 a 3. I comparti 2 e 3, e 1 e 3 si trovano in connessione. La soluzione acida all'interno del settore 1 entra in contatto con il solido presente nel settore 2 e, reagendo, libera gas che si accumula all'interno del comparto 2 spingendo nell' la soluzione acida che a proseguendo risale nel comparto 3. La reazione all'interno dell'apparecchio avviene tra acido cloridrico e solfuro di ferro:
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
Il gas prodotto spinge l'acido cloridrico verso il basso fino a svuotare completamente la sezione 2 ed arrestando quindi la reazione, non avendo più contatto tra reagenti. Nel caso aprendo i rubinetti si liberasse il gas prodotto 

Materiale:

  • Acido cloridrico 20%
  • Zinco in pezzi
  • Fiammiferi

Strumenti:

  • Apparecchio di Kipp
  • Imbuto
  • Provette

Procedimento:

  1. Introdurre lo Zinco in pezzi all'interno della sezione 2
  2. Montare l'apparecchio di Kipp nei suoi 3 compartimenti
  3. Versare l'acido cloridrico riempiendo la sezione 1 fino a raggiungere il contatto con lo Zinco
  4. Chiudere il rubinetto della sezione 2 da cui altrimenti uscirebbe il gas
  5. Attendere che il gas prodotto spinga l'acido nella sezione 3 fermando così la reazione
  6. Porre la provetta sul rubinetto ed aprirlo lentamente
  7. La provetta si riempirà di idrogeno
  8. Mantenendo la provetta "a testa in giù" tra due dita avvicinare un fiammifero acceso all'imboccatura per sentire "l'urlo dell'idrogeno"

Risultato:

La pressione creata dal gas prodotto dalla reazione spinge l'acido a spostarsi verso il compartimento 3 perdendo il contatto con lo zinco ed interrompendo così la reazione. Aprendo il rubinetto si causa la fuoriuscita del gas e quindi il ritorno del liquido a livelli normali, sommergendo lo zinco e riattivando la reazione.

Influenza della temperatura nella velocità di reazione

La velocità di una reazione chimica è influenzata da vari fattori, uno di questi è la temperatura alla quale questa viene fatta avvenire. Un aumento della temperatura determina un aumento dell'energia cinetica delle particelle che, muovendosi più velocemente, saranno soggette ad un maggior numero di urti. Secondo la teoria degli urti affinchè una reazione chimica avvenga devono verificarsi alcune condizioni: le molecole dei reagenti devono urtare tra loro con il giusto orientamento e con una certa violenza. Questo determina quindi che ad una maggiore temperatura si avrà una maggiore velocità di reazione. 


Durata: 45'

Scopo:

Misurare la differenza di velocità di reazione tra soluzioni ad uguale concentrazione ma differente temperatura.

Teoria:

Na2S2O3 + 2HCl S + SO2 + 2NaCl + H2O
La reazione che avviene tra il tiosolfato di sodio e l'acido cloridrico genera differenti prodotti: anidride solforosa, cloruro di sodio, acqua, ma soprattutto lo zolfo colloidale. Quest'ultimo sarà la chiave dell'esperienza poichè rendendo torbida la soluzione fungerà da indicatore di avvenuta reazione.

Materiale:

  • Tiosolfato di sodio 1M
  • Acido cloridrico 1M
  • Acqua distillata
  • ghiaccio

Strumenti:

  • Becher
  • Cilindro graduato
  • Bacchetta di vetro
  • Cronometro
  • termometro
  • piastra riscaldante

Procedimento:

  1. Preparare 150 ml di soluzione di Tiosolfato di sodio 1M e dividerla in 3 becher ognuno con 50 ml di soluzione
  2. Porre sotto ad ogni becher un foglio bianco su cui abbiamo disegnato una croce ben evidente che si possa vedere dal fondo del becher; questa ci servirà da indicatore di avvenuta reazione.
  3. Misurare 5 ml di acido cloridrico 1M ed aggiungerlo al becher a temperatura ambiente (20°C)
  4. Mescolando, cronometrare il tempo impiegato dalla soluzione ad intorbidirsi. Quando non si vedrà più la croce sul fondo del becher fermare il cronometro ed annotare il tempo.
  5. Porre il secondo becher insieme al foglio con la croce sulla piastra riscaldante e portare la soluzione di tiosolfato di sodio a 60°C.
  6. Aggiungere 5 ml di acido cloridrico 1M e, mescolando, avviare il cronometro. A completo intorbidimento della soluzione fermare il cronometro ed annotare il tempo impiegato.
  7. Prendere l'ultimo becher con tiosolfato di sodio e metterlo in bagno di ghiaccio fino al raggiungimento di 5°C
  8. Misurare 5 ml di acido cloridrico 1M ed aggiungerlo al becher raffreddato, mescolando, avviare il cronometro.
  9. A totale intorbidimento della soluzione (non si vedrà più la croce disegnata sul fondo), fermare il cronometro ed annotare il tempo di reazione.

Risultato:

Il tempo impiegato dai reagenti per far avvenire la reazione sarà minore a temperature più elevate, mentre aumenterà con il raffreddamento della soluzione. Il becher con la soluzione a temperatura ambiente impiegherà circa 13'', la soluzione portata a 5°C in bagno di ghiaccio impiegherà circa 27'', ed il becher riscaldato su piastra a 60°C impiegherà circa 3''. Al termine dell'esperienza si potrà costruire un grafico su carta millimetrata riportando in ascissa la temperatura e in ordinata il tempo in secondi necessario affinchè la soluzione diventi torbida. Sarà così possibile osservare che il tempo di reazione diminuisce all'aumentare della temperatura.

