Elenco delle esperienze di laboratorio
Equilibri acido-base, pH, idrolisi
Blu
Preparazione di una soluzione 0,5 M di HCl
Preparazione di una soluzione 0,5 M di CH3COOH
Preparazione di una soluzione 0,5 M di NaOH
Preparazione di una soluzione 0,5 M di NH4OH
Costruzione di una scala colorimentrica di pH utilizzando l’indicatore Violetto di
metile e Blu di bromotimolo
Costruzione di una scala colorimentrica di pH utilizzando l’indicatore Fenolftaleina e
di bromotimolo
Preparazione di una soluzione 0,1 M di NaCl
Preparazione di una soluzione 0,1 M di cloruro di ammonio (NH4Cl)
Preparazione di una soluzione 0,1 M di carbonato sodico (Na2CO3)
Preparazione di una soluzione tampone acido acetico/acetato di sodio 0,1 M e 0,001 M
Preparazione di una soluzione tampone NH4OH /NH4Cl 0,1 M e 0,001 M
Equilibri di solubilità (effetto del pH e dello ione comune)
Preparazione di una soluzione di PbCl2 satura e verifica dell’effetto dell’aggiunta di
NaCl
Preparazione di una soluzione di Pb(NO3)2 0,2 M e verifica dell’effetto dell’aggiunta di
NaBr 0,2 M
Separazione di ioni mediante precipitazione selettiva di sali per superamento del
prodotto di solubilità
Precipitazione e ridiscioglimento del precipitato (effetto del pH sulla solubilità)
Spostamento dell’equilibrio chimico
Dipendenza della solubilità dal pH
Precipitazione acetato Ag+ (effetto dello ione comune)
Determinazione del Kps dell’acetato di Ag+
Reazioni di ossidoriduzione
Ossidabilità di metalli (Zn, Fe, Cu) ad opera di HCl e HNO3
Potenziali redox dei metalli: reazioni di ossidoriduzione coinvolgenti coppie di specie
metalliche (Cu/Zn, Pb/Cu)
Potenziali redox dei non metalli (ossidazione I- e Br-)
Costruzione di una pila Daniell
Decomposizione termica di solfato di rame pentaidrato
Cristallizzazione frazionata di NaCl e KNO3
Preparazione del nitrato di potassio e cloruro di sodio
Analisi della purezza dei cristalli
Sintesi e reattività di cloruro di calcio
Preparazione del cloruro di calcio
Reazioni del cloruro di calcio
Preparazione dell’allume di cromo e reazioni del cromo e del bicromato
Preparazione dell’allume di cromo
Reazioni degli ioni Cr3+
Reazioni del dicromato di potassio
Sintesi e reattività di cloruro mercurico
Preparazione del cloruro mercurico
Reazioni del cloruro mercurico
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Equilibri acido-base, pH, idrolisi
Reagenti: HCl, CH3COOH, NaOH, NH4OH, NaCl, NH4Cl, Na2CO3, indicatori
(metilarancio, fenolftaleina, blu di bromotimolo)
Rischi connessi a quest’esperienza: manipolazione di acidi e basi forti
Precauzioni: indossare i guanti, operare sotto cappa quando si adoperino soluzioni
ammoniacali
Finalità: scopo di quest’esperienza è quello di apprendere a preparare soluzioni a molarità
nota, per diluizione di soluzioni più concentrate o per pesata di quantità precise di soluto;
verificare le proprietà acido/base di varie sostanze; preparare e verificare le proprietà di
soluzioni tampone.
A) Preparazione di una soluzione 0,5 M di HCl
In un matraccio tarato, preparare 50 ml di una soluzione 0,5 M di HCl a partire dall’acido
concentrato, dopo aver calcolato la molarita di quest’ultimo, sulla base dei dati riportati in fondo
alle dispense. Calcolare il pH della soluzione e, successivamente, misurarlo utilizzando le apposite
cartine indicatrici ed il pH-metro. Annotare il risultato della misura. Conservare la soluzione per le
esperienze successive.
Le cartine indicatrici non vanno utilizzate immergendole direttamente nella soluzione! Occorre
depositare sulla cartina stessa una goccia della soluzione, aiutandosi con una bacchetta di vetro.
B) Preparazione di una soluzione 0,5 M di CH3COOH
In un matraccio tarato, preparare 50 ml di una soluzione 0,5 M di CH3COOH a partire dall’acido
acetico glaciale, dopo aver calcolato la molarita di quest’ultimo, sulla base dei dati riportati in
fondo alle dispense. Calcolare il pH della soluzione (Ka=1,76⋅10-5) e, successivamente, misurarlo
utilizzando le apposite cartine indicatrici ed il pH-metro. Annotare il risultato della misura.
Conservare la soluzione per le esperienze successive.
C) Preparazione di una soluzione 0,5 M di NaOH
In un matraccio tarato, preparare 50 ml di una soluzione 0,5 M di NaOH (che è un solido e va
pesato sulla bilancia tecnica). Calcolare il pH della soluzione e, successivamente, misurarlo
utilizzando le apposite cartine indicatrici ed il pH-metro. Annotare il risultato della misura.
Conservare la soluzione per le esperienze successive.
D) Preparazione di una soluzione 0,5 M di NH4OH
In un matraccio tarato, preparare 50 ml di una soluzione 0,5 M di NH4OH a partire da NH4OH
concentrata, dopo aver calcolato la molarita di quest’ultima, sulla base dei dati riportati in fondo
alle dispense. Calcolare il pH della soluzione (Kb=1,79⋅10-5) e, successivamente, misurarlo
utilizzando le apposite cartine indicatrici ed il pH-metro. Annotare il risultato della misura.
Conservare la soluzione per le esperienze successive.
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E) Costruzione di una scala colorimentrica di pH utilizzando l’indicatore
metilarancio e blu di bromotimolo
A partire dalla soluzione di HCl 0,5 M preparare (per diluizioni successive) 10 ml di: HCl 0,1 M,
0,01 M, 0,001 M, 1x10-4 M, 1x10-5 M. Calcolare il pH di ciascuna soluzione. Suddividere il
contenuto di ciascuna provetta in due parti. Alla prima serie di 5 provette addizionare una goccia di
indicatore metilarancio. Alla seconda serie di 5 provette addizionare una goccia di indicatore blu di
bromotimolo. Agitare ciascuna soluzione con una bacchetta di vetro ed annotare il colore. Disporre
le provette in modo da costruire una scala cromatica in funzione del pH.
Prelevare in distributorio una soluzione acida a pH ignoto e determinarne il pH utilizzando le due
scale colorimetriche appena costruite. Annotare il risultato della misura.
F) Costruzione di una scala colorimentrica di pH utilizzando gli indicatori
fenolftaleina e blu di bromotimolo
A partire dalla soluzione di NaOH 0,5 M preparare (per diluizioni successive) 10 ml di: NaOH 0,1
M, 0,01 M, 0,001 M, 1x10-4 M, 1x10-5 M. Calcolare il pH di ciascuna soluzione. Suddividere il
contenuto di ciascuna provetta in due parti. Alla prima serie di 5 provette addizionare una goccia di
indicatore fenolftaleina. Alla seconda serie di 5 provette addizionare una goccia di indicatore blu di
bromotimolo. Agitare ciascuna soluzione con una bacchetta di vetro ed annotare il colore. Disporre
le provette in modo da costruire una scala cromatica in funzione del pH.
Prelevare in distributorio una soluzione basica a pH ignoto e determinarne il pH utilizzando le due
scale colorimetriche appena costruite. Annotare il risultato della misura.
G) Preparazione di una soluzione 0,1 M di NaCl
Preparare 50 ml di una soluzione 0,1 M di NaCl. Calcolare il pH della soluzione e,
successivamente, misurarlo utilizzando le apposite cartine indicatrici. Annotare il risultato della
misura. Addizionare alla soluzione una goccia di indicatore blu di bromotimolo ed annotare il
colore osservato.
H) Preparazione di una soluzione 0,1 M di cloruro di ammonio (NH4Cl)
Preparare 50 ml di una soluzione 0,1 M di NH4Cl. Calcolare il pH della soluzione (Kb=1,79⋅10-5) e,
successivamente, misurarlo utilizzando le apposite cartine indicatrici. Annotare il risultato della
misura. Addizionare alla soluzione una goccia di indicatore metilarancio ed annotare il colore
osservato.
I) Preparazione di una soluzione 0,1 M di carbonato sodico (Na2CO3)
Preparare 50 ml di una soluzione 0,1 M di Na2CO3. Calcolare il pH della soluzione (k1 = 4,16 x 107
e k2 = 4,84 x 10-11) e, successivamente, misurarlo utilizzando le apposite cartine indicatrici.
Annotare il risultato della misura. Addizionare alla soluzione una goccia di indicatore fenolftaleina
ed annotare il colore osservato.
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L) Preparazione di una soluzione tampone acido acetico/acetato di sodio 0,1 M e
0,001 M.
Preparare 100 ml di una soluzione tampone acido acetico/acetato di sodio 0,1 M, addizionando 50
ml di soluzione di acido acetico 0,1 M (che si prepara per diluizione della soluzione 0,5 M
preparata in precedenza) con 50 ml di soluzione 0,1 M di acetato di sodio (preparata sciogliendo
l’acetato in acqua deionizzata). Calcolare il pH della soluzione (Ka=1,76⋅10-5) e, successivamente,
misurarlo utilizzando le apposite cartine indicatrici. A partire da questa soluzione preparare, per
diluizione, una soluzione tampone 0,001 M. Calcolare il pH della soluzione e, successivamente,
misurarlo utilizzando le apposite cartine indicatrici ed il pH-metro. Annotare il risultato della
misura.
A 25 ml di soluzione tampone 0,1 M addizionare 1 ml di HCl 0,1 M. Come varia il pH?
A 25 ml di soluzione tampone 0,001 M addizionare 1 ml di HCl 0,1 M. Come varia il pH?
A 25 ml di soluzione tampone 0,1 M addizionare 1 ml di NaOH 0,1 M. Come varia il pH?
A 25 ml di soluzione tampone 0,001 M addizionare 1 ml di NaOH 0,1 M. Come varia il pH?
Annotare quanto osservato.
M) Preparazione di una soluzione tampone NH4OH3/NH4Cl 0,1 M e 0,001 M.
Preparare 100 ml di una soluzione tampone NH4OH/NH4Cl 0,1 M addizionando 50 ml di sol 0,1 M
di ammoniaca (che si prepara per diluizione della soluzione 0,5 M preparata in precedenza) con 50
ml di soluzione 0,1 M di cloruro d’ammonio (preparata sciogliendo il sale in acqua deionizzata).
