Corso di “Laboratorio di Chimica Generale”
Esperienza 2: Determinazione di una formula chimica
Quando una sostanza A reagisce con una sostanza B per formare una terza sostanza C, l’equazione
per la reazione può essere scritta come:
aA + bB → cC
(1)
Le sostanze A e B possono essere atomi, molecole o ioni in soluzione acquosa. I numeri a, b e c son
numeri piccoli interi e indicano il numero relativo di particelle coinvolte nella reazione. Poichè una
mole di qualunque sostanza contiene lo stesso numero di particelle, siano essi atomi. molecole, o
ioni, i numeri a, b e c indicano anche il numero di moli di A e B che reagiscono per formare C.
Molte reazioni sono conformi all’equazione (1) come ad esempio:
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O(l)
(2)
3 Ca2+(aq) + 2 PO43-(aq) → Ca3(PO4)2(s)
3)
La reazione (3) avviene quando una soluzione che contiene ioni Ca2+ viene mischiata con una che
contiene ioni fosfato PO43-. Poichè la reazione va essenzialmente a completezza ci sarà un eccesso
di uno degli ioni che reagiscono nella miscela mentre l’altro sarà tutto usato. Se, per esempio, una
soluzione di ioni PO43- viene aggiunta ad una soluzione contenente ioni Ca2+, gli ioni fosfato
reagirebbero per formare Ca3(PO4)2 con la stessa velocità con cui li aggiungiamo, cosicchè
avremmo pochissimi ioni PO43- in soluzione e molti ioni Ca2+. Se continuiamo ad aggiungere ioni
fosfato si formerà ancora precipitato di Ca3(PO4)2 e verrà utilizzato il restante Ca2+, fino a che tutti
gli ioni Ca2+ inizialmente presenti non avranno tutti reagito. Una successiva aggiunta di ioni PO43(ora in eccesso) porterebbe ad un aumento della loro concentrazione in soluzione, mentre la
concentrazione di ioni Ca2+ resterebbe circa uguale a zero.
Se mentre facciamo questa reazione con il metodo sopra descritto potessimo fermarci quando tutto
il Ca2+ fosse convertito in Ca3(PO4)2, potremmo verificare la formula Ca3(PO4)2 considerando il
numero di moli di Ca2+ presenti inizialmente in soluzione e il numero di moli di PO43- aggiunte,
ossia due moli di PO43- per ogni 3 moli di Ca2+. Durante questa esperienza verrà determinata la
formula chimica di un sale insolubile contenente dei cationi metallici e l’anione cromato CrO42utilizzando questo approccio.
Nella nostra procedura peseremo un campione di un sale che contiene un catione che forma un sale
cromato insolubile. Un esempio di tale sale è il piombo nitrato Pb(NO3)2. Questo sale sarà la nostra
fonte di cationi metallici. Data la massa del campione e la sua formula possiamo calcolare le moli di
sale nel campione e soprattutto le moli di catione metallico che esso contiene. Dunque assumendo
di usare Pb(NO3)2 e di averne pesato 0.4518 g procederemmo come di seguito:
Massa molare Pb(NO3)2 = (massa atomica Pb + 2 × massa atomica N + 6 × massa atomica O)g =
207.2 + 2 × 14.0067 + 6 × 15.9994)g = 331.2 g.
Numero di moli di Pb(NO3)2 = massa campione/massa molare Pb(NO3)2 = 0.4518 g/331.2 g mol-1 =
1.364 × 10-3 mol
Numero di moli di Pb2+ = numero di moli di Pb(NO3)2 = 1.364 × 10-3 mol
Dopo aver pesato il campione lo sciogliamo in 20 mL di acqua, per avere circa 20 mL di soluzione.
In soluzione il Pb(NO3)2 si ionizza completamente per dare Pb2+ e NO3-. Possiamo calcolare il
numero di moli di ioni Pb2+ presenti in un mL di soluzione molto facilmente:
Numero di moli di Pb2+ per mL di soluzione: numero di moli Pb2+/ volume della soluzione in mL=
1.364 × 10-3 mol /20.0 mL = 6.82 × 10-5 mol/mL
Aggiungiamo esattamente 1mL della soluzione che abbiamo preparato a 6 provette numerate da 1 a
6.
Alla provetta n° 1 aggiungiamo 1 mL di K2CrO4 0.020 M. Questa soluzione contiene 0.020 moli di
K2CrO4 per litro e, poichè questo sale, come tutti i sali è dissociato in soluzione, la soluzione
conterrà anche 0.020 moli di CrO42- per litro, ossia 2.0 × 10-5 moli di CrO42- per millilitro. Non
appena gli ioni Pb2+ e CrO42- si incontrano, reagiscono per formare un precipitato giallo di piombo
cromato. Alla provetta n° 2 aggiungiamo 2mL di K2CrO4 0.020 M, alla provetta n°3 3mL e così via
fino alla provetta n°6 alla quale aggiungiamo 6 mL della soluzione di cromato.
In alcune delle provette lo ione Pb2+ sarà in eccesso, perchè non è stato aggiunto abbastanza CrO4per far precipitare tutto il catione. In altre provette CrO42- sarà in eccesso perchè ne è stato aggiunto
più di quanto non sia necessario per far precipitare tutti gli ioni Pb2+. Possiamo determinare quale
sia lo ione in eccesso in ogni tubo centrifugandolo per portare il precipitato sul fondo del tubo. Il
forte colore giallo del cromato apparirà nelle soluzioni in cui lo ione CrO42- è in eccesso, mentre
dove lo ione Pb2+ è in eccesso la soluzione sarà essenzialmente incolore. Se l’esperimento fosse
stato fatto con il campione di Pb(NO3)2 che abbiamo usato nell’esempio avremmo visto che le
soluzioni n°1, 2, 3 sarebbero state incolori mentre le soluzioni dalla 4 alla 6 sarebbero state gialle.