Superficie di contatto e velocità di reazione

La superficie di contatto è uno dei fattori che può influire sulla velocità di una reazione. Questo è osservabile solo a condizione che i reagenti siano presenti in più fasi (solido-liquido) in modo da poter considerare un'area di contatto tra reagenti.
Ad uguale volume di reagente solido corrispondono differenti velocità di reazione in relazione all'area di superficie che entra in contatto col secondo reagente: un esempio comune può essere un cubetto di carbone che, preso interamente brucia lentamente, mentre se ridotto in polvere darà luogo ad una combustione talmente veloce da risultare esplosiva.
Il numero di particelle di reagenti che entrano in contatto sarà maggiore, maggiore è la superficie esposta; ne consegue che maggiore è la superficie di contatto e maggiore sarà la velocità di reazione.


Durata: 45'

Scopo:

Misurare la differenza di velocità di reazione tra reagenti a volume fisso ma con differente superficie di contatto.

Teoria:

CaCO3 + HCl CaCl2 + H2O + CO2
La reazione tra il carbonato di calcio e l'acido cloridrico è una reazione spontanea utilizzata anche come saggio per verificare la presenza di carbonati. Unendo i due reagenti si ottiene una reazione visibile fino a completo avvenimento grazie alla liberazione di CO2, la formazione quindi di bolle di gas. Usando lo stesso volume di CaCO3 ma in differenti formati si può notare come ll'aumentare della superficie di contatto aumenti anche la velocità di reazione. Questo perchè un cubetto intero di CaCO3 ha una minore area esposta rispetto allo stesso cubetto ridotto in polvere con cui l'acido cloridrico potrà entrare in contatto.

Materiale:

  • Acido cloridrico 6 M
  • Carbonato di calcio in polvere
  • Carbonato di calcio in pezzi

Strumenti:

  • becher
  • cilindro graduato
  • bilancia
  • vetrino d'orologio
  • cronometro

Procedimento:

  1. Pesare 0,6 g di carbonato di calcio in polvere usando il vetrino d'orologio e depositarlo sul fondo di un becher
  2. Misurare col cilindro graduato 10 ml di acido cloridrico 6 M
  3. Versare l'acido cloridrico nel becher con il carbonato di calcio e far partire il cronometro
  4. Spegnere il cronometro ad avvenuta reazione, ovvero quando non sarà più visibile liberazione di gas, ed annotare il tempo impiegato
  5. Pesare 0,6 g di carbonato di calcio in pezzi
  6. Misurare col cilindro graduato 10 ml di acido cloridrico 6 M
  7. Versare l'acido cloridrico nel becher con il carbonato di calcio in pezzi ed azionare il cronometro
  8. Spegnere il cronometro ad avvenuta reazione, ovvero quando non sarà più visibile liberazione di gas, ed annotare il tempo impiegato

Risultato:

La reazione tra l'acido cloridrico ed il carbonato di calcio in polvere sarà molto veloce, impiegherà circa 10'', perchè la superficie esposta al contatto con l'acido sarà molto grande considerando l'area di ogni granello della polvere. La reazione con il carbonato di calcio in pezzi invece avrà una superficie di contatto molto inferiore, ovvero solo la superficie visibile del nostro cubetto, quindi la reazione risulterà molto più lenta, circa 4'50''.

La natura dei reagenti e la velocità di reazione

Il tempo necessario perchè avvenga una reazione, ovvero la velocità di una reazione chimica, può essere influenzata da differenti fattori tra cui la natura e la concentrazione dei reagenti. Un semplice esempio può essere fatto prendendo due metalli appartenenti allo stesso gruppo chimico, Sodio e Potassio: entrambi reagiscono efficacemente con l'acqua ma, mentre il primo è caratterizzato da una reazione piuttosto violenta, il secondo ha un tempo talmente più veloce da risultare addirittura esplosivo. Alcune reazioni possono quindi impiegare millesimi di secondo mentre altre addirittura anni o secoli. I tempi più veloci possiamo trovarli nelle reazioni esplosive, mentre le più lente sono quelle che avvengono a livello geologico come la formazione di stalattiti e stalagmiti in cui il carbonato di calcio solubile si trasforma in carbonato di calcio insolubile, acqua e biossido di carbonio. Siccome la caratteristica delle reazioni chimiche è quella di spezzare legami per formarne di nuovi la velocità in questo caso dipenderà dalla forza di legame esistente.


Durata: 45'

Scopo:

osservare la decolorazione del permanganato di potassio in tempi diversi utilizzando diversi reagenti.

Teoria:

1° reazione: 2KMnO4 + 10 FeSO4 + 8H2SO4 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
2° reazione: 2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 + 8H2O
Il permanganato di potassio è una sostanza che se disciolta in acqua conferisce alla soluzione una caratteristica colorazione viola. Facendo reagire il permanganato di potassio con acido ossalico o solfato ferroso in ambiente acido la soluzione tenderà a decolorarsi diventando completamente trasparente a reazione avvenuta per la totale scomparsa del permanganato.

