laboratorio propedeutico all`analisi dei medicinali

L ABORATORIO P ROPEDEUTICO ALL ’A NALISI DEI M EDICINALI
Prof.ssa
Gabbriella Innocenti
Studenti:
!
Francesco Scapin !
nº 25
!
Luca Pegoraro! !
nº 27
!
Chiara Mariotti!!
nº 28
!
Eleonora Sartori!!
nº 30
D i p a r t i m e n t o d i S c i e n z e F a r m a c e u t i c h e • Vi a M a r z o l o , 5 – P a d o v a • Te l e f o n o : 0 4 9 8 2 7 5 3 6 7 • F a x : 0 4 9 8 2 7 5 3 3 4
d i d a t t i c a . f a r m a c i a @ u n i p d . i t • w w w. f a r m a d e s k . i t
Francesco Scapin
1. Analisi di semplici composti o sali
1. PRIMO COMPOSTO
Strumenti: Provette, pinza, cocci, filo di nichel-cromo, bunsen, vetrino di cobalto, spatola, bacchetta di vetro.
Materiali: Composto da analizzare, H2O, HCl 2 M, HNO3 2 M, AgNO3, H2SO4 18 M, NH3 2 M.
Come primo punto ho prelevato del composto e l’ho riposto sulla placca di porcellana.
Ho pulito il filo di nichel-cromo (Ni-Cr) intingendolo più volte nell’acido cloridrico (HCl 2 M) e arroventandolo sulla
fiamma ossidante del bunsen. Una volta pulito, ho eseguito il saggio alla fiamma col mio composto che ha mostrato una
fiamma violetta che so essere indicativa del potassio e ho ripetuto il saggio osservando la fiamma rosa attraverso il vetrino di cobalto. Pertanto ora sappiamo che il catione del mio sale è K+.
Con le pinze ho preso un coccio di ceramica, vi ho riposto sopra una punta di spatola del composto e l’ho esposto sulla
fiamma del bunsen. Nel saggio al coccio non si manifesta nessuna particolare reazione, ad eccezione del saltellare dei
cristalli per il surriscaldamento.
Ipotizzando un anione alogeno, ho posto parte del composto in soluzione acquosa e ho acidificato il tutto con dell’acido
nitrico diluito (HNO3 2 M). Ho trattato la soluzione con delle gocce di argento nitrato (AgNO3) e ho notato che si è formato del precipitato bianco caseoso tipico dell’argento cloruro (AgCl) prodotto secondo la reazione:
!
KCl + AgNO3 → AgCl↓ + KNO3
!
(in ambiente acido per HNO3)
Verifico l’effettiva presenza di cloruri (Cl⁻). Ho posto in una provetta da saggio asciutta una punta di spatola del mio
composto e l’ho trattato con 1 mL circa di acido solforico concentrato (H2SO4 18 M); ho riscaldato sotto cappa a fiamma
diretta la provetta e ho visto uscire vapori bianchi, molto pungenti all’olfatto, caratteristici dell’acido cloridrico (HCl):
!
KCl + H2SO4 → HCl↑ + KHSO4
Se inoltre avvicino la bacchetta di vetro bagnata di ammoniaca diluita (NH3 2 M) si manifestano dei fumi bianchi di ammonio cloruro (NH4Cl) secondo la reazione:
!
HCl + NH3 → NH4Cl
Pertanto la mia sostanza risulta essere potassio cloruro (KCl).
2. SECONDO COMPOSTO
Strumenti: Provette, tubo a squadra, pinza, cocci, filo di nichel-cromo, bunsen, spatola.
Materiali: Composto da analizzare, HCl 2 M, Ba(OH)2, CH3COOH 2 M.
Ho prelevato parte del composto per eseguire il saggio alla fiamma intingendo il filo di nichel-cromo (Ni-Cr) nell’acido
cloridrico (HCl 2 M); la colorazione ha mostrato le radiazioni giallo-arancio persistenti, tipiche del sodio. Quindi il catione del mio composto è Na+. Al coccio invece non manifesta nessuna reazione visibile macroscopicamente.
Ho preparato due provette: in una ho messo del bario idrossido (Ba(OH)2), nell’altra due punte di spatola del composto e
circa 2 mL di acido cloridrico (HCl 2 M). Ho applicato il tubo a squadra la cui estremità più lunga viene immersa nella
provetta contenente Ba(OH)2 e quella più corta con tappo di chiusura nell’altra; quest’ultima provetta contenente il mio
composto viene scaldata sulla fiamma del bunsen. Si nota la formazione di gas (di anidride carbonica, CO2) che passa
dalla provetta del composto a quella della barite caustica (Ba(OH)2) in cui gorgoglia. Le reazioni che avvengono sono:
!