Calcolare il pH della soluzione (Kb=1,79⋅10-5) e, successivamente, misurarlo utilizzando le apposite
cartine indicatrici. A partire da questa soluzione preparare, per diluizione, una soluzione tampone
0,001 M. Calcolare il pH della soluzione e, successivamente, misurarlo utilizzando le apposite
cartine indicatrici ed il pH-metro. Annotare il risultato della misura.
A 25 ml di soluzione tampone 0,1 M addizionare 1 ml di HCl 0,1 M. Come varia il pH?
A 25 ml di soluzione tampone 0,001 M addizionare 1 ml di HCl 0,1 M. Come varia il pH?
A 25 ml di soluzione tampone 0,1 M addizionare 1 ml di NaOH 0,1 M. Come varia il pH?
A 25 ml di soluzione tampone 0,001 M addizionare 1 ml di NaOH 0,1 M. Come varia il pH?
Annotare quanto osservato.
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Equilibri di solubilità (effetto del pH e dello ione comune)
Reagenti: PbCl2, NaCl, Pb(NO3)2, NaBr, Ba(NO3)2, Fe(NO3)3, NaOH, H2SO4, HCl,
NaHCO3, CuSO4, CH3COONa, AgNO3, FeCl3, KSCN, KCl, CaCl2, H2C2O4, (NH4)2C2O4,
NH4OH, allume ferrico
Attrezzatura speciale: agitatore magnetico con ancoretta, buretta
Rischi connessi a quest’esperienza: manipolazione di acidi e basi forti, manipolazione di
composti potenzialmente tossici per contatto con la pelle
Precauzioni: indossare i guanti
Finalità: scopo di quest’esperienza è verificare sperimentalmente le proprietà degli equilibri
chimici (in fase omogenea ed eterogenea) ed i fattori che li influenzano
A) Preparazione di una soluzione di PbCl2 satura e verifica dell’effetto
dell’aggiunta di NaCl
1) In una beuta da 100 ml porre 40 ml di H2O (misurati con il cilindro graduato) quindi aggiungere
del cloruro di piombo (II), a poco a poco, agitando su agitatore magnetico, sino ad ottenere una
soluzione satura. Filtrare la soluzione su filtro di carta piano.
2) Aggiungere al filtrato una punta di spatola di NaCl (solido): si osserva la precipitazione di un
sale. Quale?
B) Preparazione di una soluzione di Pb(NO3)2 0,25 M e verifica dell’effetto
dell’aggiunta di NaBr 0,25 M
1) Preparare 75 ml di soluzione di nitrato di piombo(II) 0,25 M e 125 ml di una soluzione di NaBr
0,25 M (per favorire la dissoluzione dei sali, utilizzare l’agitatore magnetico).
2) In un becker mescolare 50 ml della soluzione di nitrato di piombo(II) e 100 ml della soluzione di
NaBr. Si ottiene una soluzione satura di bromuro di piombo e si osserva la precipitazione di un
sale: quale? Filtrare la soluzione su filtro di carta a pieghe.
3) a) A 50 ml di filtrato si aggiungono 25 ml di soluzione di nitrato di piombo 0,2 M
b) A 50 ml di filtrato si aggiungono 25 ml di soluzione di bromuro di sodio 0,2 M.
In entrambi i casi si ha precipitazione di un sale. Quale?
C) Separazione di ioni mediante precipitazione selettiva di sali per superamento del
prodotto di solubilità
1) Preparare 100 ml di una soluzione contenente la medesima quantità molare (ca. 0,1 M) di ioni
Pb2+, Ba2+, Fe3+ utilizzando sali solubili (nitrati). Per favorire la dissoluzione dei sali, utilizzare
l’agitatore magnetico.
2) Aggiungere HCl concentrato: si osserverà un precipitato bianco di cloruro di piombo (II), sale
poco solubile. Proseguire l’aggiunta di acido fino a quando non si osserva più ulteriore
precipitazione.
3) Filtrare su filtro di carta, lavare il residuo solido, essiccarlo in stufa e pesarlo.
4) Al filtrato, aggiungere H2SO4 concentrato: si osserverà un precipitato bianco di solfato di bario.
Proseguire l’aggiunta di acido fino a quando non si osserva più ulteriore precipitazione; filtrare
su filtro di carta, lavare il residuo solido, essiccarlo in stufa e pesarlo.
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5) Prelevare qualche ml di filtrato e porlo in una provetta o in una beutina. Aggiungervi alcune
gocce di soluzione di NaOH 1 M, agitando il contenuto della provetta con una bacchettina di
vetro. Si osserva un precipitato scuro di idrossido di ferro (III). Proseguire l’aggiunta fino ad
ottenere un precipitato persistente.
6) Ridisciogliere il precipitato (idrossido di ferro) trattandolo con acido cloridrico concentrato sino
a dissoluzione totale.
7) Misurare con le cartine indicatrici il pH raggiunto ed annotare il risultato.
8) Mediante aggiunta successiva di NaOH 1 M (procedere lentamente, addizionando la soluzione
basica goccia a goccia) individuare la zona di pH in cui inizia la riprecipitazione dell'idrossido
(questa volta occorre sospendere l’aggiunta non appena si osserva la comparsa del precipitato).
Annotare il risultato.
D) Precipitazione e ridiscioglimento del precipitato (effetto del pH sulla solubilità)
1) A 10 ml di una soluzione di solfato di rame 0,1 M aggiungere 10 ml di una soluzione di
idrogenocarbonato di sodio 0,1 M (mescolare in una provetta)
2) Ad avvenuta precipitazione di una polvere verde-azzurra, filtrare su filtro di carta piano e riporre
il precipitato in un contenitore
3) Far gocciolare sul precipitato alcune gocce di acido cloridrico concentrato, fino a completa
dissoluzione del precipitato
4) Aggiungere goccia a goccia una soluzione acquosa di NaOH 1 M alla soluzione così ottenuta
Cosa si osserva?
E) Spostamento dell’equilibrio chimico
In una beuta mescolare 10 ml di soluzione di cloruro ferrico 0,01 M (FeCl3) con 10 ml di soluzione
0,01 M di tiocianato di potassio (KSCN) (data la esigua quantità di sali necessaria, utilizzare la
bilancia analitica); diluire con acqua fino a quando non si osserva una colorazione rossa di media
intensità. Ripartire la soluzione su quattro provette ed in ciascuna introdurre 10 ml dei seguenti
quattro reagenti:
1) acqua
2) cloruro ferrico 0,01 M
3) tiocianato di potassio 0,01 M
4) cloruro di potassio 0,01 M
Cosa si osserva?
F) Dipendenza della solubilità dal pH
1) Mescolare 10 ml di una soluzione di cloruro di calcio (CaCl2) 0,1 M con 10 ml di acqua distillata
e dividere la soluzione fra due provette; alla prima aggiungere 1 ml di soluzione 0,5 M di acido
ossalico (H2C2O4); alla seconda 2 ml di soluzione 0,25 M di ossalato di ammonio (NH4)2C2O4
Cosa si osserva nelle due provette?
2) Alla soluzione in cui è stato aggiunto acido ossalico introdurre 1 o 2 ml di HCl 6 M e mescolare.
Cosa si osserva? Interpretare l’esperimento.
3) A questa stessa soluzione addizionare un leggero eccesso di NH4OH 6M e mescolare. Si forma
un precipitato. Determinare se il precipitato che si è formato possa essere Ca(OH)2 provando ad
aggiungere ad una sol. diluita di CaCl2 un po’ di NH4OH 6M
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Quale precipitato si forma?
G) Precipitazione acetato Ag+ (effetto dello ione comune)
1) Preparare una soluzione di acetato di Ag+ (CH3COOAg) mescolando in una beutina 10 ml di
soluzione 3 M di acetato di sodio (CH3COONa) con 25 ml di soluzione 0,1 M di nitrato
d’argento (AgNO3), disponibile in reagentario. Lasciare riposare la soluzione per qualche
minuto, in modo da completare la precipitazione del sale, poi filtrare su filtro di carta.
2) Fare colare tutta la soluzione dal precipitato, lavarlo con 2 ml di acqua distillata e fare di nuovo
colare tutto il liquido. Quando il liquido è stato rimosso, mettere una provetta pulita sotto
l’imbuto e pungere il filtro con la punta di una bacchetta di vetro, in modo da forarlo. Lavare il
precipitato con un piccolo flusso di acqua, per farlo scivolare dentro la provetta, facendo
attenzione a non usare più di 10 ml di acqua (ca. 1/3 del volume della provetta).
3) Scaldare leggermente (su becco Bunsen, reggendo le provetta con le apposite pinze!) la miscela
nella provetta (che deve risultare tiepida e non calda) e agitarla delicatamente per almeno 10
min., in modo da stabilire l’equilibrio nella sol. satura
CH3COOAg (s) ↔ CH3COO- + Ag+
Successivamente filtrare la soluzione in un filtro asciutto, facendo attenzione a trattenere la
maggior parte del precipitato nella provetta di partenza.
4) Il liquido filtrato viene diviso in due porzioni di ca. 4-6 ml dentro due provette: alla prima
porzione si aggiungono 10 gocce di acetato di sodio 3 M; alla seconda, 10 gocce di acetato di
sodio 6 M. Attendere ca. 10 min e osservare il risultato.
Cosa si osserva?
H) Determinazione del Kps dell’acetato di Ag+
1) Prelevare dal reagentario in due becker asciutti ca. 130 ml di AgNO3 0,2 M e 130 ml di
CH3COONa 0,2 M. Misurando accuratamente i volumi col cilindro graduato preparare le quattro
miscele indicate nella tabella seguente:
n°
1
2
3
4
AgNO3 0,2 M
20,0 ml
30,0 ml
35,0 ml
40,0 ml
+
+
+
+
CH3COONa 0,2 M
40,0 ml
30,0 ml
25,0 ml
20,0 ml
2) Mettere ciascuna soluzione in un recipiente asciutto e pulito da 250 ml che deve venire chiuso,
onde evitare l’evaporazione del solvente. Mescolare tutte le soluzioni di tanto in tanto, fino a ca.
30 minuti dopo che la precipitazione dell’acetato di argento sembra completa, in modo da fare
stabilire l’equilibrio (è preferibile lasciare riposare le soluzioni molto a lungo, anche una notte,
se possibile).
3) Pulire una buretta, riempiendola con acqua, sciacquandola poi con porzioni di 5 ml di acqua
distillata e lavandola due volte con 5 ml di soluzione standard 0,100 M di tiocianato di potassio
(KSCN), facendola gocciolare dal rubinetto. Riempire quindi la buretta con la soluzione di
KSCN.