Materiale:

  • soluzione KmnO4 0,01 M
  • soluzione H2C2O4 0,1M
  • soluzione FeSO4 0,1M
  • soluzione H2SO4 3M

Strumenti:

  • Becher
  • Cilindro graduato
  • Cronometro

Procedimento:

  1. Mettere in un becher 10 ml di permanganato di potassio
  2. In un secondo becher unire 10 ml di acido ossalico a 2 ml di acido solforico
  3. Versare il contenuto del secondo becher nel primo ed azionare il cronometro
  4. Rilevare il tempo necessario per il completamento della reazione ovvero finchè non diventa trasparente
  5. In un nuovo becher misurare 10 ml di permanganato di potassio
  6. In un secondo becher versare 10 ml di solfato ferroso e 2 ml di acido solforico
  7. Unire il contenuto del secondo becher al primo ed azionare il cronometro
  8. Rilevare il tempo necessario per il completamento della reazione ovvero finchè non diventa trasparente

Risultato:

Si osserva che la scomparsa del permanganato, quindi della colorazione viola, ad avvenuta reazione, impiega tempi diversi a seconda del reagente utilizzato: la reazione con il solfato ferroso si completa in pochi secondi, mentre la reazione con acido ossalico ha un tempo decisamente più lento. La velocità di reazione tra diversi reagenti dipenderà dalla forza di legame con cui sono uniti gli elementi.

Influenza della concentrazione sulla velocità di reazione

Tra i vari fattori che possono influenzare la velocità di una reazione abbiamo la concentrazione dei reagenti. Questo determinante fattore può essere facilmente compreso considerando che, per reagire, due particelle devono entrare in contatto reciproco; da ciò deriva che maggiore sarà la concentrazione di particelle reagenti e più efficacemente avverrà la reazione. Questo concetto è valido però solamente sotto la condizione per cui i due reagenti devono trovarsi nella stessa fase (liquida o gassosa), questo perchè se i due reagenti fossero in fase eterogenea (solido-liquido) entrerebbe in gioco un fattore differente dalla concentrazione, ovvero la superficie di contatto.


Durata: 45'

Scopo:

Misurare la differenza di velocità di reazione tra soluzioni a concentrazione scalare.

Teoria:

Na2S2O3 + 2HCl S + SO2 + 2NaCl + H2O
La reazione che avviene tra il tiosolfato di sodio e l'acido cloridrico genera differenti prodotti: anidride solforosa, cloruro di sodio, acqua, ma soprattutto lo zolfo colloidale. Quest'ultimo sarà la chiave dell'esperienza poichè rendendo torbida la soluzione fungerà da indicatore di avvenuta reazione.

Materiale:

  • Tiosolfato di sodio 1M
  • Acido cloridrico 1M
  • Acqua distillata

Strumenti:

  • Becher
  • Cilindro graduato
  • Bacchetta di vetro
  • Cronometro

Procedimento:

  1. Preparare una soluzione di Tiosolfato di sodio 1M, da questa soluzione "madre" effettueremo diluizioni scalari ottenendo 3 soluzioni a diversa concentrazione
  2. Nel becher numero 1 versare 50 ml di tiosolfato di sodio
  3. Nel becher numero 2 mettere 30 ml di tiosolfato di sodio + 20 ml di acqua distillata
  4. Nel becher numero 3 versare 10 ml di tiosolfato di sodio + 40 ml di acqua distillata
  5. Porre sotto ad ogni becher un foglio bianco su cui abbiamo disegnato una croce ben evidente che si possa vedere dal fondo del becher; questa ci servirà da indicatore di avvenuta reazione.
  6. Prendendo il primo becher procedere con l'aggiunta di 5 ml di acido cloridrico 1M
  7. Avviare il cronometro e cominciare a mescolare la soluzione con la bacchetta di vetro.
  8. La soluzione comincerà ad intorbidirsi fino a diventare completamente bianca, il cronometro va fermato quando guardando il becher dall'alto non sarà più possibile vedere la croce che avevamo disegnato sul fondo.
  9. Procedere allo stesso modo con gli altri due becher a concentrazione scalare.

Risultato:

Osserveremo che il tempo impiegato dai reagenti per far avvenire la reazione sarà maggiore minore sarà la concentrazione, quindi una reazione sarà più veloce a maggior concentrazione e più lenta a concentrazione minore. Il becher n.1 con la soluzione "madre" impiegherà circa 1'40'', il becher n.2 con la prima diluizione di tiosolfato di sodio impiegherà circa 4'50'', mentre la soluzione nel becher n.3 maggiormente diluita impiegherà circa 10'50''. Al termine dell'esperienza si potrà costruire un grafico su carta millimetrata riportando in ascissa la concentrazione e in ordinata il tempo in secondi necessario affinchè la soluzione diventi torbida. Sarà così possibile osservare che il tempo di reazione diminuisce all'aumentare della concentrazione.

Effetto del catalizzatore sulla velocità di reazione

I catalizzatori sono sostanze che aggiunte in piccole quantità ad una reazione chimica modificano il tempo di avvenuta reazione senza essere consumati durante la reazione stessa.
La reazione in ambiente acido tra permanganato di potassio e acido ossalico è caratterizzata dalla presenza in soluzione di ioni Mn2+, catalizzatore che influirà efficacemente su questa reazione provocando una decolorazione della soluzione in tempi più rapidi.


Durata: 45'

Scopo:

Verificare l'influenza della presenza di un catalizzatore (ioni Mn2+) sulla velocità della reazione in ambiente acido tra permanganato di potassio e acido ossalico.

Teoria:

Il permanganato di potassio è una sostanza violetta che colora intensamente la soluzione. Facendo reagire il permanganato di potassio con l'acido ossalico in ambiente acido si avrà la formazione di ioni Mn2+ che renderanno incolore in soluzione.
In presenza del catalizzatore Mn2+ la reazione avverrà più velocemente.