Na2CO3 + 2HCl → H2CO3 + 2 NaCl !
(di cui: H2CO3 → CO2↑ + H2O)
Il CO2 prodotto dalla decomposizione dell’acido carbonico passa nell’altra provetta contenente Ba(OH)2 e reagisce così:
!
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3↓ + H2O
Oppure possono venire le stesse reazioni con il sodio solfito (Na2SO3):
!
Na2SO3 + 2HCl → H2SO3 + 2 NaCl !
(di cui: H2SO3 → SO2↑ + H2O)
L’SO2 prodotto dalla decomposizione dell’acido solforoso passa nell’altra provetta contenente Ba(OH)2 e reagisce così:
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Francesco Scapin
!
SO2 + Ba(OH)2 → BaSO3↓ + H2O
Tuttavia non so quale sia la vera natura del mio composto (carbonato Na2CO3 o solfito Na2SO3) e quindi devo analizzare
il precipitato che si forma nella prima provetta (quella con l’idrossido) che può essere anch’esso carbonato (BaCO3) o
solfito (BaSO3). I due precipitati differiscono per la loro solubilità in acido acetico (CH3COOH 2 M): il carbonato di bario
è solubile, mentre il solfito di bario non lo è. Nel mio caso esso si solubilizza completamente secondo la reazione:
!
BaCO3 + CH3COOH → Ba(CH3COO)2 + H2O + CO2
Pertanto la mia sostanza risulta essere sodio carbonato (Na2CO3).
3. TERZO COMPOSTO
Strumenti: Provette, pinza, cocci, filo di nichel-cromo, bunsen, spatola, becher, treppiede, centrifuga.
Materiali: Composto da analizzare, H2O, Co(NO3)2 1 M, Pb(CH3COOH)2, NaOH, HCl 2 M, BaCl2.
Il terzo composto non presenta alcuna manifestazione nel saggio alla fiamma, mentre per calcinazione al coccio, in seguito ad un’improvvisa evaporazione dell’acqua di cristallizzazione, si risolidifica assumendo un colore bianco. Solo in soffieria, a temperature maggiori, il composto si colora di giallo, per poi ritornare bianco a temperatura ambiente. Aggiungendo una goccia di cobalto nitrato (Co(NO3)2 1 M), trascorsi alcuni minuti, il composto prende una colorazione verde
pallido. Sintomi chiari che si tratta di un composto di zinco (Zn2+).
Ho sciolto 20 mg del composto in acqua e alla soluzione aggiungo qualche goccia di piombo acetato (Pb(CH3COO)2) che
va a formare, dopo qualche minuto, del precipitato (PbSO4) secondo la reazione:
!
ZnSO4 + Pb(CH3COOH)2 → PbSO4↓ + Zn(CH3COOH)2
In una soluzione acquosa con 10 mg sostanza ho aggiunto una goccia di sodio idrossido (NaOH 2 M) e in un leggero riscaldamento a bagnomaria si forma un precipitato bianco di zinco idrossido (Zn(OH)2):
!
ZnSO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + Zn(OH)2↓
Verifico con una controprova la presenza di solfati (SO42–). Ho acidificato con acido cloridrico (HCl 2 M) una soluzione
acquosa al 5% m/m del mio composto, successivamente l’ho riscaldato debolmente a bagnomaria e ho aggiunto qualche
goccia di bario cloruro (BaCl2). Si forma un precipitato bianco opaco polverulento di solfato di bario (BaSO4) il quale viene separato dalla soluzione per centrifugazione e che risulta insolubile in acqua.
Dopo tutte queste verifiche posso affermare con certezza che si tratta di zinco solfato (ZnSO4).
4. QUARTO COMPOSTO
Strumenti: Provette, pinza, cocci, filo di nichel-cromo, bunsen, spatola, tubo da saggio, carina tornasole.
Materiali: Composto da analizzare, HCl 2 M, H2O, H2SO4 18 M, CH3OH.
Con stupefacente sorpresa il quarto composto ha manifestato nel saggio alla fiamma un colore verde tipico del bario
(Ba2+) oppure dell’acido borico (H3BO3) o dei suoi sali. Al coccio si veniva a formare una massa vetrosa semitrasparente.