4) Filtrare la miscela n°1 (usando filtro e imbuto asciutti) in un becker asciutto da 250 ml; con un
cilindro graduato da 50 ml misurare accuratamente 25,0 ml di filtrato e porre questa soluzione in
un becker asciutto contenente un’ancoretta magnetica per la titolazione. Aggiungere alla
soluzione 1 ml di soluzione satura di allume ferrico come indicatore e 1 ml di HNO3 6 M.
Qualora il colore rosso dovuto al Fe3+ non sparisca completamente, aggiungere qualche goccia di
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HNO3. Procedere quindi con la titolazione agitando la soluzione con l’ancoretta magnetica su un
agitatore magnetico, aprendo poco il rubinetto della buretta, in modo da far cadere la soluzione
titolante di KSCN goccia a goccia nella soluzione di acetato di Ag. L’aggiunta di KSCN deve
proseguire fino alla prima comparsa di colore rosso permanente dovuto alla formazione di
Fe(SCN)3. Talvolta è necessario aggiungere una o due gocce di titolante in più, dopo il
raggiungimento del punto equivalente, poiché gli ioni Ag+ sono parzialmente assorbiti dal
precipitato di AgSCN e reagiscono lentamente. Qualora il risultato non fosse convincente,
ripetere una seconda volta la titolazione con 25,0 ml della soluzione.
Interpretare i fenomeni che avvengono
5) Filtrare ed analizzare per mezzo di titolazione con KSCN le altre tre soluzioni preparate (n°
2,3,4). Essendo la filtrazione delle miscele un’operazione lenta, eseguirla mentre si esegue la
titolazione della miscela precedente.
6) Calcolare la conc. degli ioni acetato in ciascuna miscela e, utilizzando le concentrazioni degli
ioni Ag+ misurate con la titolazione, calcolare il prodotto di solubilità dell’acetato d’argento.
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Reazioni di ossidoriduzione
Reagenti: Zn, Fe, Cu, Pb, Zn(NO3)2, Cu(NO3)2, Pb(NO3)2, KBr, KI, acqua di cloro, acqua di
bromo, soluzione di iodio, HCl, HNO3, CuSO4, ZnSO4, CCl4, Na2S
Attrezzatura speciale: tester, tubo a U, carta vetro
Rischi connessi a quest’esperienza: manipolazione di acidi e basi forti, sviluppo di gas tossici,
manipolazione di sostanze potenzialmente tossiche per contatto
Precauzioni: indossare i guanti, svolgere sotto cappa le reazioni suscettibili di sviluppare gas
tossici
Finalità: scopo di quest’esperienza è verificare sperimentalmente le proprietà redox di vari
elementi e porle in relazione fra loro
A) Ossidabilità di metalli (Zn, Fe, Cu ) ad opera di HCl e HNO3
1) Introdurre in tre beckerini da 10 ml, rispettivamente, una punta di spatola di zinco in polvere,
una punta di spatola di ferro in polvere ed una laminetta di rame. Operando sotto cappa, tentare
un attacco acido su questi sistemi metallici allo scopo di portare il metallo in soluzione come
ione positivo (catione). Iniziare con HCl concentrato sui tre campioni e registrare quanto
osservato.
2) Attaccare, in un secondo tempo, i metalli che non fossero passati in soluzione con HNO3
concentrato e se necessario riscaldare con becco Bunsen. Registrare quanto osservato.
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)
3 Cu + 8 H+ + 2 NO3- → 3 Cu2+ + 2 NO↑ + 4 H2O
Cu(s) + 4 HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 NO2(g)↑ + 2 H2O(l)
Cu + 4 H+ + 2 NO3- → Cu2+ + 2 NO2+ 2 H2O ⇒ NO2↑ è di colore rosso-bruno
B) Potenziali redox dei metalli: reazioni di ossidoriduzione coinvolgenti coppie di
specie metalliche (Cu/Zn, Pb/Cu)
1) Porre una piccola lamina di rame in 3 ml di soluzione 0,1 M di nitrato di zinco (Zn(NO3)2) ed
una piccola lamina di Zn in 3 ml di una soluzione 0,1 M di nitrato di rame(Cu(NO3)2)
Interpretare quanto osservato
2) Ripetere l’esperienza immergendo una piccola lamina di Pb (lucidare la superficie con della
carta vetro, se necessario) in 3 ml di soluzione 0,1 M di nitrato di rame. Fare anche la prova
immergendo una lamina di Zn ed una lamina di Cu in una soluzione di nitrato di piombo 0,1 M.
Determinare la posizione della coppia H+/H2 rispetto ai metalli precedenti immergendo le lamine
metalliche in una soluzione di HCl concentrato.
Interpretare quanto osservato
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C) Potenziali redox dei non metalli (ossidazione di I- e Br-)
1) In due provette, mettere rispettivamente 3 ml di soluzione 0,1 M di bromuro di potassio (KBr) e
3 ml di soluzione 0,1 M di ioduro di potassio (KI); ad entrambe aggiungere qualche goccia di
acqua di cloro (disponibile nel reagentario). L’acqua di cloro è una soluzione satura di cloro in
acqua (Cl2 + H2O → HCl + HClO) e ha proprietà ossidanti. L’agente ossidante è il Cl2 stesso.
Data la sua instabilità, l’acqua di cloro viene preparata poco prima dell’uso, facendo
gocciolare acido cloridrico su permanganato di potassio. Dall’ossidazione di Cl- si sviluppa Cl2
gassoso, che viene fatto gorgogliare in acqua, producendo una soluzione satura.
2) Operando sotto cappa ed indossando i guanti di protezione, aggiungere ad entrambe le provette 1
ml di tetracloruro di carbonio (CCl4). Tappare le provette con un tappo in teflon e agitare bene.
Fare stratificare il solvente. Si osserva una colorazione. Quale?
Il CCl4 è un solvente organico apolare che ha la funzione di estrarre i prodotti di ossidazione di
I- e Br-.
Interpretare quanto osservato ed annotarlo.
3) Ripetere l’esperienza mescolando 1 ml di acqua di bromo (disponibile nel reagentario) con 3 ml
di soluzione 0,1 M di KI e 1 ml di soluzione di iodio (disponibile nel reagentario) con 3 ml di
soluzione 0,1 M di KBr. L’acqua di bromo è una soluzione satura di bromo in acqua (Br2 +
H2O) e ha proprietà ossidanti. L’agente ossidante è il Br2 stesso. E’ molto più stabile dell’acqua
di cloro e la si prepara per dissoluzione del bromo (che è liquido) in acqua.
4) Operando sotto cappa ed indossando i guanti di protezione, aggiungere ad entrambe le provette 1
ml di tetracloruro di carbonio (CCl4). Tappare le provette con un tappo in teflon e agitare bene.
Fare stratificare il solvente. Si osserva una colorazione. Quale?
Interpretare quanto osservato ed annotarlo.
D) Costruzione di una pila Daniell (esperienza da svolgersi a gruppi di 2 o 3)
1) Preparare 50 ml di soluzione 0,5 M di solfato di rame e 50 ml di soluzione 0,5 M di solfato di
zinco. In un becker da 100 ml mettere 35 ml di soluzione di solfato di rame ed introdurvi una
lamina di rame che tocchi il fondo del recipiente e rimanga appoggiata al suo bordo. Preparare
un’altra semicella usando un secondo becker in cui si introducono 35 ml di soluzione di solfato
di zinco e si immerge una lamina di zinco. La soluzione deve avere lo stesso livello nei due
becker, per evitare ogni effetto sifone. Le superfici dei due metalli devono essere lucide: se
necessario, pulirle con carta vetro. Connettere i due becker con un “tubo a U” (disponibile in
distributorio) riempito di una soluzione di solfato di zinco e tappato alle estremità con due
batuffoli di cotone imbibiti di soluzione di solfato di zinco. Collegare i due elettrodi con un
voltmetro (disponibile in distributorio) e misurare il potenziale e la corrente generate dal sistema.
Annotare il risultato.
Interpretare quanto osservato.
2) Dopo aver letto il potenziale della cella aggiungere alla semicella contenente gli ioni rame una
punta di spatola di solfuro di sodio solido. Mescolare le soluzioni e leggere il voltaggio e la
corrente della cella. Se non si ha alcuna variazione, aggiungere ancora un piccolo eccesso di
Na2S. Annotare il risultato.
Interpretare quanto osservato.
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Decomposizione termica di solfato di rame pentaidrato
Reagenti: CuSO4⋅5H2O, NH4OH, alcol etilico, Na2CO3
Attrezzatura speciale: forno a muffola
Rischi connessi a quest’esperienza: ustioni derivanti dalla non corretta manipolazione di
oggetti riscaldati ad alta temperatura
Precauzioni: manipolare gli oggetti riscaldati ad alta temperatura con le apposite pinze
Finalità: scopo di quest’esperienza è verificare sperimentalmente l’effetto della temperatura
sulla stabilità di un composto e di saggiare le proprietà chimiche dei prodotti ottenuti
1) In un crogiolo di porcellana porre ca. 4 g di solfato di rame pentaidrato (che contiene 5 molecole
di acqua di cristallizzazione e la cui formula è CuSO4⋅5H2O).
2) Porre il crogiolo nel forno a muffola a 300°C per ca. 20 minuti, fino a completa scomparsa del
colore azzurro
∆
CuSO4⋅5H2O(s) → CuSO4(s) + 5 H2O(g)
azzurro
bianco
3) Estrarre il crogiolo dal forno e attendere che il contenuto sia raffreddato.
4) Pestare la polvere bianca così ottenuta in un mortaio, in modo da renderla il più fine possibile, e
trattarla con acqua fino a dissolverla tutta, agitando su piastra magnetica per favorirne la
dissoluzione:
CuSO4(s) + 6H2O → [Cu(H2O)6]2+ + SO42- la soluzione acquosa appare colorata in azzurro
5) Prelevare una porzione della soluzione acquosa ottenuta (ca. 1/3) precedentemente ed
aggiungervi, goccia a goccia, qualche ml di idrossido di ammonio concentrato (NH4OH).
Dapprima si noterà l’intorbidimento della soluzione e la formazione di un precipitato verdeazzurro (di che si tratta?) come conseguenza dell’aumento di pH. Proseguendo nell’aggiunta di
NH4OH, la soluzione virerà di colore, diventando limpida e di colore blu intenso, in seguito alla
formazione del complesso tetra-ammino-rame (II), che riporta lo ione Cu2+ in soluzione:
[Cu(H2O)6]2+ + 4 NH3(aq) → [Cu(NH3)4]2+ + 6 H2O(l)
blu intenso
Porre qualche ml di questa soluzione in una provetta ed addizionare alcol etilico (CH3CH2OH),
fino a che non si nota l’intorbidimento della soluzione. L’alcol estrae la coppia di ioni
[Cu(NH3)4]2+ e SO42- e ne permette la cristallizzazione: si formano piccoli cristalli di
[Cu(NH3)4]SO4 di colore blu intenso. Filtrare su filtro di carta a pieghe, essiccare il residuo
solido così ottenuto, ponendolo in stufa (su un vetrino da orologio) per ca. 20 minuti e pesarlo.
