Indicatore al cavolo rosso
Lug04

Indicatore al cavolo rosso

Gli indicatori utilizzati in tutti i tipi di titolazioni hanno in genere nomi complicati e strutture complesse e vengono ottenuti tramite reazioni di sintesi al punto che spesso vengono acquistati direttamente dalle case produttrici. Si può tuttavia realizzare un indicatore acido-base in modo piuttosto semplice usando il cavolo rosso dal cui estratto si ottiene una specie che è sensibile alle variazioni di pH e può essere utilizzato quale indicatore in quanto, varia il suo colore a seconda dell’ambiente in cui si trova. Questo indicatore viene spesso preparato in laboratorio soprattutto a scopo dimostrativo per avvicinare gli studenti al magico mondo della chimica. Per realizzare questo indicatore basta infatti tritare le foglie di ¼ di cavolo rosso e, dopo averle pestate in un mortaio aggiungere acqua distillata. La poltiglia viene messa in un becker e viene riscaldata lentamente fino alla temperatura di 50°C per 10-15 minuti ovvero fino a che l’acqua non assume una colorazione intensa rosso-porpora. Dopo che è avvenuto il riscaldamento si filtra e si conserva la soluzione filtrata in un recipiente tappato e al riparo dalla luce. L’estrazione può essere effettuata anche con una soluzione di metanolo in cui è presente HCl all’1% v/v o con acetone. Il particolare colore del cavolo rosso è dovuto alla presenza di antocianine che sono caratterizzate da una struttura di base complessa che prende il nome di catione flavilio costituito da una molecola di benzene fusa con una di pirano a cui è legato un gruppo fenilico; in posizione R/3 e/o in posizione R/4 è presente un gruppo glicosidico come D-glucosio, L-ramnosio, L-arabinosio o D-galattosio. La struttura presenta un’alternanza di legami singoli e doppi che determina la coniugazione dei gruppi cromofori e quindi la presenza di colore. Le antocianine sono pigmenti idrosolubili e, una volta sciolte in soluzione acquosa, danno diverse colorazioni a seconda del pH. Sebbene questo indicatore venga ottenuto in una maniera così semplice, esso è molto sensibile al pH ed è rosso in soluzioni acide, porpora o violetto in soluzioni neutre e blu, verde o giallo all’aumentare del...

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Acido fluoridrico
Giu29

Acido fluoridrico

Il fluoruro di idrogeno è un gas a temperatura ambiente che quando si trova in soluzione acquosa prende il nome di acido fluoridrico. L’acido fluoridrico è uno dei più semplici acidi inorganici ed ha formula HF; stante l’elevata differenza di elettronegatività tra idrogeno e fluoro è una molecola polare con un elevato carattere ionico e un elevato momento dipolare pari a 1.86 D. In fase vapore il fluoruro di idrogeno oltre gli 80°C si presenta monomerico ma a temperature minori si associa in oligomeri e piccoli polimeri anche di tipo ciclico a causa dei legami a idrogeno intermolecolari. Grazie ai legami a idrogeno il fluoruro di idrogeno ha un punto di ebollizione maggiore rispetto agli altri acidi alogenidrici che, pur avendo un peso molecolare maggiore, non formano legami a idrogeno. L’acido fluoridrico è un buon solvente delle molecole polari ed è usato sia perché evapora facilmente dai prodotti di reazione sia perché non è un agente ossidante. Esso non è un buon solvente di sali, ad eccezione dei fluoruri, in quanto non è in grado di solvatare i cationi. Analogamente all’acqua, l’acido fluoridrico dà luogo ad autoionizzazione secondo la reazione: 2 HF ⇄ H2F+ + H+ con formazione dello ione fluoronio e dello ione fluoruro. Quest’ultimo viene a sua volta solvatato da HF per dare una serie di sali tra cui lo ione difluoruro: F– + HF ⇌ HF2– L’acido fluoridrico è un acido debole ed è caratterizzato da proprietà particolari che lo differenziano dagli altri acidi essendo altamente corrosivo, molto reattivo, pericoloso e incompatibile con molti materiali come il vetro, ceramica, gomma e alcuni metalli. E’ molto tossico sia per inalazione della forma gassosa sia per contatto con le sue soluzioni acquose. Sebbene non sia infiammabile dalla sua reazione con i metalli si forma H2 che è estremamente infiammabile. Il fluoruro di idrogeno viene ottenuto dalla fluorite minerale contenente il fluoruro di calcio in quantità che va dal 20 all’80%. A una temperatura di circa 300°C dalla reazione tra fluoruro di calcio e acido solforico si ottengono fluoruro di idrogeno e solfato di calcio: CaF2 + H2SO4 ⇄ 2 HF + CaSO4 Nell’impianto di produzione viene aggiunto acido solforico in modo da spostare verso destra l’equilibrio. Il gas viene separato dai solidi e ulteriormente trattato con acido solforico per ottenerlo anidro. Acido fluoridrico viene utilizzato nella sintesi di fluoroclorocarburi come nel caso della reazione tra tetracloruro di carbonio e fluoruro di idrogeno in presenza di un catalizzatore come il tetracloruro di antimonio: 2 CCl4 + 3 HF → CCl2F2 + CCl3F + 3 HCl L’acido fluoridrico è una importante materia prima per numerosi prodotti industriali e commerciali come prodotti per la refrigerazione...