Il pH di una soluzione acquosa del composto misurato con la cartina tornasole dà un valore neutro a temperatura ambiente (pH ≃ 7) e questo è indicativo per le caratteristiche dell’acido borico (H3BO3).
In un tubo da saggio asciutto ho messo due punte di spatola del nostro composto; ho aggiunto 1 mL di acido solforico
concentrato (H2SO4 18 M) e 1 mL di alcool metilico (CH3OH). Ho scaldato il tutto sul bunsen nella cappa. La reazione è:
!
CH3OH + H3BO3 → (CH3)3BO3↑ + H2O !!
(con H2SO4 catalizzatore)
I vapori dell’estere borato di metile ((CH3)3BO3) bruciano con una fiamma verde tipica dei composti del boro.
Il composto è dunque l’acido borico (H3BO3).
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Francesco Scapin
2. Preparazione di soluzioni a volume dato nota la concentrazione
1. SOLUZIONE: 50 mL di FeSO4 · 7 H2O al 5% m/V
Strumenti: Bilancia tecnica, cartina oleata, cilindri graduati, beute, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata.
Materiali: H2O (deionizzata), FeSO4 · 7 H2O.
Poiché so che la concentrazione della soluzione dev’essere al 5% m/V, in 100 mL di solvente sono contenuti 5 g di soluto.
La soluzione che dobbiamo preparare però dev’essere di 50 mL. Facendo la proporzione 5 g : 100 mL = x : 50 mL trovo che
x = 2,5 g che saranno quindi i grammi di solfato di ferro eptaidrato (FeSO4 · 7 H2O) che dovrò pesare con la bilancia tecnica. Preparo la cartina oleata che posiziono sul piatto della bilancia, mi assicuro che sia in bolla e tarata correttamente e
così prelevo i grammi necessari di FeSO4 · 7 H2O per preparare la soluzione. Verso quantitativamente il contenuto della
cartina in una beuta e lo sciolgo in un volume di acqua deionizzata (inferiore però al volume richiesto); una volta disciolto tutto il soluto, verso la soluzione nel cilindro graduato e la porto al volume richiesto di 50 mL.
2. SOLUZIONE: 50 mL di FeSO4 · 7H2O 0,5 M
Strumenti: Bilancia tecnica, cartina oleata, cilindri graduati, beute, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata,
pipetta di Pasteur, matraccio da 10 mL.
Materiali: H2O (deionizzata), FeSO4 · 7 H2O.
Il peso molecolare di FeSO4 · 7 H2O è 277,998 u e la molarità è 0,5 M. Ci sono 0,5 moli su 1 L di soluzione e quindi 139 g
(0,5 mol · 277,998 u ≃ 139 g) in 1 L. Con la proporzione 139 g : 1000 mL = x : 30 mL troviamo che x = 4,17 g che saranno i
grammi da pesare sulla bilancia tecnica. Verso quantitativamente il contenuto della cartina in una beuta e lo sciolgo in un
volume di acqua deionizzata (inferiore però al volume richiesto); una volta disciolto tutto il soluto con la bacchetta di
vetro, verso la soluzione nel cilindro graduato e la porto al volume richiesto di 30 mL.
Prelevo con la pipetta di Pasteur 2 mL della soluzione preparata e la trasferisco in un matraccio da 10 mL portandolo a
livello con acqua deionizzata usata per risciacquare il cilindro. La concentrazione l’ho calcolata mediante la formula che
sfrutta la conservazione del numero di moli nella diluizione di una soluzione: M1 · V1 = M2 · V2 alla quale sostituisco i
numeri: 0,5 M · 2·10–3 L = M2 · 10·10–3 L e ottengo che la nuova molarità è 0,1 M.
3. SOLUZIONE: 80 mL di HCl 0,3 M
Strumenti: Cilindri graduati, beute, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata.
Materiali: H2O (deionizzata), HCl 12 M.
Calcolo il volume di acido cloridrico (HCl 12 M) da prelevare per ottenere 80 mL una soluzione 0,3 M dell’acido secondo
la formula: 12 M · x = 0,3 M · 80·10–3 L da cui x = 2·10–3 L. Preparo in un cilindro graduato dell’acqua deionizzata in cui
andrò a versare, sotto cappa, i 2 mL di HCl 12 M. In un secondo tempo porterò la soluzione al volume richiesto di 80 mL
con dell’altra acqua.