6) Prelevare una seconda porzione (ca. 1/3) della soluzione acquosa ottenuta precedentemente (che
contiene lo ione esa-aquo-rame(II) [Cu(H2O)6]2+) ed addizionarvi qualche millilitro di una
soluzione di carbonato di sodio ca. 1,0 M; precipita il carbonato di rame (II), di colore azzurroverde:
30
CuSO4(aq) + Na2CO3(aq) → CuCO3↓ + Na2SO4(aq)
Cu2+ + CO3 2- → CuCO3↓
Dopo aver filtrato il precipitato ottenuto nell’operazione precedente (CuCO3) su filtro di carta a
pieghe, prelevarne una punta di spatola e porla in un crogiolo di porcellana e portarlo a una
temperatura di circa 600°C in muffola; il precipitato si decompone generando ossido di rame
(II), di colore nero:
∆
CuCO3 (s) → CuO (s) +
verde-azzurro
nero
CO2 (g)
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Cristallizzazione frazionata di NaCl e KNO3
Reagenti: NaNO3, KCl, HCl, HNO3, AgNO3, FeSO4, H2SO4
Attrezzatura speciale: vetro al cobalto, termometro
Rischi connessi a quest’esperienza: utilizzo del bunsen, manipolazione di acidi e basi forti
Precauzioni: indossare i guanti, manipolare gli oggetti riscaldati ad alta temperatura
utilizzando le apposite pinze
Finalità: scopo di quest’esperienza è separare i cristalli di due diversi sali a partire da una
soluzione che li contiene entrambi, sfruttando la differente dipendenza delle rispettive
solubilità dalla temperatura.
A)Preparazione del nitrato di potassio e del cloruro di sodio
1) Pesare una quantità in grammi di nitrato di sodio e di cloruro di potassio pari a ½ di mole. In un
becker da 400 ml, mescolare i due solidi con 95 ml di acqua e porre il becker sulla piastra
riscaldante. Portare la soluzione fino quasi all’ebollizione, agitandola per favorire la dissoluzione
dei due sali. Nel frattempo preparare un bagno refrigerante, ponendo in un becker capiente (o in
una vaschetta di plastica) una miscela di acqua e ghiaccio e controllare che la temperatura
raggiunga ca. gli 0°C. Quando non si osserva ulteriore dissoluzione dei sali, mentre la soluzione
è ancora calda, filtrarla con l’imbuto Büchner, facendo il vuoto nella beuta da filtrazione con la
pompa ad acqua (vedi figura sottostante e dispense pag. 5 - porre un dischetto di carta da filtro
sul setto poroso dell’imbuto, ritagliandolo nelle dimensioni opportune; porre la beuta da vuoto
sull’apposito sostegno), in modo da rimuovere ogni impurezza insolubile.
2) Trasferire il filtrato caldo in un becker da 250 ml, metterlo nel bagno di ghiaccio e raffreddarlo,
agitando con una bacchetta, in modo da portare la temperatura fino a ca. 5°C. Dalla soluzione
satura si separano i cristalli di KNO3.
Questa operazione sfrutta la variazione di solubilità del nitrato di potassio al variare della
temperatura. Il sale, molto solubile a caldo, lo è meno a freddo. Per questa ragione,
raffreddando la soluzione si riesce a provocare la separazione dei cristalli dalla soluzione (che,
a bassa temperatura, risulta sovrasatura).
Lavare l’imbuto e la beuta da vuoto e filtrare i cristalli alla pompa, pressandoli con un pezzetto
di carta da filtro per eliminare l’eccesso di soluzione acquosa (vedi figura sottostante).
32
Conservare sia il precipitato che il filtrato. Porre i cristalli su un vetrino da orologio o una
capsula e lasciarli seccare all’aria. Una volta asciutti, pesarli e calcolare la resa della reazione. Su
questi cristalli (anche se sono ancora umidi) si eseguono i saggi al punto B.
3) Mettere il filtrato in un becker e portarlo rapidamente ad ebollizione, utilizzando il becco
Bunsen. Continuando l’ebollizione, la miscela può iniziare a schizzare violentemente. Ciò può
essere minimizzato agitandola con una bacchetta di vetro (vedi figura precedente).
4) L’evaporazione del solvente va proseguita fino a quando il volume del liquido non si è ridotto
della metà o a un terzo di quello iniziale ed una discreta quantità di cristalli di NaCl non si sono
separati. Prestare attenzione a non ridurre il volume del liquido a meno di un terzo di quello
iniziale. Filtrare alla pompa la miscela calda.
Il cloruro di sodio è molto più solubile del nitrato di potassio. Per ottenere una soluzione satura
in NaCl è ecessario ridurre drasticamente il volume di solvente, concentrando così la soluzione.
L’operazione viene svolta scaldando la soluzione stessa su becco Bunsen, perchè ciò consente
di ridurre i tempi di evaporazione del solvente. Si otterrebbe lo stesso risultato - ma in tempi
molto più lunghi - se si lasciasse evaporare il solvente all’aria.
5) Eliminare l’eccesso di acque madri comprimendo i cristalli con un pezzo di carta da filtro (vedi
figura precedente). Porre i cristalli su un vetrino da orologio o una capsula e lasciarli seccare
all’aria. Una volta asciutti, pesarli e calcolare la resa della reazione. Su questi cristalli (anche se
sono ancora umidi) si eseguono i saggi al punto B.
Annotare il peso del KNO3 e del NaCl ottenuti.
B) Analisi della purezza dei cristalli
Verranno ora eseguiti dei test qualitativi per verificare il grado di purezza dei cristalli.
1) Saggio alla fiamma per lo ione sodio e potassio
Prendere il filo al nichel-cromo e una lastrina di vetro al cobalto. Pulire il filo arroventandolo
alla fiamma del becco bunsen ed immergendolo caldo in una provetta contenente qualche goccia
di HCl concentrato. Proseguire questa operazione fino a quando non si osserva più alcuna
particolare colorazione della fiamma. In seguito, prelevare una piccola porzione del sale che si
vuole esaminare, porla su un vetrino da orologio, inumidirla e toccarla con il filo metallico in
modo da farvi aderire qualche cristallino. Accendere il bunsen con una fiamma bassa, porre il
filo metallico con i cristalli sul bordo esterno della fiamma (vedi figura sottostante) e riscaldare
fino all’incandescenza.
Una fiamma di colore giallo intenso indica la presenza di sodio, mentre una fiamma di colore
viola pallido segnala la presenza di potassio. Qualora Na e K siano presenti
contemporaneamente, il giallo del sodio maschera il viola del potassio. La colorazione dovuta al
33
sodio può essere schermata osservando la fiamma attraverso la lastrina di vetro al cobalto (vedi
figura precedente). La fiamma viola dovuta al potassio permane per poco tempo.
2) Saggio per lo ione cloruro
Sciogliere una piccola quantità di sale da analizzare (0,01 g) in 2 ml di acqua, acidificare con 2
gocce di acido nitrico (HNO3) concentrato e aggiungere una goccia di nitrato di argento
(AgNO3) 0,1 M (disponibile in reagentario). Un precipitato lattiginoso di AgCl indica la
presenza dello ione cloruro.
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
3) Saggio per lo ione nitrato
Sciogliere 0,01 g di sale in 2 ml di acqua e aggiungervi 2 ml di soluzione satura di solfato
ferroso (preparata sciogliendo una punta di spatola di solfato ferroso in pochi ml di acqua in una
provetta, subito prima di utilizzarla). Inclinare la provetta contenente il campione ed aggiungervi
delicatamente una piccola quantità di acido solforico concentrato, in modo da stratificarlo sotto
la soluzione da analizzare. La formazione di un anello marrone sulla superficie di separazione
delle due soluzioni indica la presenza di nitrato.
Lo ione nitrato, in ambiente acido, è in grado di ossidare il Fe(II):
2 KNO3 + 6 FeSO4 + 4 H2SO4 → 3 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2NO + 4H2O
L’ossido di azoto (NO) forma a sua volta un complesso colorato con il Fe(II) presente in
eccesso:
FeSO4 + NO → [FeNO]SO4
marrone
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Sintesi e reattività di cloruro di calcio
Reagenti: CaCO3, HCl, acqua di cloro, CaO, (NH4)2CO3, NH4Cl, Na2CO3, Ba(OH)2, H2SO4,
NH4OH, (NH4)2C2O4, CH3COOH, fenolftaleina
Rischi connessi a quest’esperienza: utilizzo del bunsen e della soffieria, manipolazione di acidi
e basi forti, sviluppo di gas tossici
Precauzioni: indossare i guanti, manipolare gli oggetti riscaldati ad alta temperatura
utilizzando le apposite pinze, svolgere sotto cappa le reazioni suscettibili di sviluppare gas
tossici
Finalità: scopo di quest’esperienza è la preparazione di un sale di un tipico metallo alcalinoterroso, seguita dall’esame delle sue proprietà chimiche.
A) Preparazione del cloruro di calcio
1) In una capsula di porcellana mescolare 30 ml di acqua con 30 ml di acido cloridrico concentrato
e scaldare leggermente, operando sotto cappa ed utilizzando il becco Bunsen, con fiamma diretta
e senza retina spargifuoco; aggiungere a poco a poco ed agitando 20 g carbonato di calcio
(CaCO3) impuro. Il carbonato viene decomposto dall’acido e portato in soluzione. Si riscalda
ancora per qualche minuto all’ebollizione, sostituendo man mano l’acqua che vaporizza
(attenzione a non aggiungerne troppa, altrimenti il carbonato non passerà in soluzione! La
soluzione finale deve risultare quasi limpida e giallina: se necessario, addizionare ancora acido),
dopo di che si filtra a caldo su filtro di carta piano, in una beuta da 100 ml e si lascia raffreddare.
CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2↑ + H2O
2) La soluzione così ottenuta contiene cloruro di calcio e tracce di cloruro di magnesio (MgCl2), di
cloruro manganoso (MnCl2) e cloruro ferroso (FeCl2); si aggiungono 5 ml di acqua di cloro (Cl2
+ H2O → HClO + HCl) in modo da ossidare Fe2+ a Fe3+ (2 FeCl2 + HClO + HCl → 2 FeCl3 +
H2O). Si lascia a riposo per ca. mezz’ora, quindi si fa bollire il liquido per alcuni minuti (sempre
operando sotto cappa, utilizzando ancora il Bunsen, ma ponendo la beuta sulla retina
spargifuoco), in modo da eliminare il cloro che non ha reagito. La beuta viene tolta dalla fiamma
e vi si addizionano 4 g di ossido di calcio (CaO) per precipitare le impurezze di Mg, Fe e Mn.