Questo significa che nella soluzione n°3 il Pb2+ è in eccesso mentre nella soluzione n° 4 il cromato
è in eccesso. Usando queste informazioni possiamo calcolare la formula del piombo cromato. Si
procede come segue:
Nella provetta n°3: No. mol Pb2+ = 6.82 × 10-5 mol
No. mol. CrO42- = 3.0 mL × 2.0 × 10-5 mol/mL = 6.0 × 10-5 mol/mL
rapporto molare CrO42- : Pb2+ = 6.0 × 10-5/6.82 × 10-5 = 0.88 : 1.00
Nella provetta n°4 No. mol Pb2+ = 6.82 × 10-5 mol
No. mol. CrO42- = 4.0 mL × 2.0 × 10-5 mol/mL = 8.0 × 10-5 mol/mL
rapporto molare CrO42- : Pb2+ = 8.0 × 10-5/6.82 × 10-5 = 1.2 : 1.00
Se, nelle provette n°3 e 4 assumiamo che tutto il Pb2+ e il CrO42- sono presenti come piombo nitrato
solido le formule che otterremmo sarebbero Pb(CrO4)0.88 e Pb(CrO4)1.2. La formula vera sarà
qualcosa tra questi due valori e poichè normalmente è un un numero intero possiamo assumere che
il rapporto CrO42- : Pb2+ sia 1:1 e che dunque la formula sia PbCrO4.
PARTE SPERIMENTALE USATE SEMPRE GLI OCCHIALI DI PROTEZIONE
Vi sarà consegnato un campione di un sale solubile di cui vi sarà data la formula. Pesate sulla
bilancia un beaker asciutto e pulito da 50 mL. Aggiungete il campione del sale e ripesate. Usando
un cilindro graduato, aggiungete 20.0 mL di acqua distillata al campione nel beaker. Agitate con
una bacchetta di vetro fino a che il sale non si sia completamente sciolto. Versare in un altro beaker
da 50 mL asciutto e pulito la soluzione di K2CrO4 0.020 M fino a che il beaker non è pieno per 2/3.
Usate questa come fonte di ioni cromato.
Mettete a bollire dell’acqua in un beaker da 250mL. Numerate sei provette da 1 a 6. Le provette
devono essere pulite ma non necessariamente asciutte. Usando una pipetta graduata da 5 mL
aggiungete esattamente un mL della soluzione del sale a ciascuna delle sei provette. Vi verrà
mostrato come usare la pipetta in maniera adeguata. Prestate attenzione quando misurate volumi
piccoli. Poi, usando una pipetta da 10mL, aggiungete 1mL di soluzione di K2CrO4 0.020 M nella
provetta n°1, , 2 mL nella provetta n°2, 3 mL nella provetta n°3, e 4mL nella provetta n°4. Riempite
di nuovo la pipetta e mettete 5mL nella provetta n°5 e 6 mL in quella n°6. Alle prime cinque
provette aggiungete acqua distillata fino a che il volume in ciascuna provetta non è circa uguale a
quello nella provetta n°6. Il volume dei reagenti in ciascuna provetta sono riassunti in Tabella 1.
TABLE 1. COMPOSIZIONE DELLE SOLUZIONI
Provetta n°
1 2 3 4 5 6
mL soluzione sale
1 1 1 1 1 1
mL soluzione K2CrO4 0.020 M 1 2 3 4 5 6
ml H2O (approx)
5 4 3 2 1 0
miscela n°
1 2 3 4 5 6
Agitate ciascuna provetta per almeno 30 sec tappandole. Dopo di che mettete le 6 provette a bagno
nell’acqua calda per almeno 5 minuti per permettere la formazione di grandi cristalli del precipitato
di cromato. Togliete le provette dall’acqua e risistemate le provette nel portaprovette in ordine da
sinistra verso destra dalla 1 alla 6.
Se tutto ha funzionato dovreste osservare che le soluzioni al di sopra delle prime miscele, con i
numeri più bassi sono incolori, indicando che il catione è in eccesso, mentre il resto delle miscele
hanno le soluzioni gialle dovute all’eccesso di cromato. Dovrebbero esserci due provette adiacenti
nella serie in cui una ha la soluzione incolore e un leggero eccesso di catione e l’altra ha una
soluzione gialla e un leggero eccesso di cromato. Poichè le due provette contengono delle miscele
che differiscono tra loro di 1mL nella quantità di cromato, sappiamo nel limite di 1 mL il volume di
cromato necessario per precipitare tutto il catione presente in 1mL della soluzione del sale.
Chiamiamo la provetta con la soluzione incolore A e la provetta con la soluzione gialla B.
OSSERVAZIONI, CALCOLI
Formula del sale
Peso molecolare del sale
Massa del beaker vuoto
g
Massa del beaker più sale
g
Massa del sale
g
Numero di moli di sale nel campione
mol
Numero di moli di sale in 1mL di soluzione
mol
Numero di moli di catione in un mL di soluzione
mol
Numero della provetta che contiene la soluzione incolore (provetta A)
Numero della provetta ch contiene la soluzione gialla (provetta B)
Provetta A
No. moli catione aggiunte
Volume soluzione di cromato aggiunta
No. mol CrO42- aggiunte
mol
mL
mol
Rapporto molare CrO42-: catione
Formula del cromato nella provetta A, assumendo completa precipitazione
Formula del cromato nella provetta B, assumendo completa precipitazione
Probabile formula del cromato
Provetta B
mol
mL
mol