4. SOLUZIONE: 60 mL di CH3COOH 0,9 M
Strumenti: Cilindri graduati, beute, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata.
Materiali: H2O (deionizzata), CH3COOH 18 M.
Calcolo il volume di acido acetico (CH3COOH 18 M) da prelevare per ottenere 60 mL una soluzione 0,9 M dell’acido secondo la formula: 18 M · x = 0,9 M · 60·10–3 L da cui x = 3·10–3 L. Preparo in un cilindro graduato dell’acqua deionizzata in
cui andrò a versare, sotto cappa, i 3 mL di CH3COOH 18 M. In un secondo tempo porterò la soluzione al volume richiesto
di 60 mL con dell’altra acqua.
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Francesco Scapin
5. SOLUZIONE: 40 mL di NH3 8 M
Strumenti: Cilindri graduati, beute, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata.
Materiali: H2O (deionizzata), NH4OH 16 M.
Calcolo il volume di ammonio idrossido (NH4OH 16 M) da prelevare per ottenere 40 mL una soluzione 8 M di ammoniaca: 16 M · x = 8 M · 40·10–3 L da cui x = 20·10–3 L. Preparo in un cilindro graduato dell’acqua deionizzata in cui andrò a versare, sotto cappa, i 20 mL di NH4OH 16 M. In un secondo tempo porterò la soluzione al volume richiesto di 40 mL con
dell’altra acqua.
6. SOLUZIONE: 30 mL di HCl 2 M
Strumenti: Cilindri graduati, beute, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata.
Materiali: H2O (deionizzata), HCl 12 M.
Dalla densità dell’acido cloridrico (d = 1,18 g/mL) e dalla percentuale massa/massa (36% m/m) posso dedurre che in 100 mL
di soluzione, e quindi in 118 g, la massa effettiva è di 42,28 g, pari a 5,15 mL. Vediamo le proporzioni:
36% ⇒ in 100 g ci sono 36 g di soluto: !
36 g : 100 g = x : 118 g !
!
x = 42,48 g in 100 mL (d = 118 g/100 mL)
MMHCl = 36,45 g/mol e la soluzione è 2 M:! 42,48 g : 100 mL = 2 mol ·(36,45 g/mol) : y! y = 171,61 mL contenuti in una sol. 2 M
2 M = 2 mol / 1000 mL!
171,61 mL : 1000 mL = z : 30 mL!
Il volume di H2O da aggiungere:!
30 mL – 5,15 mL = 24,85 mL
z = 5,15 mL di HCl
Pertanto per preparare 30 mL di soluzione 2 M di HCl devo prelevare (sotto cappa) 5,15 mL di HCl concentrato 12 M.
7. SOLUZIONE: 40 mL di NH3 2 M
Strumenti: Cilindri graduati, beute, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata.
Materiali: H2O (deionizzata), NH3 16 M.
Dalla densità dell’ammonio idrossido (d = 0,9 g/mL) e dalla percentuale massa/massa (28% m/m) posso dedurre che in 100
mL di soluzione, e quindi in 90 g, la massa effettiva è di 25,2 g, pari a 5,41 mL. Vediamo le proporzioni:
28% ⇒ in 100 g ci sono 28 g di soluto: !
28 g : 100 g = x : 90 g !
!
x = 25,2 g in 100 mL (d = 90 g/100 mL)
MMNH3 = 17,03 g/mol e la soluzione è 2 M:! 25,2 g : 100 mL = 2 mol ·(17,03 g/mol) : y!
y = 135,16 mL contenuti in una sol. 2 M
2 M = 2 mol / 1000 mL!
135,16 mL : 1000 mL = z : 40 mL!
z = 5,41 mL di HCl
Il volume di H2O da aggiungere:!
40 mL – 5,41 mL = 34,59 mL
Pertanto per preparare 40 mL di soluzione 2 M di NH3 devo prelevare (sotto cappa) 5,41 mL di NH3 concentrato 16 M.
8. SOLUZIONE: 35 mL di CH3COOH 2 M
Strumenti: Cilindri graduati, beute, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata.
Materiali: H2O (deionizzata), CH3COOH 18 M (HAc).
Dalla densità dell’acido acetico (d = 1,049 g/mL) e dalla percentuale massa/massa (99,7% m/m) posso dedurre che in 100
mL di soluzione, e quindi in 104,9 g, la massa effettiva è di 104,59 g, pari a 4,03 mL. Vediamo le proporzioni:
99,7% ⇒ in 100 g ci sono 99,7 g di soluto: ! 99,7 g : 100 g = x : 104,9 g !