2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 + 8H2O
La totale decolorazione della soluzione indica quindi la scomparsa del permanganato ed il completamento della reazione, che avverrà più velocemente in presenza del catalizzatore Mn2+.

Materiale:

  • soluzione KMnO4 0,02 M
  • soluzione H2C2O4 0,1M
  • H2SO4 concentrato
  • Solfato di manganese MnSO4 in cristalli

Strumenti:

  • becher
  • cilindri graduati
  • bacchetta di vetro
  • cronometro

Procedimento:

  1. Versare in due becher 50 ml di soluzione di acido ossalico e 5 ml di acido solforico concentrato
  2. In un solo becher aggiungere alcuni cristalli di solfato di manganese e scioglierli agitando con la bacchetta di vetro
  3. Versare in due cilindri graduati due aliquote da 50 ml della soluzione di permanganato di potassio
  4. Versare contemporaneamente le due aliquote di permanganato di potassio nei due becher contenenti la soluzione di acido ossalico
  5. Azionare il cronometro
  6. Annotare i tempi impiegati dalle due reazioni per raggiungere la totale decolorazione della soluzione (completamento della reazione)

Risultato:

Si osserva che in presenza del catalizzatore la reazione termina in tempi più rapidi rispetto alla reazione avvenuta senza gli ioni Mn2+.

Verifica sperimentale della Legge di Charles

Nel 1787 lo scienziato, matematico ed inventore Jacques Alexandre César Charles formulò una legge sui gas nota come Legge di Charles, detta anche Prima Legge di Gay-Lussac. Questo perchè J. A. C. Charles non riuscì a pubblicare le proprie ricerche sulla formulazione della legge sui gas lasciando così involontariamente il testimone al chimico-fisico Joseph Luis Gay-Lussac, che definì la legge nel 1802. La Legge di Charles afferma che in una trasformazione isobara, ovvero in condizioni di pressione costante, il volume di un gas ideale è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta.


Durata: 30'

Scopo:

Verificare sperimentalmente la Legge di Charles mediante l'apparecchio apposito

Teoria:

La Legge di Charles afferma che a pressione costante il volume di un gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta, questo può essere verificato sperimentalmente mediante una semplice formula:
V=V0αt espressa matematicamente dalla relazione V=V0(1+αt) in cui
V0 è il volume di una quantità fissata di gas alla temperatura di 0 °C
V il suo volume alla temperatura in Celsius t
α è un parametro detto coefficiente di dilatazione termica e ha le dimensioni dell'inverso della temperatura perchè il prodotto αt deve essere adimensionale. Per un gas ideale il coefficiente di dilatazione vale circa 3,663x10-3 °C-1, pari a circa 1/273 °C-1.
Raccogliendo a fattore comune la costante α si ottiene:
V=V0α(1/α+t)
Quindi, se T indica la temperatura assoluta del gas, cioè T= t +1/α
la prima legge di Gay Lussac prende la forma più semplice V=V0αT

La legge prevede che un gas ideale abbia volume nullo in corrispondenza di una temperatura
t = -1/a = -273,15 °C detta zero assoluto. Tutti i gas reali però si liquefanno prima di giungere a tale temperatura: l'azoto a −196 °C, l'idrogeno a −253 °C. L'elio liquefa a −269 °C e segue la legge di Gay-Lussac più o meno fino a quella temperatura.
La prima legge di Gay Lussac, o legge di Charles, è sperimentalmente verificata per pressioni non troppo elevate e per temperature non troppo prossime a quella di liquefazione del gas, ovvero quando il gas si comporta come un gas ideale. In tal senso, essa è una "legge limite", essendo vera solo per condizioni che si avvicinano alla condizione (limite) di un gas ideale (al quale si avvicinano tutti i gas a pressioni molto basse e temperature molto alte).

Materiale:

  • Acqua colorata
  • Acqua  

Strumenti:

  • Apparecchio per la verifica sperimentale della Legge di Charles composto da: Tubo in gomma trasparente; Termometro -10 +100 °C; Bicchiere con cilindro di vetro con volume V1=(100±1)cm3 e agitatore; Tavola con tubo vetro a U con vaschetta
  • Piastra riscaldante

Procedimento:

  1. Mettere nel bicchiere 150 cm3 di acqua a temperatura ambiente
  2. Immergere nell'acqua il cilindro di vetro con tubo capillare e mantenerlo in immersione bloccandolo con il dico di plexiglass e fissandolo al bordo del bicchiere con i due morsetti
  3. Aprire il rubinetto
  4. Introudurre acqua colorata nel tubo a U facendo in modo che il livello nel ramo a sezione più grande coincida ma non superi la strozzatura superiore del tubo
  5. Collegare il contenitore di aria con il rubinetto mediante il tubo di gomma trasparente
  6. Chiudere il rubinetto e prendere nota del livello dell'acqua nel ramo più grosso del tubo ad U prendendo come riferimento la scala graduata V1
  7. Prendere nota della temperatura iniziale t1
  8. Porre il bicchiere sulla piastra riscaldante e attendere il riscaldamento dell'acqua
  9. Al raggiungimento di 40-50 °C spegnere la piastra e mescolare con l'agitatore
  10. Prendere nota della temperatura t2
  11. Prendere nota dell'incremento di volume utilizzando la scala graduata dell'apparecchio V2

Risultato:

Mediante le misurazioni annotate durante l'esperienza, e ricordando che il volume del cilindro di vetro è, V1=(100±1)cm3 si potrà quindi scrivere:
V1=V0(1+αt1)
V2=V0(1+αt2)

da cui
V2/V1= (1+αt2)/(1+αt1)

e quindi
α=(V2-V1)/(V1t2-V2t1)

ed anche
α=V/(V1t2-(V1+V)t1)

Verificando in questo modo la Legge di Charles nota anche come prima legge di Gay-Lussac.

