Il mio generatore 2 - Istituto di Istruzione Superiore "Aldo Moro"

ESPERIMENTO
di
EMANUELE DATA
CLASSE III C
IL MIO
GENERATORE
L’esperimento scelto vuole cercare di imitare il
funzionamento di una batteria, sapendo che quest’ultima è
un dispositivo che trasforma l’energia chimica in energia
elettrica (da qui il titolo Il mio generatore). Per questo
motivo ci poniamo i seguenti obiettivi:
• costruire una pila attraverso la stessa soluzione
elettrolitica presente in più provette, che reagisce con
laminette di magnesio, per accendere un led;
• comprendere e dimostrare la reazione che consente al
led di accendersi.
La scelta del led è giustificata dalla sua bassa tensione e
quindi dalla sua efficienza.
Bisogna chiarire che nel corso dell’esperimento è stato necessario
aggiungere delle sostanze (che all’inizio non avremmo pensato di
utilizzare) in seguito a fallimenti nella riuscita della prova e alla luce
delle nuove ipotesi avanzate.
Scriviamo ora gli strumenti utilizzati in tutto l’esperimento:
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Provette;
Un porta-provette;
Fili di rame (come conduttori);
Un led;
Due morsetti a coccodrillo;
Un bicchiere graduato e una beuta;
Capsula;
Una siringa;
Una pipetta;
Una spatola;
Un agitatore o miscelatore;
Bilancia (sensibilità=0.01g)
Un voltmetro (sensibilità1=0,1V;sensibilità2=0,5V; portata1=1,5V;
portata2=15V);
Una pila 4,5 V;
Cartina con indicatore universale.
Le sostanze utilizzate sono le seguenti:
• 20 ml di acqua distillata (H2O) per provetta;
• Una spatolina di sodio solfato anidro (Na2SO4) per
provetta;
• Circa dieci gocce di acido solforico (HSO4) per provetta;
• Acido cloridrico(HCl);
• Indicatore universale;
• Fenolftaleina;
• Timolftaleina;
• Blu di bromotimolo;
DESCRIZIONE DELLA PROVA
Prepariamo una soluzione di NA2SO4 in un bicchiere
graduato ( 40 ml di H2O + due spatoline di sostanza).
Dividiamo la soluzione in due provette e le colleghiamo in
serie con i fili di rame e le laminette di magnesio (come in
figura) al led.
fili di rame
magnesio
VERIFICA CONTATTI
Il led dovrebbe accendersi, ma
non è così. Decidiamo quindi
di
controllare
che
i
collegamenti siano corretti e
che i contatti siano ben
bloccati.
A
tal
scopo
utilizziamo
i
morsetti
a
coccodrillo.
Proviamo inoltre ad aumentare
la
concentrazione
della
soluzione
aggiungendo del
soluto.
OSSERVAZIONE SULL’EFFERVESCENZA
Il led dovrebbe ora accendersi,
ma non è così. Pensiamo
allora che il problema sia nelle
laminette di magnesio che
sono
ossidate.
Dopo
aver‘’pulito’’ queste ultime con
dell’acido cloridrico (HCl) ,
ripetiamo l’esperimento. Il led
non si accende, tuttavia
notiamo ora che nelle due
provette c’è un’effervescenza
perché si stanno formando
delle bollicine.
Non può trattarsi di anidride carbonica perché nei reagenti non sono
presenti degli atomi di carbonio. Ipotizziamo che il gas liberato sia
idrogeno. Per verificarlo prepariamo in un’altra provetta la soluzione
di sodio solfato anidro. Misuriamo il pH di quest’ultima e di una di
quelle in cui è stato immerso il magnesio. La prima risulta essere
neutra, la seconda, invece, basica. Questo significa che la
concentrazione di H+ nella soluzione è diminuita. Pertanto è stato
liberato dell’idrogeno. La reazione che avviene è la seguente:
Mg (s) + 2 H2O (l) → Mg(OH)2 (aq) + H2 (g)
Il pH diventa basico per la formazione dell’idrossido.
Qualunque processo di ossidazione avviene sempre in
concomitanza con un processo di riduzione, e viceversa. Da questo
possiamo dedurre che sta avvenendo una reazione di ossidoriduzione come spiegheremo meglio più tardi.
Nella seguente immagine possiamo notare che il magnesio tende ad
ossidarsi anche nell’acqua distillata, ma nella soluzione la reazione è
più facilitata. L’ ossidazione del magnesio è dimostrata dalla
colorazione rosa che la fenolftaleina assume in ambiente basico.