!
x = 104,59 g in 100 mL (d = 104,9 g/100 mL)
MMHAc = 60,1 g/mol e la soluzione è 2 M:!
104,59 g : 100 mL = 2 mol ·(60,1 g/mol) : y! y = 115,12 mL contenuti in una sol. 2 M
2 M = 2 mol / 1000 mL!
115,12 mL : 1000 mL = z : 35 mL!
Il volume di H2O da aggiungere:!
35 mL – 4,03 mL = 30,97 mL
z = 4,03 mL di HCl
Pertanto per preparare 35 mL di soluzione 2 M di HAc devo prelevare (sotto cappa) 4,03 mL di HAc concentrato 18 M.
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Francesco Scapin
9. SOLUZIONE: 35 mL di CH3COONa 2 M
Strumenti: Cilindri graduati, beute, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata.
Materiali: H2O (deionizzata), CH3COONa 18 M (NaAc).
Secondo la formula della molarità, essa è data dal rapporto tra moli di soluto e volume in litri della soluzione (M = n / V ),
ma so anche che il numero di moli è dato dal rapporto tra la massa in grammi e la massa molare (n = g / M M ). Da queste
due formule posso ricavare che i grammi di sodio acetato (CH3COONa) che devo prelevare per ottenere 35 mL di una
soluzione 2 M sono circa 9,51 g (secondo la formula m = M · MMNaAc · V e in numeri: m = 2 mol/L · 136,1 g · 35 ·10–3 L ≃ 9,51 g).
3. Preparazione di soluzioni tampone a volume e pH noti
1. TAMPONE ACETICO: 60 mL a pH = 4,74
Strumenti: Cilindri graduati, becher, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata.
Materiali: H2O (deionizzata), CH3COOH 2 M, CH3COONa 2 M.
Dalle equazioni di Henderson-Hasselbalch deduciamo che per stabilire il pH di una soluzione bisogna tener conto non
solo della costante di acidità, ma soprattutto dal rapporto tra il numero di moli di acido e della sua base coniugata.
!
[H3O⁺] = Ka ·
!
!
nHAc
nAc–
So che il pH dev’essere 4,74 e questo corrisponde ad una concentrazione di ioni idronio [H3O⁺] = 10–4,74 = 1,82 · 10–5 e conosco la Ka dell’acido acetico: Ka(HAc)= 1,86 · 10–5. Si deduce che il rapporto rapporto tra il numero di moli di acido e della sua
base coniugata è nHAc/nAc– ≃ 0,96. Essendo poi VHAc + VAc– = 60 mL,
!
nHAc = MHAc · VHAc = 2,0 mol/L · x mL =2,0 · x mol · 10–3
!
nAc– = MAc– · VAc– = 2,0 mol/L · (60 – x) mL =2,0 · (60 – x) mol · 10–3
!
!
nHAc
2,0 · x
=
= 0,96 !
nAc– 2,0 · (60 – x)
da cui:!
x = 29,39 mL
Quindi i volumi VHAc = 29,39 mL e VAc– = 60 – 29,39 = 30,61 mL dovranno essere prelevati per preparare la soluzione tampone richiesta avente pH = 4,74. Misurato con il pH-metro esso risulta 4,67, quindi con buona approssimazione posso dire
di aver svolto correttamente l’esperienza.
1. TAMPONE AMMONIACALE: 60 mL a pH = 8,90
Strumenti: Cilindri graduati, becher, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata.
Materiali: H2O (deionizzata), HCl 2 M, NH3 2 M.
Dalle equazioni di Henderson-Hasselbalch deduciamo che per stabilire il pH di una soluzione bisogna tener conto non
solo della costante di acidità, ma soprattutto dal rapporto tra il numero di moli di acido e della sua base coniugata.
!
nNH3
nHCl
!
!
Sappiamo che il pH dev’essere 8,90 e questo corrisponde ad una concentrazione di ioni idronio [H3O⁺] = 10–8,90 = 1,26 · 10–9
[H3O⁺] = Ka ·
e conosco la Ka dell’ammoniaca: Ka(NH )= 5,62 · 10–10 e Kb(NH ) = 1,78 · 10–5. Si deduce che il rapporto rapporto tra il numero di
3
3
moli di acido e della sua base coniugata è nHCl/nNH3 ≃ 2,24. Essendo poi VHCl + VNH3 = 60 mL,
!
nNH3 = MNH3 · VNH3 = 2,0 mol/L · x mL =2,0 · x mol · 10–3
!
nHCl = MHCl · VHCl = 2,0 mol/L · (60 – x) mL =2,0 · (60 – x) mol · 10–3
!