CaO + H2O → Ca(OH)2
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OHFe3+, Mn2+ e Mg2+ formano idrossidi poco solubili, che precipitano.
3) Raffreddare la beuta sotto acqua corrente e filtrare su filtro a pieghe per eliminare i precipitati
insolubili e l’eccesso di idrossido di calcio. La soluzione filtrata, che è basica, viene
neutralizzata aggiungendo goccia a goccia HCl 2 M e controllando il viraggio alla neutralità con
la cartina indicatrice (attenzione a non aggiungere troppo acido; se ciò accadesse, addizionare
qualche goccia di una soluzione diluita di CaO - preparata sciogliendo una punta di spatola di
CaO in acqua, in una provetta - fino a neutralizzare la soluzione).
Il liquido così ottenuto si travasa in un matraccio tarato e si porta al volume di 200 ml, mediante
aggiunta di acqua, in modo da ottenere una soluzione ca. 1 M CaCl2. Conservare la soluzione per
i saggi successivi.
B) Reazioni del CaCl2
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1) In una piccola beuta diluire 10 ml di soluzione di CaCl2 con 10 ml di acqua; scaldare a 70-80°C
(senza far bollire) e aggiungere goccia a goccia 10 ml di soluzione di carbonato di ammonio 1,0
M. Si forma un precipitato bianco. Raccogliere il precipitato, filtrando la soluzione alla pompa
con imbuto Buchner coperto con un disco di carta da filtro e, dopo averlo lavato bene con acqua
bollente, introdurlo in una beuta e, dopo aver aggiunto 20 ml di cloruro di ammonio 4 M
(NH4Cl), scaldarlo a moderata ebollizione, sostituendo ogni tanto l’acqua che evapora. Dopo ca.
15 minuti di ebollizione, il precipitato si scioglie; odorare il vapore che esce dalla beuta
(avvicinando i vapori al naso con il palmo della mano) che ha un odore caratteristico; immergere
poi l’estremità di un bastoncino di vetro in una soluzione di idrossido di bario (disponibile in
reagentario) ed avvicinarla ai vapori; la goccia si intorbidirà, in seguito alla formazione di
carbonato di bario insolubile.
I sali dell’acido carbonico e dell’ammoniaca hanno, rispettivamente, comportamento basico e
acido. Il carbonato di ammonio è in grado di precipitare il sale poco solubile CaCO3:
CaCl2 + (NH4)2CO3 → CaCO3↓ + 2 NH4Cl
Un eccesso di ione NH4+ è in grado di liberare H2CO3 che, scaldato, si trasforma in CO2:
CaCO3 + 2 NH4Cl → CaCl2 + 2 NH3↑ + CO2↑ + H2O
La presenza di CO2 viene rilevata per reazione con lo ione bario che, analogamente al Ca2+,
forma carbonati insolubili:
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3↓ + H2O
2) In una piccola beuta introdurre 3 ml di soluzione di CaCl2, 3 gocce di acido cloridrico 2 M e 4 ml
di soluzione 1,0 M di carbonato di sodio (Na2CO3). Dapprima si ha effervescenza ed in seguito si
osserva la formazione di un precipitato bianco. Si filtra la soluzione su filtro di carta piano
dentro una piccola beuta e si scalda all’ebollizione il filtrato limpido: si osserva un
intorbidimento della soluzione, dovuto alla formazione di carbonato di calcio.
L’acido carbonico è un acido debole biprotico che, in soluzione acquosa, dà origine ai seguenti
equilibri :
H2CO3 + H2O ↔ HCO3- + H3O+
HCO3- + H3O+↔ CO2 + H3O+
I sali di calcio di HCO3-, a differenza di quelli di CO32-, sono solubili, ma termicamente
instabili:
2CaCl2 + 3 Na2CO3 + 2 HCl → CaCO3↓ + Ca(HCO3)2 + 6 NaCl
CaCO3 ↓ + 2 HCl → CaCl2 + CO2↑ + H2O
∆
Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O
3) In una provetta, ad 1 ml di soluzione di CaCl2 aggiungere 1 ml di acido solforico 1 M (H2SO4).
Si forma un precipitato bianco.
I metalli del II gruppo formano sali insolubili con i gruppi: CO32-, SO42-, PO43-:
CaCl2 + H2SO4 → CaSO4↓ + HCl
4) In una beuta da 100 ml introdurre 10 cc di soluzione di CaCl2 e 4 ml di soluzione 2 M di
idrossido di ammonio (NH4OH); si scalda a 80-90°C, senza far bollire e quindi si tratta il liquido
con 40 ml di soluzione 0,25 M di ossalato di ammonio ((NH4)2C2O4), agitando con un
bastoncino di vetro. Si lascia riposare la soluzione e si ha la formazione di un precipitato bianco.
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Si filtra la soluzione su filtro di carta piano e si lava il precipitato con acqua. Il precipitato viene
diviso in tre porzioni, due piccole ed una grande.
- La prima porzione piccola viene introdotta in una provetta e si aggiunge 1 ml di acido acetico
(CH3COOH). Il precipitato non si scioglie.
- La seconda porzione piccola viene introdotta in una provetta e si aggiunge 1 ml di acido
cloridrico 2 M. Il precipitato si scioglie.
- La porzione più grande di precipitato viene introdotta in un crogiolo di porcellana e riscaldata
dapprima leggermente con precauzione e poi fortemente con un bunsen. Una volta che
il
precipitato è completamente essiccato, si prosegue il riscaldamento alla soffieria (rivolgersi al
tecnico di laboratorio). Si fa quindi raffreddare completamente il crogiolo e si versano in esso 2
ml di acqua, rimescolando con una bacchetta di vetro. Si aggiunge infine una goccia di
soluzione di fenolftaleina e la soluzione si colora di rosa.
L’acido ossalico è un acido organico debole, che forma sali insolubili con il calcio. I suoi sali
perciò idrolizzano e l’acido viene ripristinato, spostandolo da questi con un acido forte (a
differenza degli acidi deboli, quali l’acido acetico, che non riescono a spostarlo dai suoi sali):
C2O42-+ H2O ↔ H2C2O4 + 2 OHCaCl2 + (NH4)2C2O4 → CaC2O4 ↓ + 2 NH4Cl
CaC2O4 + 2 HCl → H2C2O4 + CaCl2
Molte sostanze, sottoposte all’azione del calore, si trasformano per decomposizione. L’ossalato
di calcio forma l’ossido di calcio, le cui soluzioni sono basiche.
∆
CaC2O4 → CaO + CO2↑ + CO↑
CaO + H2O → Ca(OH)2
5) Immergere la punta di un filo al nichel-cromo nella soluzione di CaCl2 e scaldare nella parte
esterna della fiamma di un becco Bunsen. La fiamma si colora di rosso-arancio.
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Preparazione dell’allume di cromo e reazioni di cromato e
bicromato
Reagenti: K2Cr2O7, H2SO4, alcol etilico, NaOH, HCl, NH4OH
Attrezzatura speciale: imbuto gocciolatore, cristallizzatore con ghiaccio, termometro
Rischi connessi a quest’esperienza: utilizzo del bunsen, manipolazione di acidi e basi forti,
sviluppo di gas tossici, manipolazione di sali potenzialmente tossici per contatto
Precauzioni: indossare i guanti, manipolare gli oggetti riscaldati ad alta temperatura
utilizzando le apposite pinze, svolgere sotto cappa le reazioni suscettibili di sviluppare gas
tossici
Finalità: scopo di quest’esperienza è la preparazione di un sale doppio, attraverso un processo
redox che richiede un accurato controllo della temperatura (affinchè la reazione avvenga nel
verso desiderato). Vengono inoltre esaminate alcune proprietà di un tipico metallo di
transizione, il cromo.
A) Preparazione dell’allume di cromo Cr2(SO4)3⋅K2SO4⋅24H2O
1) In una beuta da 500 ml si pongono 200 ml di soluzione di dicromato di potassio (K2Cr2O7) 0,4
M (disponibile in reagentario). Ad essi si aggiungono goccia a goccia (con una pipetta Pasteur)
20 ml di acido solforico concentrato, mantenendo la beuta sotto acqua corrente, in modo da
impedire che la temperatura superi i 30-40°C. Il liquido ottenuto (detto miscela cromica) si versa
in una capsula di porcellana che viene posta in un cristallizzatore (disponibile in distributorio)
contenente acqua e ghiaccio in pezzi. Da qui in poi si procede, operando sotto cappa: la
soluzione va rimescolata con un termometro fino a che la temperatura scende al di sotto di 10°C.
Continuando a rimescolare, si fanno gocciolare lentamente mediante un imbuto a rubinetto
(imbuto gocciolatore disponibile in distributorio) 20 ml di alcol etilico (CH3CH2OH), regolando
la velocità di caduta delle gocce in modo che la temperatura non oltrepassi mai i 20°C. La
soluzione cambia colore e si ha liberazione di acetaldeide (CH3CHO) gassosa (tossica! operare
sotto cappa!), dall’odore caratteristico.
K2Cr2O7 + 4 H2SO4 + 3 CH3CH2OH → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3 CH3CHO↑ + 7 H2O
Il dicromato di potassio in ambiente acido è un ottimo ossidante e ossida l’alcol etilico ad
acetaldeide, riducendosi a Cr(III). L’utilizzo di etanolo è vantaggioso poichè il suo prodotto di
ossidazione, l’acetaldeide, è volatile e può essere facilmente rimossa dalla miscela di reazione.
2) Terminata l’aggiunta di alcol, si agita ancora un po’ per facilitare l’eliminazione dell’acetaldeide
rimasta indisciolta, quindi si lascia a riposo. Il solfato di potassio ed il solfato cromico si
combinano e si separa solfato doppio icosatetraidrato Cr2(SO4)3⋅K2SO4⋅24H2O più o meno
impuro, in cristalli grigio-violacei. La miscela viene lasciata a riposo per 24 ore, per consentire
ai cristalli di separarsi ed accrescersi (una volta che si è raffreddata, la si pone nell’armadietto e
si copre la capsula con un vetro).
3) I cristalli grigio-violacei vengono frantumati con una bacchetta di vetro e raccolti su filtro di
carta a pieghe. Si lavano più volte con poca acqua fredda, fino a quando non assumono un colore
violetto e l’acqua di lavaggio non passi più colorata in verde, ma sia leggermente violacea.