Per avere un’altra conferma, aggiungiamo nelle provette la
timolftaleina e la fenolftaleina, che, in ambiente basico,
prendono rispettivamente un colore blu e rosa.
Fenolftaleina
Timolftaleina
VERIFICA DEL FUNZIONAMENTO DEL LED
CONSIDERAZIONE SULLO SPESSORE DEI CAVI
Verifichiamo che il led funzioni
attraverso una pila da 4,5 V.
Pensiamo inoltre anche allo
spessore dei fili di rame che
utilizziamo.
Infatti
tanto
maggiore sarà il loro diametro
o la loro lunghezza, tanto più
sarà difficile accendere il
diodo, poiché sarà necessaria
una maggiore produzione di
energia.
Ci
occupiamo
pertanto di tagliare gli elettrodi
con la minima lunghezza
sufficiente a collegare le
provette.
E
OMOGENEITA’ DELLE SOLUZIONI
Dopo aver aumentato la
concentrazione della soluzione
e dopo aver bloccato i contatti,
l’esperimento non ha ancora
raggiunto
il
suo
primo
obiettivo. Probabilmente la
reazione sopracitata non può
avvenire poiché la soluzione
non è abbastanza omogenea;
proviamo
dunque
ad
miscelarla con un agitatore.
Dopo questa considerazione,
notiamo che il led inizia a
emettere luce, ma solo per
pochi istanti. La produzione di
H2
,
inoltre,
aumenta
notevolmente.
MISURE DI TENSIONE ELETTRICA
Il led utilizzato è da 1,5 V.
vogliamo cercare di capire se il
nostro generatore è in grado di
accenderlo per un tempo
prolungato. Per questo motivo
colleghiamo i due elettrodi
(prima sempre a contatto con il
led) ad un voltmetro per
misurare la differenza di
potenziale elettrico prodotta.
Quello che utilizziamo presenta
due scale che vengono lette a
seconda di come i cavi sono
collegati. Ciò consente di
aumentare la sensibilità dello
strumento
per
generatori
(come il nostro) che non
producono un’alta tensione.
L’ago del voltmetro segna
1,2 V e, quando agitiamo,
la soluzione arriva fino a
1,5 V.
Al trascorrere del tempo,
notiamo che la lancetta
scende sempre di più.
Ciò avviene poiché la
reazione
si
sta
esaurendo.
REAZIONE DI OSSIDO-RIDUZIONE
Occorre ora ragionare sulla reazione che avviene
all’interno delle provette e, quindi, in che modo si forma
la differenza di potenziale elettrico.
Come già accennato, se avviene un processo di
ossidazione, significa che si sta verificando anche un
processo di riduzione. Ad ossidarsi è il magnesio, che
cede elettroni, mentre l’idrogeno, che li acquista,si
riduce.
Il magnesio si ossida: Mg2+(aq) + 2 e─ → Mg(s)
L’idrogeno si riduce: 2 H+(aq) + 2 e─ → H2 (g)
Da questo deriva l’importanza
del fatto che i collegamenti fra
led, fili di rame e laminette di
magnesio siano corretti. Il
magnesio, infatti, libera elettroni
che devono arrivare all’anodo
(cavo nero). Quest’ultimo è
sempre
l’elettrodo
su
cui
avvengono
processi
di
ossidazione; nel nostro caso sul
magnesio, che è attaccato al
cavo. Invece, il catodo è sempre
l’elettrodo su cui avvengono
processi di riduzione;
nelle
provette, infatti, l’idrogeno si
riduce acquistando gli elettroni
ceduti dal magnesio.
Possiamo rappresentare la nostra pila (riportando prima la coppia di
ossidazione e poi quella di riduzione) come Mg/Mg2+ // H+/H2.
Inoltre, è possibile analizzare la reazione che avviene attraverso i
potenziali standard di riduzione E° relativi ad un elettrodo campione.
Come tale è stato scelto l’idrogeno (in una soluzione acida 1 M a
25°C), al quale si assegna convenzionalmente E° = 0.00 V, che si
riduce o si ossida a seconda che abbia maggiore o minore capacità
dell’altro elemento di attirare a sé gli elettroni. Nella nostra pila,
l’altro reagente è costituito dal magnesio, il quale ha E° = -2.37 V.