!
nNH3
2,0 · x
=
= 2,24!
nHCl
2,0 · (60 – x)
da cui:!
x = 41,48 mL
Quindi i volumi VNH3 = 41,48 mL e VHCl = 60 – 41,48 = 18,52 mL dovranno essere prelevati per preparare la soluzione tampone richiesta avente pH = 8,90. Misurato con il pH-metro esso risulta 8,79, quindi con buona approssimazione posso dire
di aver svolto correttamente l’esperienza.
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Francesco Scapin, Luca Pegoraro, Chiara Mariotti, Eleonora Sartori
Verifica della solubilità di alcune sostanze
!
(Lavoro di gruppo)
1. SOLUBILITÀ DELLO IODIO I2(s) IN KNO3, CH2Cl2, CH3CH2OH
Strumenti: Cilindri graduati, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata, provette, pipetta di Pasteur.
Materiali: H2O (deionizzata), I2, KNO3, DCM (CH2Cl2), CH3CH2OH.
Abbiamo prelevato tre granelli di iodio (I2) e li abbiamo posti ognuno in una provetta. Le tre provette contenenti 2 mL
ciascuna di acqua (H2O), etanolo (CH3CH2OH) e diclorometano (CH2Cl2) mostrano una solubilità diversa dello iodio:
rispettivamente esso risulta molto poco solubile in acqua, colorandola di un giallo pallido e rimanendo come corpo di
fondo; solubile nell’etanolo, mostrando una colorazione giallo-arancio; completamente solubile nel diclorometano, manifestando una colorazione violacea molto scura e opaca.
Preleviamo dalla prima provetta la soluzione acquosa giallo pallido e in un altra provetta ci aggiungiamo del DCM che
immediatamente assorbe lo iodio che era presente ancora in soluzione e si colora di rosa. Osserviamo che, essendo una
sostanza organica, il DCM risulta insolubile e la soluzione è in due fasi. Se preleviamo nuovamente la fase acquosa della
soluzione e le aggiungiamo ancora DCM, non si manifesta più la colorazione in quanto, essendo la solubilità di questo
reagente molto elevata, aveva legato tutto lo iodio già nel primo prelievo della fase acquosa e quindi ora risulta assente.
2. SOLUBILITÀ DEL KNO3
Strumenti: Cilindri graduati, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata, provette, pipetta di Pasteur.
Materiali: H2O (deionizzata), KNO3.
a) Preleviamo due quantità uguali di potassio nitrato (KNO3) da 50 mg ciascuna: una la trituriamo nel mortaio in modo
da renderla una polverina molto fina e l’altra la teniamo a grani più grossi; le versiamo simultaneamente in due provette differenti in soluzione acquosa di 5 mL e possiamo notare che quella triturata si solubilizza più velocemente
dell’altra, in quanto sappiamo che aumentando la superficie di contatto (sminuzzandolo, quindi) del solvente col
soluto, la solubilità aumenta.
KNO3(aq) ⇌ K⁺ + NO3⁻
!
b) Preleviamo una quantità di potassio nitrato (KNO3) di 100 mg e la trituriamo nel mortaio in modo da renderla una
polverina molto fina. La dividiamo in due parti uguali che versiamo in due provette differenti: una la lasciamo ferma,
l’altra la agitiamo con movimento rotatorio e notiamo che in quest’ultima il soluto si solubilizza più facilmente per
l’aumento dell’energia cinetica.
c) Preleviamo nuovamente una quantità di potassio nitrato (KNO3) di 100 mg e la trituriamo nel mortaio in modo da
renderla una polverina molto fina. La dividiamo in due parti uguali che versiamo in due provette differenti di 5 mL
ciascuna; una la lasciamo nel portaprovette a temperatura ambiente, l’altra la mettiamo a scaldare a bagnomaria bollente e notiamo che in quest’ultima si solubilizza più facilmente per l’aumento dell’energia termica, ovvero cinetica.
d) Preleviamo una quantità di potassio nitrato (KNO3) di 1 g e la trituriamo nel mortaio in modo da renderla una polverina molto fina. La versiamo in una provetta con 2 mL di acqua deionizzata e notiamo che parte del soluto rimane
indisciolto come corpo di fondo; immergiamo la provetta allora a bagnomaria agitandola di tanto in tanto finché il
composto non risulta completamente solubilizzato, ma se la raffreddiamo sotto acqua fredda o sotto ghiaccio, assistiamo alla formazione di cristalli solidi.