4) I cristalli ottenuti devono ora essere purificati per ricristallizzazione. Si introduce il prodotto così
ottenuto in un pallone da 500 ml nel quale viene posta anche un’ancoretta magnetica e lo si
immerge in un becker grande, pieno per 1/4 di acqua riscaldata a 40-50°C (si opera sul bancone,
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utilizzando la piastra riscaldante ed agitante). Quindi si versa nel pallone, a poco a poco, la
quantità di acqua necessaria perchè essa, raggiunta tale temperatura, possa sciogliere quasi tutta
la sostanza dopo forte e prolungata agitazione (attenzione a non utilizzare troppa acqua e lasciare
un po’ di sostanza indisciolta, per essere sicuri di avere una soluzione satura a 40°C). Si filtra
quindi dentro una capsula di porcellana (con un filtro di carta a pieghe) e si lascia raffreddare la
soluzione, dopo averla coperta con una lastra di vetro. Dopo un po’ di tempo, dal liquido
cominciano a separarsi cristalli violetto-scuri di forma ottaedrica.
I cristalli che si separano da una soluzione satura trascinano con sé delle impurezze (ad
esempio, le specie non reagite) presenti nella miscela di reazione. E’ perciò necessario
purificarli e ciò può essere fatto mediante ricristallizzazione. I cristalli vengono ridisciolti in
poco solvente, a caldo, in modo da ottenere una soluzione satura a quella temperatura.
Raffreddandosi, la soluzione diventa soprasatura e da essa si separa nuovamente la fase solida,
mentre i contaminanti restano in soluzione e vengono allontanati per filtrazione.
5) Terminata la cristallizzazione, i cristalli vengono filtrati alla pompa su imbuto Buchner con disco
di carta, si lavano con pochissima acqua e si lasciano seccare all’aria.
B) Reazioni degli ioni Cr3+
1) Pesare l’allume di cromo e calcolare il volume di acqua necessaria per preparare una soluzione
0,08 M del sale. In una beuta, scaldare l’acqua necessaria portandola alla temperatura di 40-50°C
(attenzione a non superare tale temperatura!); nel frattempo, polverizzare l’allume di cromo in
un mortaio, introdurlo in un pallone e aggiungere subito l’acqua calda. Agitare fino a completa
dissoluzione.
2) In una provetta, a 4 ml di soluzione di allume di cromo aggiungere 1 ml di idrossido di sodio
(NaOH) 2 M ed agitare. Si forma un precipitato grigio-verde
3) Dividere la soluzione con il precipitato in due provette: alla prima aggiungere alcune gocce di
HCl concentrato; alla seconda aggiungere qualche goccia di NaOH 5 M. In entrambi i casi il
precipitato si scioglie.
Il Cr(III) forma idrossidi poco solubili:
Cr2(SO4)3 + 6NaOH → 2 Cr(OH)3↓ + 3 Na2SO4
L’idrossido di Cr(III) ha proprietà anfotere: è solubile sia in acidi che in basi. In presenza di un
eccesso di base, esso passa in soluzione, generando la specie: Cr(OH)4Cr(OH)3 + 3 HCl → CrCl3 + 3 H2O
Cr(OH)3 + NaOH → Na[Cr(OH)4] → NaCrO2+ 2 H2O
4) In una beutina a 2 ml di soluzione di allume di cromo aggiungere (sotto cappa) 8 ml di soluzione
di idrossido di ammonio (NH4OH) 6 M. Si forma un precipitato grigio-verde. Agitare la
soluzione a lungo e filtrarla: si ottiene un liquido rosso-violetto. In seguito fare bollire tale
liquido, ponendo la beuta su becco Bunsen, con retina spargifiamma: si forma un precipitato
grigio-verde e si ha liberazione di NH3.
Come molti altri metalli di transizione, il cromo forma degli aminocomplessi solubili, ma
instabili termicamente; trattando il solfato cromico con ammoniaca, si forma inizialmente
l’idrossido, che precipita e viene in seguito disciolto a causa della formazione del complesso
[Cr(NH3)6]3+
Cr2(SO4)3 + 6NH4OH → 2 Cr(OH)3↓ + 3 (NH4)2SO4
Cr(OH)3 + 6NH3 → [Cr(NH3)6]3+ + 3 OH[Cr(NH3)6]3+ + 3 H2O → Cr(OH)3↓ + 3NH3↑ + 3 NH4+
39
C) Reazioni del K2Cr2O7
1) In una beuta da 50 ml, porre ca. 10 ml di soluzione di dicromato di potassio 0,4 M (K2Cr2O7).
Trattare il liquido con una quantità di acido solforico concentrato pari ad una volta e mezza il
suo volume (l’acido deve essere aggiunto poco alla volta e con precauzione, mantenendo la
beuta sotto acqua corrente per ovviare al surriscaldamento).
2) Si separano cristalli rossi. Quando il liquido è freddo, filtrare alla pompa su imbuto Buchner
senza disco di carta. Il prodotto viene raccolto per le successive reazioni.
Acidificando il dicromato di potassio, si ha la formazione reversibile dell’acido da cui esso
deriva:
K2Cr2O7 + H2SO4 → H2Cr2O7 + K2SO4
H2Cr2O7 + H2O → 2 H2CrO4
Il prodotto finale è l’anidride cromica:
H2CrO4 → CrO3 + H2O
3) Sciogliere una piccola parte di cristalli rossi in acqua dentro un piccolo becker. La soluzione si
colora di rosso-arancio. Aggiungere goccia a goccia una soluzione di idrossido di sodio 5 M. La
soluzione si colora di giallo.
Neutralizzando l’acido cromico con una base, si formano i cromati gialli:
2 CrO3 + H2O → H2Cr2O7
H2Cr2O7 + 4 NaOH → 2 Na2CrO4 + 3 H2O
4) Mettere alcuni cristalli rossi in una provetta e, operando sotto cappa, aggiungere 2 ml di acido
cloridrico concentrato. Si libera un gas verde-pallido.
Il triossido di cromo è un potente ossidante:
2 CrO3 + 12 HCl → 3 CrCl3 + 6 H2O + 3 Cl2↑
40
Sintesi e reattività di cloruro mercurico (esperienza da svolgersi a coppie)
Reagenti: Hg, Cu, HCl, HNO3, Na2CO3 anidro, NaOH, KOH H2O2, NH4OH, KI, CuSO4, SO2,
H2SO3
Attrezzatura speciale: apparecchio per lo sviluppo di anidride solforosa
Rischi connessi a quest’esperienza: manipolazione di acidi e basi forti, utilizzo del bunsen,
manipolazione di sostanze volatili o gassose potenzialmente tossiche
Precauzioni: indossare i guanti, manipolare gli oggetti riscaldati ad alta temperatura
utilizzando le apposite pinze, svolgere sotto cappa tutte le manipolazioni di Hg metallico e le
reazioni suscettibili di sviluppare gas tossici
Finalità: scopo di quest’esperienza è la preparazione di un sale di mercurio a partire dal Hg
metallico e lo studio delle sue proprietà chimiche, che riflettono la natura parzialmente
covalente del legame chimico in esso presente.
A) Preparazione del cloruro mercurico HgCl2
1) Preparare l’acqua regia: sotto cappa, indossando guanti di protezione, mescolare in un becker 15
ml di acido nitrico concentrato (HNO3) con 45 ml di acido cloridrico concentrato (HCl).
Successivamente, sempre operando sotto cappa, introdurre 10 g di mercurio (densità = 13,6
g/ml) in un pallone da 100 ml e aggiungervi lentamente 50 ml della miscela dell’acqua regia
(operare con cautela: l’acqua regia è fortemente corrosiva!). Riscaldare su piccola fiamma,
agitando continuamente, sino a che tutto il mercurio non si è sciolto. Si ha evoluzione di vapori
rosso-bruni.
L’acqua regia è un potente ossidante, in grado di sciogliere anche i metalli più “nobili”:
HNO3 + 3 HCl → Cl2 + NOCl + 2 H2O
acqua regia
HNO3 + 3 HCl + Hg → HgCl2 + NOCl ↑ + 2 H2O
Si versa la soluzione in una capsula di porcellana e, sempre operando sotto cappa, si concentra a
fuoco diretto fino a quando non rimangono pochi ml di liquido; si tira quindi a secco, ponendo la
capsula su un bagnomaria con acqua bollente. Si pesa il cloruro mercurico così ottenuto.
2) Per cristallizzarlo, occorre preparare una soluzione di HgCl2 quasi satura. Sapendo che la sua
solubilità a 100°C è 55 g su 100 g di acqua, calcolare la quantità di acqua necessaria per
scioglierlo a quella temperatura e se ne aggiunge un eccesso del 10%.
Si scioglie il sale all’ebollizione nella quantità di acqua calcolata e si lascia raffreddare a
temperatura ambiente; si raccolgono i cristalli ottenuti, filtrando alla pompa su imbuto Buchner
coperto con un disco di carta. Si lavano con poca acqua e si lasciano seccare all’aria.
B) Reazioni di HgCl2
Per via secca
1) Mettere 0,5 g di HgCl2 in una provetta. Sotto cappa, scaldare alla fiamma del bunsen. Il sale
fonde (200°C) e poi dà un vapore (302°C) che si condensa in polvere bianca sulle pareti fredde
del tubo da saggio.
Il cloruro mercurico presenta un legame con spiccato carattere covalente: ciò giustifica il suo
basso punto di fusione e la facilità con cui sublima.
41
2) In un mortaio di porcellana mescolare 0,5 g di HgCl2 con 1,5 g di carbonato di sodio anidro
(Na2CO3). Introdurre la miscela in una provetta asciutta e, tenendola inclinata, scaldare al becco
bunsen sotto cappa. Si forma uno specchio metallico con delle goccioline sulle pareti.
Il carattere “nobile” del mercurio viene evidenziato dalla reazione con il carbonato di sodio:
scaldando energicamente il Hg(II), si riduce a spese dell’ossigeno:
∆
2 HgCl2 + 2 Na2CO3 → 2 Hg + 4 NaCl + 2 CO2 + O2
Per via umida
1) Sciogliere il rimanente cloruro mercurico in acqua (scaldando leggermente) dentro una beuta, in
modo da preparare una soluzione 0,5 N.
2) Preparare in una piccola beuta beuta 8 ml di soluzione di idrossido di sodio 5 M (NaOH) e
versarvi a poco a poco 8 ml di soluzione di cloruro mercurico. Si forma un precipitato giallo.
Lasciare decantare la soluzione e rimuovere il liquido soprastante il precipitato. Al precipitato
giallo aggiungere alcuni ml di acqua ossigenata (H2O2). Osservare la reazione che avviene.
Il mercurio, come l’argento, non forma idrossidi stabili:
HgCl2 + 2 NaOH → Hg(OH)2 + 2 NaCl
Hg(OH)2 → HgO↓ + H2O
giallo
Ed anche l’ossido può essere facilmente ridotto:
HgO + H2O2 → Hg + H2O + O2
3) In una provetta, mescolare 2 ml di idrossido di ammonio 2 M (NH4OH) con 2 ml di soluzione di
HgCl2. Si forma un precipitato bianco. Aggiungere alla soluzione qualche goccia di HCl
concentrato. Il precipitato si scioglie.