Reazioni endotermiche ed esotermiche

Le reazioni chimiche sono trasformazioni della materia in cui avvengono modificazioni della struttura e della composizione delle specie chimiche prese in esame dette reagenti, generando quindi altre specie chimiche dette prodotti. Durante l'avvenimento di una reazione chimica, alcuni legami si rompono assorbendo una certa quantità di energia, mentre altri si creano rilasciando energia. Tuttavia, una volta avvenuta la reazione, una certa quantità di quell'energia viene conservata dalle specie prodotte, e può essere maggiore o minore rispetto all'energia iniziale delle specie reagenti. Se l'energia dei prodotti è minore dell'energia dei reagenti significa che è stata rilasciata verso l'ambiente possibilmente sotto forma di calore, se invece l'energia dei prodotti è maggiore di quella dei reagenti vorrà dire che è stata assorbita dall'ambiente sottraendo quindi calore.


Durata: 45'

Scopo:

Confrontare l’effetto termico di 0,1 moli di diverse sostanze ioniche solide quando vengono sciolte in una stessa quantità di acqua. 

Materiale:

  • Acqua distillata
  • Cloruro di sodio
  • Idrossido di sodio
  • Cloruro di ammonio
  • Nitrato di potassio
  • Cloruro di calcio

Strumenti:

  • Vetrini d'orologio
  • Becher
  • Cilindri graduati
  • Termometro con sensibilità di un decimo di grado
  • Bacchetta di vetro

Procedimento:

  1. Pesare separatamente 0,1 moli di ciascun composto ionico solido, rispettivamente: 4,00 g di NaOH, 5,85 g di NaCl, 5,35 g di NH4Cl, 10,11 g di KNO3, 11,10 g di CaCl
  2. Prendere quattro becher e versare in ognuno 100 ml di acqua distillata utilizzando un cilindro graduato
  3. Immergendo il termometro misurare e annotare la temperatura in °C dell'acqua come T iniziale
  4. Versare rapidamente nel primo becher l'idrossido di sodio pesato
  5. Mescolare con la bacchetta di vetro fino a completo scioglimento
  6. A completo sciogliemtno misurare ed annotare la temperatura finale (T finale)
  7. Ripetere i passaggi dal punto 3 al punto 6 per ogni composto pesato precedentemente
  8. Costruire una tabella dove si inseriranno le T iniziali e T finali in relazione ai composti utilizzati e calcolare il T

Risultato:

Osservando le varie misurazioni delle temperature annotate si conclude che alcune soluzioni rilasciano un calore evidente sia allo strumento di misurazione che al tatto (toccare in becher non la soluzione!!), mentre altre si raffreddano solo di qualche grado o anche drasticamente. La differenza di temperatura (T) tra la misurazione iniziale e finale sarà differente in relazione alle specie chimiche utilizzate.

Ossidoriduzioni

Le reazioni di ossidoriduzione, dette anche redox, sono reazioni in cui si assiste ad una variazione dei numeri di ossidazione degli ioni o degli atomi. Tra le specie chimiche che intervengono alla reazione quella che si ossida, chiamata riducente, cede elettroni e quindi aumenta il suo numero di ossidazione, viceversa quella che si riduce, chiamata ossidante, acquista elettroni ed il suo numero di ossidazione diminuisce.


Durata: 45'

Scopo:

Osservare lo scambio di elettroni tra metalli e soluzioni in reazioni spontanee di ossidoriduzione

Teoria:

Alcune reazioni proposte in questa esperienza non avvengono a causa della minima tendenza delle specie chimiche a reagire o per la natura stessa del reagente, di seguito sono riportate le reazioni in forma molecolare ed in forma ionica delle ossidoriduzioni svolte:

2AgNO3 + Cu Cu(NO3)2 + 2Ag
Cu Cu2+ + 2e- (riducente, si ossida)
2Ag+ + 2e- 2Ag (ossidante, si riduce)
Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag
L'argento formerà grossi cristalli sulla lamina di rame


2AgNO3 + Pb Pb(NO3)2 + 2Ag
Pb Pb2+ + 2e-
2Ag+ + 2e- 2Ag
Pb + 2Ag+ Pb2+ + 2Ag
L'argento formerà grossi cristalli sulla lamina di piombo


2AgNO3 + Zn Zn(NO3)2 + 2Ag
Zn Zn2+ + 2e-
2Ag+ + 2e- 2Ag
Zn + 2Ag+ Zn2+ + 2Ag
L'argento formerà grossi cristalli sulla lamina di zinco


Cu(NO3)2 + Pb Pb(NO3)2 + Cu
Pb Pb2+ + 2e-
Cu2+ + 2e- Cu
Pb + Cu2+ Pb2+ + Cu
Il rame formerà cristalli sulla lamina di piombo


Cu(NO3)2 + Zn Zn(NO3)2 + Cu
Zn Zn2+ + 2e-
Cu2+ + 2e- Cu
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
Il rame formerà cristalli sulla lamina di zinco


Pb(NO3)2 + Zn Zn(NO3)2 + Pb
Zn Zn2+ + 2e-
Pb2+ + 2e- Pb
Zn + Pb2+ Zn2+ + Pb
Il piombo formerà cristalli sulla lamina di zinco