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Francesco Scapin, Luca Pegoraro, Chiara Mariotti, Eleonora Sartori
Separazione di ioni Pb2+, Ag+, Hg22+!
(Lavoro di gruppo)
1. IDENTIFICAZIONE DELLO IONE Pb2+
Strumenti: Cilindri graduati, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata, provette, pipetta di Pasteur.
Materiali: H2O (deionizzata), Pb(NO3)2 0,2 M, HCl 2 M, H2SO4 2 M, NH3 3 M, (NH4)2C4H4O6, KI, CH3CSNH2.
Aggiungo a 0,5 mL di una soluzione di piombo nitrato (Pb(NO3)2 0,2 M) dell’acido cloridrico diluito (HCl 2 M) in modo
da far precipitare tutto lo ione Pb2+ sotto forma di piombo cloruro (PbCl2) secondo la reazione:
!
Pb(NO3)2 + 2 HCl → PbCl2↓ + 2 HNO3
Abbiamo proceduto prima aggiungendo 1 mL (in quanto il rapporto stechiometrico è 1 : 2) e poi ne abbiamo aggiunto
piano piano sempre di più finché il liquido supernatante è diventato trasparente; abbiamo tappato la provetta e, dopo
averla agitata, abbiamo lasciato ridepositare il precipitato, decantandolo. Abbiamo versato mezza provetta di acqua
fredda per lavare il precipitato da eccessi di acido cloridrico e l’abbiamo decantato nuovamente. La stessa operazione è
stata ripetuta con dell’acqua calda che ha fatto solubilizzare il piombo cloruro (PbCl2) secondo la dissociazione ionica:
PbCl2(aq) → Pb2+ + 2 Cl–
!
a) Abbiamo raccolto il liquido supernatante in seguito alla centrifugazione e ne abbiamo prelevato una parte per trattarlo con dell’acido solforico diluito (H2SO4 2 M) che ha portato alla formazione di un precipitato bianco di solfato di
piombo che con un eccesso di ammonio tartrato ((NH4)2C4H4O6) si scioglie.
Pb2+ + 2 Cl– + H2SO4 → 2 HCl + PbSO4↓
!
b) Un’altra parte è stata prelevata perché fosse trattata con del potassio ioduro (KI), e ha mostrato un precipitato “giallo
canarino” che, in forte eccesso di reattivo (KI), si scioglie. Le reazioni sono state:
!
Pb2+ + 2 Cl– + 2 KI → 2 KCl + PbI2↓
!
PbI2 + KI → K+ + [PbI3]–
c) Infine una terza parte è stata trattata con della tioacetammide (CH3CSNH2) che a bagnomaria ha portato alla formazione di un precipitato nero.
2. IDENTIFICAZIONE DELLO IONE Ag+
Strumenti: Cilindri graduati, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata, provette, pipetta di Pasteur.
Materiali: H2O (deionizzata), AgNO3, HCl 2 M, NH3 3 M, HNO3 2 M.
Aggiungo a 0,5 mL di una soluzione di argento nitrato (AgNO3 0,2 M) quattro gocce di acido cloridrico diluito (HCl 2 M)
ed eventualmente ne aggiungo in più in modo da far precipitare tutto lo ione Ag+ sotto forma di argento cloruro (AgCl)
secondo la reazione:
!
AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3
Centrifugo e decanto per tre volte, risciacquando con acqua deionizzata per eliminare l’HCl in eccesso. Separo il precipitato in due provette e le tratto in due modi diversi.
a) Avendo messo a scaldare anticipatamente dell’acqua a bagnomaria ne verso abbastanza in una delle due provette e
noto che non c’è interazione con l’argento cloruro, il quale rimane come precipitato bianco.
b) La seconda provetta la tratto con ammoniaca diluita (NH3 3 M) e l’argento viene solubilizzato sotto forma di ione
complesso diamminoargento cloruro [Ag(NH3)2]Cl:
!
AgCl + 2 NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Cl–
Come conferma, acidificando nuovamente la soluzione con acido nitrico diluito (HNO3 2 M) lo ione argento precipita:
!