La tendenza del Hg a formare legami con carattere covalente è dimostrata dal particolare tipo
di aminocomplesso che forma:
HgCl2 + 2 NH3 → [HgNH2]Cl↓ + NH4Cl
precipitato bianco
infusibile
[HgNH2]Cl + HCl → HgCl2 + NH3
4) In un piccolo becker mescolare 40 cc di soluzione di HgCl2 con 10 ml di soluzione 0,5 M di
ioduro di potassio (KI). Si forma un precipitato rosso. Filtrare su carta il precipitato e lavarlo
bene con acqua. Con la punta di una bacchetta di vetro prelevare una piccola quantità di
precipitato rosso ed introdurlo in un tubo da saggio asciutto; tenendo inclinato il tubo, riscaldarlo
alla fiamma del bunsen. Si ha fusione del sale (223°C) e formazione di cristalli rombici gialli. A
temperatura ambiente si riottengono lentamente cristalli rossi (la trasformazione è più rapida se
si sfregano i cristalli con una bacchetta di vetro).
Con lo iodio, Hg(II) forma un precipitato:
HgCl2 + 2 KI → HgI2↓ + 2 KCl
∆
HgI2 ←→ HgI2
Rosso
Giallo
42
5) Il rimanente precipitato rosso viene trattato in una piccola beuta con alcuni ml di soluzione 0,5 M
di ioduro di potassio (KI) e 0,5 g di KI cristallino. Il precipitato si scioglie.
Si preleva 1 ml di questa soluzione, si basifica con qualche goccia di KOH 0,5 M e si aggiunge
una goccia di soluzione di idrossido di ammonio 2 M. Si forma un precipitato bruno.
Il solido rosso può essere disciolto attraverso la formazione di complessi:
HgI2 + KI ↔ K[HgI3]
K[HgI3] + KI ↔ K2[HgI4]
K[HgI3] e K2[HgI4] sono incolori. Mescolando K[HgI3] con KOH si ottiene il reattivo di
Nessler, sensibilissimo all’ammoniaca:
2 K[HgI3] + 3 KOH + NH3 → OHg2NH2I ↓ + 5 KI + 2 H2O
giallo
6) Al resto della soluzione nella beutina si aggiungono 2 ml di soluzione 0,5 M di solfato di rame
(CuSO4). Si addiziona ca. 1 ml di soluzione di SO2 in acqua (H2SO3), disponibile in reagentario.
Si forma un precipitato rosso
Con alcuni cationi dei metalli di transizione, gli iodomercurati formano complessi
mercurometallici, come ad es., con il Cu(I). Lo ione rameoso, molto instabile all’ossidazione,
viene generato sfruttando l’azione riducente della SO2 (che viene ossidata a H2SO4) ed utilizzato
immediatamente:
2 CuSO4 + SO2 + 2 H2O → Cu2SO4 + 2 H2SO4
2 Cu+ + [HgI4]2- → Cu2[HgI4] ↓
lacca rossa
7) In una piccola beuta si mescolano 5 ml di acido solforoso (H2SO3, disponibile in reagentario) con
due gocce di soluzione di HgCl2. Si scalda a lungo su bagno di acqua bollente. Si forma un
precipitato bianco.
L’acido solforoso è instabile e le sue soluzioni devono essere preparate poco prima dell’uso,
facendo gocciolare acido solforico su solfito di sodio, in modo da spostare l’acido dal suo sale.
Si sviluppa SO2, che viene fatta gorgogliare in acqua e genera l’acido corrispondente. Esso
riduce Hg(II) a Hg(I), che forma sali meno solubili:
2 HgCl2 + H2SO3+ H2O → Hg2Cl2 ↓ + H2SO4 + 2 HCl
Calomelano
8) In 10 ml di soluzione di HgCl2 si immerge una lamina di rame ben pulita: si deposita una patina
nera che, sfregata con carta da filtro, forma uno specchio lucente.
Il mercurio è più nobile del rame, quindi i suoi sali vengono ridotti da quest’ultimo:
Cu + HgCl2 → CuCl2 + Hg
Il mercurio, così prodotto, è in grado di formare una lega (amalgama) con il rame metallico, da
cui la formazione di uno specchio argenteo per sfregamento della superficie della lamina di Cu.
43
Reagentario
Acidi e basi
Acido cloridrico
Acido nitrico
Acido solforico
Acido solforoso
Acido acetico glaciale
Acido ossalico
Idrossido di potassio
Idrossido di sodio
Idrossido di ammonio
Idrossido di bario
Ossido di calcio
Anidride solforosa
Indicatori
HCl
HNO3
H2SO4
H2SO3
CH3COOH
H2C2O4
KOH
NaOH
NH4OH
Ba(OH)2
CaO
SO2
metilarancio
fenolftaleina
blu di bromotimolo
allume ferrico
Soluzioni tampone acide e basiche
Sali
Cloruro di sodio
Cloruro di potassio
Cloruro di calcio
Cloruro di piombo
Cloruro ferrino
Cloruro d’ammonio
Bromuro di sodio
Bromuro di potassio
Ioduro di potassio
Nitrato di bario
Nitrato ferrino
Nitrato di piombo(II)
Nitrato di sodio
Nitrato d’argento
Nitrato di rame(II)
Nitrato di zinco
Bicarbonato di sodio
Carbonato di sodio
Carbonato d’ammonio
Carbonato di calcio
Solfato di zinco
Solfato ferroso
Solfato di rame(II)
Tiocianato di potassio
NaCl
KCl
CaCl2
PbCl2
FeCl3
NH4Cl
NaBr
KBr
KI
Ba(NO3)2
Fe(NO3)3
Pb(NO3)2
NaNO3
AgNO3
Cu(NO3)2
Zn(NO3)2
NaHCO3
Na2CO3
(NH4)2CO3
CaCO3
ZnSO4
FeSO4
CuSO4
KSCN
44
Solfuro di sodio
Acetato di sodio
Ossalato di ammonio
Na2S
CH3COONa
(NH4)2C2O4
Ossidanti
Dicromato di potassio
Acqua di bromo
Acqua di cloro
Iodio
Perossido di idrogeno
K2Cr2O7
I2
H2O2
Metalli
Pb metallico
Fe metallico
Cu metallico
Hg metallico
Zn metallico
Composti organici
Tetracloruro di carbonio
Alcol etilico
CCl4
CH3CH2OH
45
Soluzioni presenti nel reagentario
Acido cloridrico concentrato
Soluzione d =1,189 g/ml al 37,9 % in peso
Acido nitrico concentrato
Soluzione d =1,386 g/ml al 62,44 % in peso
Acido solforico concentrato
Soluzione d =1,845 g/ml al 96 % in peso
Acido acetico glaciale
Soluzione d =1,05 g/ml al 100 % in peso
Acido solforoso
Soluzione ca. 1,8 N di H2SO3 (ca. 152 g/l). Si
prepara saturando acqua distillata con anidride
solforosa. Il reattivo deve essere di recente
preparazione
Idrossido di ammonio concentrato
Soluzione d =0,892 g/ml al 30% in peso
Acqua ossigenata
Soluzione al 3% in peso di perossido di idrogeno
H2O2
Acqua di bromo
Soluzione satura (a 25°C 3,4 g Br2 su 100 g di
soluzione)
Acqua di cloro
Soluzione satura (a 25°C 0,64 g Cl2 su 100 g di
soluzione)
Soluzione di iodio
Soluzione 0,1N di iodio in soluzione al 2% di
ioduro potassico (12,7 g di I2 e 20 g KI per litro)
Soluzione 0,1 M di AgNO3
Soluzione satura di Ba(OH)2
Soluzione di K2Cr2O7 0,4 M
Soluzioni da preparare
Acqua regia
Acido cloridrico diluito
Acido nitrico diluito
Acido solforico diluito
Acido acetico diluito
Idrossido di ammonio diluito
Miscela di acido cloridrico e acido nitrico nel
rapporto di 3 parti di HCl conc. per 1 parte di
HNO3 conc.