Materiale:

  • Lastrine metalliche di rame
  • Lastrine metalliche di argento
  • Lastrine metalliche di zinco
  • Lastrine metalliche di piombo
  • Soluzione 0,1M di AgNO3
  • Soluzione 0,1 M di Cu(NO3)2
  • Soluzione 0,1 M di Pb(NO3)2
  • Soluzione 0,1 M di Zn(NO3)2
  • HCl 37%

Strumenti:

  • Becher
  • Provette
  • Portaprovette
  • Gorgogliatore

Procedimento:

  1. Preparare ed etichettare 16 provette in cui si è versato: in 4 AgNO3, 4 con Cu(NO3)2, 4 con Pb(NO3)2, 4 con Zn(NO3)2
  2. Inserire rispettivamente una lamina metallica per ogni tipo (rame, argento, zinco e piombo) in ogni provetta di AgNO3 e osservare
  3. Inserire rispettivamente una lamina metallica per ogni tipo (rame, argento, zinco e piombo) in ogni provetta di Cu(NO3)2 e osservare
  4. Inserire rispettivamente una lamina metallica per ogni tipo (rame, argento, zinco e piombo) in ogni provetta di Pb(NO3)2 e osservare
  5. Inserire rispettivamente una lamina metallica per ogni tipo (rame, argento, zinco e piombo) in ogni provetta di Zn(NO3)2 e osservare
  6. Infine prendere le provette contenenti Ag+ e Zn+ e fare gorgogliare H2 all'interno, si potrà notare la precipitazione rispettivamente di Ag e Zn ridotti a polvere metallica.

Risultato:

Osservando le varie preparazioni nelle provette saranno ben visibili le formazioni di cristalli:
il nitrato d'argento con rame, piombo e zinco formerà cristalli di Ag;
il nitrato di rame con piombo e zinco formerà cristalli di Cu;
il nitrato di piombo formerà cristalli di piombo su Zn

Di conseguenza sarà possibile costruire una tabella come la seguente:


Ag
Cu
Pb
Zn

Ag+






Cu2+






Pb2+






Zn2+






In cui si renderà evidente la tendenza ad ossidarsi dei metalli presi in esame:
l'argento nelle varie provette si riduce sempre ma non ossida mai;
il rame si ossida a confronto con l'argento e si riduce con lo zinco e il piombo;
il piombo si ossida con il rame e si riduce con lo zinco;
lo zinco è l'elemento che si ossida sempre e non si riduce mai.
Avremo quindi una scala di tendenza all'ossidazione:
Zn > Pb > H2 > Cu > Ag
E una scala di tendenza alla riduzione:
Zn2+ < Pb2+ < H+ < Cu2+ < Ag+

Utilizzando infine il potere di H2 ottenuto dalla reazione tra Zn e HCl sarà possibile osservare la precipitazione di Ag o Zn facendolo gorgogliare in una delle provette disponibili ed ottenendo una polvere metallica sul fondo della provetta.

Coltura di alghe dal suolo e osservazione al microscopio della microflora tellurica

La microflora tellurica costituisce la parte più cospicua della biomassa del terreno, comprende infatti al suo interno diversi regni come i batteri, i funghi, gli attinomiceti, i virus e le alghe. In un solo grammo di terreno sono presenti da un milione a 10 e più miliardi di microrganismi singoli o raggruppati in colonie. La macroflora invece è rappresentata essenzialmente dalle radici delle piante superiori e dai licheni, importanti soprattutto nei terreni in formazione o poco evoluti. Le alghe sono organismi autotrofi, possono essere costituiti da una o più cellule, e vivono principalmente in acqua, ma sono presenti anche su materiali ricchi di umidità e quindi nel suolo. Nel terreno le alghe si trovano in piccole quantità rispetto alla biomassa totale, crescono infatti quasi esclusivamente a livello superficiale, dove possono essere raggiunte più facilmente dalla radiazione solare.

Durata: 45' (+ 1 giorno di preparazione)

Scopo:

Osservare al microscopio ed imparare a classificare le alghe che vivono nel terreno

Teoria:

Le alghe presenti nella superficie del suolo trasferite nell'apposito terreno con agar nutritivo cresceranno trovandosi nelle condizioni ottimali alla loro vita creando colonie che potranno essere prelevate in piccole quantità ed osservate al microscopio, potendone così identificare la famiglia e la specie.

Materiale:

  • Agar nutritivo 
  • Terriccio 
  • Nitrato di calcio 
  • Idrogenofosfato di potassio 
  • Solfato di magnesio 
  • Cloruro di sodio 
  • Solfato ferrico

Strumenti:

  • Microscopio ottico 
  • Capsule petri 
  • Spatolina

Procedimento:

  1. Sospendere 10 g di Agar in 100 ml di acqua distillata e aggiungere: 1 g di nitrato di calcio, 0,2 g di idrogenofosfato di potassio, 0,2 g di solfato di magnesio, 0,1 g di cloruro di sodio, 0,05 g di solfato ferrico 
  2. Portare il liquido a 1000 ml e sterilizzare con ebollizione 
  3. Versare il liquido nelle capsule Petri sterili e lasciare solidificare 
  4. Prelevare piccoli campioni di terriccio e disporli sull'agar solidificato 
  5. Chiudere e capovolgere le capsule 
  6. Conservare in una zona con luce diffusa ma non esposte direttamente alla luce solare e al riparo dalla polvere 
  7. Se nel terreno erano presenti alghe, compariranno sulla superficie dell'agar alcune chiazze colorate di giallo, verde o azzurro 
  8. Asportare piccoli frammenti di coltura e montarle in acqua su un vetrino da microscopio 
  9. Osservare al microscopio ottico

Risultato:

Le alghe al microscopio si presentano come piccole cellule verdi, unicellulari o coloniali, dalla forma più disparata, è possibile identificarne le specie osservandone le strutture caratteristiche ed utilizzando il supporto di un manuale di riconoscimento.