[Ag(NH3)2]Cl + HNO3 → AgCl↓ + NH4+ + NO3–
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Francesco Scapin, Luca Pegoraro, Chiara Mariotti, Eleonora Sartori
3. IDENTIFICAZIONE DELLO IONE Hg22+
Strumenti: Cilindri graduati, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata, provette, pipetta di Pasteur.
Materiali: H2O (deionizzata), HgNO3, HCl 2 M, NH3 3 M.
Aggiungo a 0,5 mL di una soluzione di mercurio (I) nitrato (HgNO3 0,2 M) dell’acido cloridrico diluito (HCl 2 M) ed eventualmente ne aggiungo qualche goccia in più in modo da far precipitare tutto lo ione Hg22+ sotto forma di mercurio (I)
cloruro (Hg2Cl2) secondo la reazione:
!
2 HgNO3 + 2 HCl → Hg2Cl2↓ + 2 HNO3
Centrifugo e decanto per tre volte, risciacquando con acqua deionizzata per eliminare l’HCl in eccesso. Separo il precipitato in due provette e le tratto in due modi diversi.
a) Avendo messo a scaldare anticipatamente dell’acqua a bagnomaria ne verso abbastanza in una delle due provette e
noto che non c’è interazione con il mercurio (I) cloruro che rimane come precipitato bianco.
b) La seconda provetta la tratto con ammoniaca diluita (NH3 3 M) e il mercurio viene solubilizzato sotto forma di:
!
Il mercurio elementare
Hg2Cl2 + NH3 → Hg0 + HgNH2 + HgCl!
Hg0
(non bilanciata)
si presenta come precipitato nero.
4. SEPARAZIONE DEGLI IONI Pb2+, Ag+, Hg22+
Strumenti: Cilindri graduati, bacchetta di vetro, spruzzetta con acqua deionizzata, provette, pipetta di Pasteur.
Materiali: H2O, Pb(NO3)2, HgNO3, AgNO3, HCl 2 M, H2SO4 2 M, NH3 3 M, (NH4)2C4H4O6, KI, CH3CSNH2, HNO3 2 M.
Prelevo una soluzione contenente Pb(NO3)2, AgNO3 e HgNO3, la scaldo leggermente a bagnomaria e vado a precipitare
aggiungendo dell’acido cloridrico diluito (HCl 2 M) andando a formare un precipitato bianco contenente PbCl2, AgCl e
Hg2Cl2 secondo le reazioni viste prima:
!
Pb(NO3)2 + 2 HCl → PbCl2↓ + 2 HNO3
!
AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3
!
2 HgNO3 + 2 HCl → Hg2Cl2↓ + 2 HNO3
a) Lavo il precipitato con dell’acqua fredda per eliminare l’HCl rimasto in soluzione ed effettuo su queste acque dei
controlli per verificare cosa è contenuto. In particolare abbiamo agito ripetendo i punti a), b), c) nella verifica della
presenza degli ioni piombo Pb2+ del 1º esperimento e sono risultati tutti e tre positivi. Per eliminare tutto il piombo
dal precipitato abbiamo lavato con acqua calda che ha solubilizzato il piombo:
!
PbCl2(aq) → Pb2+ + 2 Cl–
Rimosse le acque contenenti lo ione Pb2+ e nuovamente analizzate secondo i punti a), b), c) del 1º esperimento, ci siamo aspettati che nel precipitato rimasto nella provetta fosse contenuto solamente AgCl e Hg2Cl2.
b) Abbiamo visto prima che l’argento cloruro si solubilizzava completamente con l’ammoniaca (NH3 3 M), perciò abbiamo ripetuto il punto b) del 2º esperimento che portava alla formazione del complesso diamminoargento cloruro:
!
AgCl + 2 NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Cl–
Abbiamo quindi rimosso la fase acquosa e l’abbiamo trattata con dell’acido nitrico diluito (HNO3 2 M) vedendo che
l’argento riprecipita sottoforma ancora di AgCl. Controprova positiva.
c) Infine il precipitato non può che essere formato da Hg2Cl2 e quindi l’abbiamo trattato con dell’ammoniaca (NH3 3 M)
che ha mostrato, come nel punto b) del 3º esperimento, un precipitato nero, tipico del mercurio elementare Hg0.
!
Hg2Cl2 + NH3 → Hg0 + HgNH2 + HgCl!
(non bilanciata)
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