Soluzione HCl 2 M
Soluzione HNO3 4 M
Soluzione H2SO4 1 M
Soluzione CH3COOH 2 M
Soluzione NH4OH 2 M
46
Pesi atomici e molecolari delle sostanze in uso
HCl
HNO3
CH3COOH
H2SO4
H2SO3
H2C2O4
NaOH
NH3
SO2
NaCl
NaBr
NaHCO3
Na2CO3
Na2S
NaNO3
CH3COONa
KSCN
KCl
KBr
KI
KOH
CaCl2
CaO
Ba(NO3)2
Ba(OH)2
Pb
PbCl2
Pb(NO3) 2
Fe
Fe(NO3) 3⋅ 9H2O
FeCl3
FeSO4⋅ 7H2O
K2Cr2O7
AgNO3
Cu
CuSO4⋅ 5H2O
Cu(NO3) 2⋅ 3H2O
(NH4)2C2O4⋅ H2O
(NH4)2CO3
NH4Cl
Hg
Zn
Zn(NO3) 2⋅ 6H2O
ZnSO4
H2O2
36,46
63,01
60,05
98,08
82,08
90,04
40,00
17,03
64,06
58,44
102,9
84,01
106,0
78,05
85,00
82,04
97,18
74,55
119,0
166,0
56,11
111,0
56,08
261,3
315,5
207,2
278,1
331,2
55,84
404.00
162,2
151,9
294,2
170,0
63,55
249,7
241,60
142,12
94.08
53,49
200,6
65,39
297,48
161,5
34,02
47
Gruppi di lavoro e assegnazione posti I TURNO
NOMINATIVO
1 AGRAMONTE
SANCHEZ
2 AGU'
MASIEL
Posto
n°
1
Gruppo
26 CAVALLO
ELISA
40
A
27 CAVANNA
DANIELE
41
F
28 CECCARINI
CARLOTTA
43
“
MAURIZIO
2
“
29 CHIONETTI
FABRIZIO
44
“
3 AVATANEO
OTTAVIA
3
“
30 COLANGELO
45
“
4 BADOLATO
FABRIZIO
6
“
31 CORONA
ELENA
LAURA LUISA
ALESSANDRA
47
“
5 BALDASSARR
MICHELE
8
“
32 CRAVANZOL
SARA
48
G
DANIELE
9
B
33 CURCIO
MARCO
92
“
7 BARDELLI
LORENZO
10
“
34 D'ALOIA
DEBORAH
94
“
8 BARLETTA
SIMONE
11
“
35 D'AMELIO
49
“
9 BELLONIO
LORENA
13
“
36 DEGENNARO
MARIA
GRAZIA
FABIO
50
“
10 BELTRAME
VALENTINA
15
“
37 DI PUMPO
ANTONIETTA
52
H
11 BENEDETTINI
FRANCESCA
18
C
38 D'IMPERIO
VERONICA
54
“
12 BERARDO
ENRICO
19
“
39 DIVOTTI
FEDERICA
55
“
13 BERGOGLIO
MONICA
21
“
40 DURANDO
ANDREA
56
“
14 BIGINELLI
IVAN
23
“
41 FERRERO
CINZIA
59
“
15 BISSACCA
EUGENIO
24
“
42
60
I
16 BOBBIO
MARCO
26
D
43
62
“
17 BOSCO
MARCO
27
“
44
63
“
18 BUNINO
CHIARA
28
“
45
74
“
19 CAGNINA
STEFANIA
30
“
46
75
“
20 CAMBARERI
SERENA
31
“
47
67
“
21 CAPUTO
MARIA PIA
32
E
48
71
22 CARDALANA
PAOLO
34
“
49
72
23 CARINGELLA
ROSALINDA
36
“
50
73
24 CASTRONUO
FRANCESCO
38
“
GIORGIA
39
“
E
6 BALZANO
A
VO
25 CAVAGNERO
48
Gruppi di lavoro e assegnazione posti II TURNO
NOMINATIVO
25 MERALDI
CHIARA
39
A
26 MESSA
MANUELA
40
ALESSANDR
A
MARCO
41
F
43
“
Posto
n°
1
Gruppo
“
1 FERRERO
FEDERICA
2 FERRO
VALENTINA
2
“
27 MIRACCO
3 FULGHESU
FEDERICA
3
“
28 MUROLO
4 GALLO
ANNA
6
“
29 NILO
ANDREA
44
“
5 GALLO
BARBARA
8
“
30 NUCERA
MATTEO
45
“
6 GAUDINO
JESSICA
9
B
31 OLIVERO
FABIO
47
“
7 GAVRIS
ANISOARA
RODICA
MARIA
10
“
32 OPPEDISANO
ALBERTO
48
G
11
“
33 ORSALLA
MICHELE
92
“
DAVOOD
13
“
34 PADOAN
ELIO
94
“
10 GIORGIO
VALERIA
15
“
35 PAGLIA
FABRIZIO
49
“
11 GIOVANDO
ELENA
18
C
36 PAOLINI
EMANUELE
50
“
12 GULINO
ALESSIA
19
“
37 PELLEGRINO
MARCELLO
52
H
13 HABIB
HAJAR
21
“
38 PERSICO
DAVIDE
54
“
39 PISANI
ILARIA
55
“
8 GENTILE
9 GHANI
EDDINE
14 LAGANA'
ALESSIA
FEDERICA
ANDREA
23
“
40 RAVERA
STEFANO
56
“
24
“
41 REGINATO
59
“
16 LENTI MUSIO
SARA
26
D
NOEMI
BARBARA
42
60
I
17 LILA
ERIOLA
27
“
43
62
“
18 LIZZI
FEDERICO
28
“
44
63
“
19 MANSUETO
BATTISTA
GIUSEPPE
NOEMI
30
“
45
74
“
31
“
46
75
“
21 MARINACCIO
ELISABETTA
32
E
47
67
“
22 MARSICOVET
ILARIA
34
“
48
71
CHIARA
36
“
49
72
ARIANNA
38
“
50
73
15 LAMBERTO
20 MARENGO
ERE
23 MARTANO
24 MASSAIOLI
Gruppi di lavoro e assegnazione posti III TURNO
NOMINATIVO
25 TORTELLO
DARIO
39
A
26 TOSCANI
ANITA
40
Posto
n°
1
Gruppo
“
1 REGOLO
SALVATORE
2 RIBERO
MICHELE
2
“
27 TOSCO
ANDREA
41
F
3 RINALDI
LAURA
3
“
28 TRENTO
43
“
4 RIZZO
ANDREA
6
“
29 TURONE
VIRGINIA
BRUNA
VALENTINA
44
“
5 ROLANDO
MANUELA
8
“
30 VIGNOLO
CHIARA
45
“
6 ROLLE
RICCARDO
9
B
31 VINDROLA
STEFANO
47
“
7 ROMANIELL
FRANCESCO
10
“
32 VIOLA
ANDREA
48
G
33 VIRARDI
ROBERTO
92
“
O
8 ROSATO
VALENTINA
11
“
34 VOTA
FEDERICO
94
“
DEBORAH
13
“
35 ZAMBITO
ELENA
49
“
10 RUBINO
ILARIA
15
“
36 VERTOLO
LILIANA
50
“
11 RUCCI
MARTA
18
C
37 SGARBOSSA
SPERANZA
52
H
12 SARACINO
STEFANO
19
“
38 KUKAJ
EDISONA
54
“
13 SARTI
ROBERTA
21
“
39 CACA'
LUIS
55
“
14 SCAGLIONE
MARTA
23
“
40 BORASO
ANDREA
56
“
15 SCHIVO
ALESSANDRO
24
“
41 MADDALEN
ANNA
59
“
16 SERRA
FEDERICA
26
D
42
60
I
43
62
“
44
63
“
45
74
“
9 ROVICONE
17 SESTI
ANDREA
27
“
18 SODANO
MARCELLA
28
“
19 SPINAZZOL
ANTONELLA
30
“
A
20 STANESCU
O
ANGELICA
RAMONA
ALMA
31
“
46
75
“
32
E
47
67
“
CRISTINA
34
“
48
71
23 TOMASELLI
ELISA
36
“
49
72
24 TOMASSONI
ALBERTO
38
“
50
73
21 TERRANEGR
A
22 TESIO
Calendario del laboratorio
Lunedì 29 gennaio alle ore 14 in Magna: lezione sulla sicurezza in laboratorio (obbligatoria
per tutti)
I TURNO - Consegne: 29 gennaio 2007 h.16
Laboratorio: dal 30 gennaio al 7 febbraio 2007 – tutti i pomeriggi dalle 14.00 alle 18.00 –
Consegne finali: giovedì 8 febbraio 2007 h.14
II TURNO - Consegne: giovedì 8 febbraio 2007 h.16
Laboratorio: dal 9 al 19 febbraio 2007 – tutti i pomeriggi dalle 14.00 alle 18.00 – Consegne finali:
martedi 20 febbraio 2007 h.14
III TURNO - Consegne: martedi 20 febbraio 2007 h.16
Laboratorio: dal 21 febbraio al 1 marzo 2007 – tutti i pomeriggi dalle 14.00 alle 18.00 – Consegne
finali: venerdi 2 marzo h.16
Venerdì 2 marzo alle ore 14 in Aula Magna: correzione schede didattiche (obbligatoria per
tutti)
I TURNO
Lunedi 29/1
Martedi 30/1
Mercoledì 31/1
Giovedì 1/02
Venerdi 2/2
Lunedi 5/2
Martedì 6/2
Mercoledì 7/2
Giovedì 8/2
II TURNO
Giovedì 8/2
Venerdi 9/2
Lunedì 12/2
Martedì 13/2
Mercoledì 14/2
Giovedi 15/2
Venerdi 16/2
Lunedì 19/2
Martedì 20/2
II TURNO
Martedì 20/2
Mercoledì 21/2
Giovedì 22/2
Venerdi 23/2
Lunedì 26/2
Gruppi A-D-G
Gruppi B-E-H
Gruppi C-F-I
LEZIONE SICUREZZA h.14 + CONSEGNE I turno h.16
Equilibri acido-base (A-D) Equilibri solubilità (A-D)
Equilibri acido-base (A-D)
Equilibri acido-base (G-M) Equilibri acido-base (A-D) Equilibri acido-base (G-M)
Equilibri solubilità (A-D)
Equilibri acido-base (G-M) Equilibri solubilità (A-D)
Reazioni di ossidoriduzione Preparazione dell’allume di Reazioni di ossidoriduzione
(A-D)
cromo (A(I parte) e C)
(A-D)
Cristallizzazione frazionata Preparazione dell’allume di Preparazione dell’allume di
cromo (A(I parte) e C)
cromo (A(II parte) e B)
Preparazione dell’allume di Cristallizzazione frazionata Preparazione dell’allume di
cromo (A(II parte) e B)
cromo (A(I parte) e C)
Preparazione dell’allume di Reazioni di ossidoriduzione Cristallizzazione frazionata
cromo (A(II parte) e B)
(A-D)
CONSEGNE I turno h.14
Gruppi A-D-G
Gruppi B-E-H
Gruppi C-F-I
CONSEGNE II turno h.16
Equilibri acido-base (A-D) Equilibri solubilità (A-D)
Equilibri acido-base (A-D)
Equilibri acido-base (G-M) Equilibri acido-base (A-D) Equilibri acido-base (G-M)
Equilibri solubilità (A-D)
Equilibri acido-base (G-M) Equilibri solubilità (A-D)
Reazioni di ossidoriduzione Preparazione dell’allume di Reazioni di ossidoriduzione
(A-D)
(A-D)
cromo (A(I parte) e C)
Cristallizzazione frazionata Preparazione dell’allume di Preparazione dell’allume di
cromo (A(II parte) e B)
cromo (A(I parte) e C)
Preparazione dell’allume di Cristallizzazione frazionata Preparazione dell’allume di
cromo (A(I parte) e C)
cromo (A(II parte) e B)
Preparazione dell’allume di Reazioni di ossidoriduzione Cristallizzazione frazionata
cromo (A(II parte) e B)
(A-D)
CONSEGNE II turno h.14
Gruppi A-D-G
Gruppi B-E-H
Gruppi C-F-I
CONSEGNE III turno h.16
Equilibri acido-base (A-D) Equilibri solubilità (A-D)
Equilibri acido-base (A-D)
Equilibri acido-base (G-M) Equilibri acido-base (A-D) Equilibri acido-base (G-M)
Equilibri solubilità (A-D)
Equilibri acido-base (G-M) Equilibri solubilità (A-D)
Reazioni di ossidoriduzione Preparazione dell’allume di Reazioni di ossidoriduzione
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Martedi 27/2
Mercoledì 28/2
Giovedì 1/3
Venerdi 2/3
(A-D)
cromo (A(I parte) e C)
(A-D)
Cristallizzazione frazionata Preparazione dell’allume di Preparazione dell’allume di
cromo (A(II parte) e B)
cromo (A(I parte) e C)
Preparazione dell’allume di Cristallizzazione frazionata Preparazione dell’allume di
cromo (A(I parte) e C)
cromo (A(II parte) e B)
Preparazione dell’allume di Reazioni di ossidoriduzione Cristallizzazione frazionata
cromo (A(II parte) e B)
(A-D)
CORREZIONE SCHEDE h.14 + CONSEGNE III turno h.16
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