Determinazione della percentuale di ossigeno nell'aria

L'aria che respiriamo è una miscela gassosa composta da vari elementi: l'azoto e l'ossigeno, rispettivamente pari al 78% e al 20,95% in volume, sono i due componenti principali dell'atmosfera. L'azoto è un gas incolore, inodore e inerte, in quanto non partecipa ai processi vitali, a differenza dell'ossigeno, necessario per la respirazione degli esseri viventi. L'ossigeno presente nell'aria è quasi interamente di origine biologica, in quanto viene prodotto dagli organismi autotrofi grazie alla fotosintesi clorofilliana. Il restante 1% è costituito da argon, anidride carbonica, altri gas quali neon, kripton, xenon, idrogeno ed altri ancora. L'elemento dell'aria che più ci riguarda è l'ossigeno che prende posto in uno dei processi fondamentali alla vita, la respirazione.

Durata: 45'

Scopo:

Verificare sperimentalmente la percentuale di ossigeno presente nell'aria.

Teoria:

L'ossigeno presente all'interno del pallone di vetro reagisce con l'alcol etilico durante la combustione secondo la seguente reazione:
C2H5OH + 3O2 + 12N2 → 2CO2 +3H2O + 12N2

L'ossigeno consumato nella prima parte di reazione lascia uno "spazio vuoto" all'interno del pallone che sarà quindi occupato dalla risalita dell'acqua colorata lungo il tubicino e poi nel pallone. Il volume del liquido risalito sarà quindi equivalente al volume di ossigeno consumato e facilmente misurabile mediante un cilindro graduato.

Materiale:

  • Cotone 
  • Alcol etilico 
  • Acqua colorata

Strumenti:

  • Pallone di vetro da 500 ml 
  • Cilindro graduato 
  • Beuta da 250 ml 
  • Pinza di Mohr 
  • Tappi di gomma forati 
  • Tubicini di vetro 
  • Raccordo in gomma 
  • Fiammiferi

Procedimento:

  1. Determinare il volume del pallone misurando con il cilindro graduato la quantità d’acqua che può contenere. 
  2. Asciugare perfettamente l’interno del pallone (se possibile con un getto d’aria compressa). 
  3. Montare il pallone sulla beuta contenente l'acqua colorata utilizzando due tappi di gomma forati connessi da due tubicini di vetro uniti nel mezzo dal tubicino in gomma dove andrà posizionata la pinza di Mohr 
  4. Togliere il pallone per posizionare un batuffolo di cotone imbevuto d’alcol all'estremità del tubicino di vetro. 
  5. Riposizionare il pallone e chiudere la pinza di Mohr 
  6. Accendere il cotone imbevuto di alcol con un fiammifero e posizionare immediatamente in modo ermetico il pallone di vetro 
  7. Attendere lo spegnimento della fiamma 
  8. Aprire la pinza di Mohr permettendo la risalita dell'acqua colorata lungo il tubo e nel pallone 
  9. Quando il liquido non salirà più dalla beuta al pallone richiudere la pinza 
  10. Smontare con cautela il pallone senza versare il liquido 
  11. Determinare il volume di acqua colorata salita nel pallone utilizzando il cilindro graduato 
  12. Ripetere la prova almeno una volta per avere una maggiore precisione

Risultato:

Il volume di liquido colorato che salirà per differenza di pressione all'interno del pallone sarà equivalente al volume di ossigeno consumato durante la combustione e quindi dell'ossigeno totale presente nell'aria inizialmente contenuta nel pallone. Si può costruire una tabella per confrontare le diverse prove effettuate e la differenza di volume misurata, calcolando così la percentuale di ossigeno nell'aria.

Il moto degli ioni in soluzione elettrolitica attraversata da corrente elettrica

La corrente elettrica così come la conosciamo circola generalmente all'interno di un metallo, esempio lampante sono i cavi in rame che forniscono elettricità ad una abitazione; questo flusso avviene grazie agli elettroni liberi contenuti nel metallo che hanno la possibilità di migrare verso punti a potenziale più alto generando una corrente. Quando però il mezzo non è un metallo ma una soluzione elettrolitica cambiano gli elementi in gioco, non sono più gli elettroni a costituire il passaggio di elettricità bensì gli ioni della soluzione.

Durata: 45'

Scopo:

Osservare la corsa elettrolitica degli ioni  Pb++ e I-.

Teoria:

Gli ioni possono essere carichi positivamente o negativamente e migrare così in direzioni opposte: quando ad una soluzione elettrolitica si applica una differenza di potenziale, i cationi (ioni positivi) sono attratti dal catodo (elettrodo negativo), mentre gli anioni (ioni negativi) sono attratti dall'anodo (elettrodo positivo). Applicando una differenza di potenziale ad una soluzione di Pb(NO3)2 posta vicino all'anodo e di KI vicino al catodo si otterrà una migrazione degli ioni positivi verso il catodo essendo attratti dalla carica negativa dell'elettrodo e uno spostamento degli ioni negativi verso l'anodo essendo attratti dalla carica positiva.