Pertanto, l’idrogeno, avendo un potenziale standard di riduzione
maggiore rispetto al magnesio, si riduce, mentre l’altro elemento si
ossida.
ACCENSIONE DEL LED
Grazie alla differenza di
potenziale elettrico creata
dalla reazione redox, si
forma il flusso di elettroni,
che consente al led di
accendersi.
RIFLESSIONE SULL’ELETTROLITA UTILIZZATO
In base a quanto detto precedentemente circa
la
reazione, quest’ultima sarà più facilitata se la
concentrazione di H+ aumenta. Questo ci premette
inoltre di capire perché, anziché una soluzione di
Na2SO4, avremmo dovuto utilizzarne una di
idrogenosolfato di sodio (NaHSO4, sostanza che noi
non avevamo a disposizione), che avrebbe dato un pH
acido.
Infatti:
NaHSO4 (aq) Na+ + HSO4HSO4-
H+ + SO42H+ che si riducono
Invece nella soluzione di sodio solfato anidro:
Na2SO4
2Na+ + SO4-
Come si può notare, dalla dissociazione del sodio solfato
anidro, non si formano H+. Gli unici presenti all’interno
delle soluzioni sono quelli dell’acqua.
PROVE DI INCREMENTO DELLA TENSIONE
Dopo aver compreso che per
incrementare
la
tensione
occorre abbassare il pH,
decidiamo di aggiungere una
decina di gocce di acido
solforico(HSO4) nelle provette.
Misuriamo poi la differenza di
potenziale elettrico e notiamo
che è aumentato arrivando a
1,5 V.
(Leggi scala superiore)
Vogliamo adesso provare ad incrementare la tensione creata aumentando il
numero delle provette collegate in serie tra loro e cercare di capire se può
esserci una relazione tra numero provette e d.d.p. Per ogni provetta il soluto
sarà circa 1,55 g.
Dopo aver aggiunto una decina di
gocce di acido solforico, per
verificare ancora una volta la
reazione
di
ossidoriduzione
sopracitata, mettiamo nelle due
provette l’indicatore universale e il
blu di bromotimolo. Al trascorrere
del tempo, il loro colore dovrebbe
cambiare, poiché le soluzioni
dovrebbero diventare basiche a
causa
della
liberazione
dell’idrogeno.
Dopo
aver
preparato tutti i cavi e dopo averli
collegati al voltmetro, la tensione
risulta essere di 2 V.
Possiamo notare
nell’immagine a fianco
l’intensità della
liberazione del gas.
Poi aumentiamo il numero
delle provette.
Riportiamo ora nella tabella i dati rilevati
NUMERO PROVETTE
d.d.p. (V)
0
0.0
1 + HSO4
1.0
2 + HSO4
2.0
3
3.0
3 + HSO4
3.5
4
4.5
4 + HSO4
5.0
5
5.5
5 +HSO4
6.0
L’irregolarità degli intervalli è probabilmente giustificata
dal fatto che la concentrazione degli ioni deve essere
omogenea in tutte le soluzioni e gli elettrodi devono
essere ben inseriti al loro interno. Come si può notare
nell’immagine l’operazione non è così semplice come
potrebbe sembrare.
Infatti, dopo aver sostituito gli elettrodi troppo corti con alcuni più lunghi
e dopo aver agitato le soluzioni, otteniamo un picco di 7,5 V. (Leggi
scala superiore)
Risulta pertanto molto difficile riuscire a stabilire una
relazione, che in teoria dovrebbe essere di
proporzionalità diretta.
7
6
5
4
3
2
1
0
N PROVETTE
5
5+
ac
id
o
4
4+
ac
id
o
3
3+
ac
id
o
d.d.p. (V)
0
1+
ac
id
o
2+
ac
id
o
d.d.p. (V)
d.d.p. (V) - N PROVETTE
Nell’immagine si possono vedere le provette al termine
dell’esperimento. Sono ancora presenti le bollicine di idrogeno. Inoltre
nelle prime due provette da destra, ossia quelle in cui avevamo messo
il blu di bromotimolo e l’indicatore universale, il colore è cambiato. Ciò
dimostra ancora una volta che si è liberato idrogeno.
Nelle seguenti fotografie possiamo vedere il cambiamento subìto dalle
laminette di magnesio a causa dell’ossidazione.
Prima della reazione
Dopo la reazione
Desideriamo infine vedere ancora una volta il led acceso.