2KI + Pb(NO3)2 PbI2 + 2KNO3


Gli ioni che entreranno in gioco in questa reazione sono Pb++ e I-.

Materiale:

  • Carta da filtro spessa
  • Soluzione di KNO3 0,1 M
  • Soluzione di KI 1 M
  • Soluzione di Pb(NO3)2 1 M

Strumenti:

  • Generatore di tensione continua a 20 V 
  • Amperometro 
  • Cavetti elettrici con morsetti a coccodrillo 
  • Contagocce 
  • Vetrini da microscopio

Procedimento:

  1. Tagliare due strisce di carta da filtro della stessa dimensione del vetrino da microscopio che servirà da supporto
  2. Preparare il circuito elettrico con il generatore, l'amperometro e i cavi con morsetti collegati ai due estremi di un vetrino con carta filtro
  3. Accendere il generatore e verificare mediante l'amperometro il non passaggio di corrente
  4. Imbibire la striscia di carta con KNO3 mantenendola sopra al vetrino
  5. Pree 2-3 gocce di soluzione di ioduro di potassio nei pressi del catodo e 2-3 gocce di Pb(NO3)2 vicino all'anodo
  6. Attendere circa 20 minuti per osservare la migrazione di PbI2 evidente come banda di colore giallo
  7. Montare sul circuito il secondo vetrino con la striscia di carta imbevuta di KNO3
  8. Porre 2-3 gocce di KI vicino all'anodo e 2-3 gocce di Pb(NO3)2 vicino al catodo
  9. Osservare

Risultato:

Applicando la differenza di potenziale al circuito con la carta asciutta si nota che non vi è passaggio di corrente grazie alla misurazione con l'amperometro, questo perchè non si ha nè passaggio di ioni, ne passaggio di elettroni non avendo metalli che collegano i due morsetti.
Imbevendo di soluzione elettrolitica la prima striscia di carta di osserva il passaggio di corrente che diviene molto evidente quando si ha il completamento della reazione: gli ioni I-, migrando verso l'elettrodo positivo (anodo), hanno incontrato gli ioni Pb++ in migrazione verso l'elettrodo negativo (catodo), generando nel punto dell'incontro il precipitato giallo PbI2. La banda gialla che si nota sulla striscia di carta non si troverà al centro ma bensì spostata verso l'anodo, questo perchè lo ione ioduro è più leggero di Pb++ e si muoverà più velocemente all'interno della striscia raggiungendo prima il catione che si troverà ancora all'inizio della sua corsa.
Montando il secondo vetrino con la striscia di carta imbevuta in soluzione elettrolitica ma con alcune gocce di ioduro di potassio vicino all'anodo e gocce di piombo nitrato vicino al catodo, si osserva che non vi è alcuna corsa degli ioni che si trovano già nei pressi degli elettrodi da cui ricevono l'attrazione e non avverrà quindi la reazione di precipitazione; si osserva però una reazione di ossidazione degli ioni ioduro a I2 che formano una soluzione bruna vicino all'anodo, e una riduzione degli ioni Pb++ che subiscono riduzione formando piombo metallico visibile nei pressi del catodo.


Ricerca della Vitamina C

La vitamina C o acido L-ascorbico è un composto organico che prende il nome dalla capacità di curare lo scorbuto, malattia che in passato colpiva i marinai che per molto tempo non riuscivano ad assumere frutta e verdura fresca. La vitamina C è un composto essenziale per il nostro organismo ma che è necessario assumere con l'alimentazione, il nostro corpo infatti non è in grado di produrla autonomamente se non in piccole quantità. Le funzioni di questa vitamina sono molteplici all'interno dei principali processi metabolici come l'assorbimento del ferro, le proprietà antiossidanti, la stimolazione delle difese immunitarie.

Durata: 45'

Scopo:

Rilevare la presenza di vitamina C in bevande come succhi di frutta, bevande gasate e simili.

Teoria:

La quantità di vitamina C (acido ascorbico) in diverse sostanze è facilmente rilevabile attraverso l'utilizzo del reattivo di Lugol che agisce secondo la seguente reazione:

C6H8O6 + I2 → C6H6O6 + 2HI

L'acido ascorbico ha un forte potere riducente e quindi tende a ossidarsi formando l'acido deidroascorbico, mentre lo iodio si trasforma in acido iodidrico. L'evidenza di questo saggio è data dal viraggio cromatico dello iodio, inizialmente viola, ad acido iodidrico, che è incolore.

Materiale:

  • Amido 
  • Reattivo di Lugol 
  • Acqua 
  • Succhi di frutta, bevande gasate, ecc.

Strumenti:

  • Provette 
  • Becher 
  • Bacchetta di vetro 
  • Bilancia 
  • Vertino d'orologio

Procedimento:

  1. Misurare 100 ml di acqua e sciogliervi 200-250 mg di amido 
  2. Versare in due provette 5 ml di soluzione con l'amido 
  3. Aggiungere alle provette 1-2 gocce di soluzione di Lugol, donerà un colore violetto 
  4. Aggiungere a una delle due provette una piccola quantità del liquido in esame (succo di frutta, bibite gasate, ecc.) 
  5. Nella seconda provetta aggiungere una piccola quantità di un liquido in cui non vi è presenza di acido ascorbico

Risultato:

In presenza di acido ascorbico si dovrebbe osservare un viraggio della preparazione all'interno della provetta da viola a incolore, mentre non si osserva aclun cambiamento (la soluzione rimane viola) per i liquidi senza vitamina C presi in esame.