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Quarzo
Giu23

Quarzo

Il quarzo era noto e apprezzato fin dall’antichità e fu citato da Teofrasto intorno al 300 a.C. con il nome di κρύσταλλος che significa cristallo. Il quarzo è un minerale molto comune costituito da biossido di silicio a struttura cristallina trigonale costituita da tetraedri silicio-ossigeno uniti tra loro per i 4 vertici. Il biossido di silicio si trova in non meno di 13 modificazioni strutturali accomunate, tuttavia, da alcune proprietà tra cui la presenza di unità SO4. Il quarzo può presentarsi incolore se è puro come nel caso del cristallo di rocca o in una varietà di colorazioni come nel caso dell’ametista, citrino, occhio di tigre che appartengono alla famiglia dei quarzi macrocristallini o calcedonio, agata, corniola e onice che hanno struttura criptocristallina. Il quarzo può trovarsi in ambienti geologici diversi e le sue caratteristiche dipendono dalle condizioni in cui si è formato. A temperatura ambiente il biossido di silicio in tutte le sue forme è dotato di inerzia chimica e non tende a reagire con altre sostanze anche a temperature relativamente elevate e per questo motivo il silica glass o vetro libico viene usato per apparecchiature chimiche di laboratorio. Il biossido di silicio non è attaccato dagli acidi ad eccezione dell’acido fluoridrico che dà luogo inizialmente alla formazione di tetrafluoruro di silicio secondo la reazione: SiO2 + 4 HF → SiF4 + 2 H2O Il tetrafluoruro di silicio reagisce ulteriormente con l’acido fluoridrico per dare l’acido idrofluorosilicico secondo la reazione: SiF4 + 2 HF → H2SiF6 Il biossido di silicio viene attaccato dalle basi come l’idrossido di potassio e la velocità della reazione dipende dalle dimensioni del cristallo e dal suo stato: il quarzo cristallino si solubilizza molto lentamente anche a caldo mentre il quarzo amorfo si solubilizza rapidamente anche a temperatura ambiente secondo la reazione: SiO2 + 2 KOH → K2SiO3 + H2O Il biossido di silicio si solubilizza in carbonato di sodio o di potassio allo stato fuso per formare i silicati: SiO2 + K2CO3 → K2SiO3 + CO2 Alle alte temperature in determinate condizioni ambientali il quarzo si comporta da acido e reagisce con specie alcaline presenti nei minerali; ad esempio la wollastonite si forma in ambienti metamorfici dalla reazione tra quarzo e calcite alla temperatura di circa 600°C: 3 SiO2 + 3 CaCO3 → Ca3Si3O9 + 3 CO2 Dal quarzo può essere ottenuto il silicio per riduzione del biossido di silicio in presenza di carbonio in una reazione endotermica che avviene a circa 2000°C: SiO2 + 2 C → Si + 2 CO Il legame silicio-ossigeno è più forte rispetto al legame carbonio-ossigeno pertanto necessita di energia per avvenire ed inoltre l’equilibrio tende a spostarsi...

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Eruzione vulcanica in laboratorio
Giu17

Eruzione vulcanica in laboratorio

Sebbene la chimica sia il frutto di uno studio attento e appassionato e di sacrifici quotidiani molti si appassionano al suo mondo entrando in sintonia con essa tramite reazioni spettacolari. E’ ovvio ciascuna reazione ha una storia a sé e per conoscerla e spiegarla spesso sono necessarie ore di studio appassionato ma descrivere come essa avvenga può costituire un modo per coinvolgere quanti vedono nella chimica una disciplina ostica e difficile. Una delle reazioni che desta stupore e interesse è la formazione di un vero e proprio vulcano al punto che i video ad essa relativa impazzano sul web. Questa reazione tuttavia non solo è pericolosa ma utilizza una sostanza che è tossica, esplosiva, pericolosa per l’ambiente, nociva a contatto con la pelle e potenzialmente cancerogena. Appare quindi scontato che non deve essere realizzata da persone inesperte e deve avvenire sotto cappa aspirante e pertanto non deve essere mai fatta in ambienti fuori da un attrezzato laboratorio chimico. La sostanza di cui si è parlato è il bicromato di ammonio (NH4)2Cr2O7 che è un sale dell’idrossido di ammonio e dell’acido cromico che si presenta sotto forma cristallina di colore arancione. Nel bicromato di ammonio il cromo si presenta nel suo massimo stato di ossidazione +6 mentre l’azoto esibisce il suo stato di ossidazione più basso -3 pertanto è un composto poco stabile e reattivo che si decompone con facilità come altre specie come il nitrato di ammonio, il perclorato di ammonio e il clorato di ammonio. In tutti questi sali infatti l’anione ha un atomo nel suo più alto stato di ossidazione in grado quindi di ossidare l’atomo di azoto presente nello ione ammonio e viceversa. Nel caso del bicromato di ammonio l’azoto viene ossidato a azoto molecolare passando da numero di ossidazione -3 a 0 mentre il cromo viene ridotto a cromo (III) passando da + 6 a +3 secondo la seguente reazione: (NH4)2Cr2O7(s) →  N2(g)+ Cr2O3(s) + 4 H2O(g) Per la quale ΔH° = – 325.6 kJ/mol quindi da 1 mole di bicromato di ammonio corrispondente a 252.07 g si sviluppano 325.6 kJ. Questa reazione di decomposizione termica viene innescata da una fiamma e procede fino a completezza producendo l’effetto di un’eruzione vulcanica con sviluppo di gas che scuotono l’ossido di cromo (III) formatosi che occupa un volume maggiore rispetto al bicromato di ammonio iniziale. Calore, gas, scintille contribuiscono all’effetto coreografico della...

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Disidratazione del saccarosio
Giu14

Disidratazione del saccarosio

Tra le tante reazioni che avvengono in modo plateale destando lo stupore di tutti vi è la disidratazione del saccarosio. Premesso che tale reazione, altamente esotermica, non va fatta in casa in quanto l’acido solforico concentrato deve essere maneggiato solo da un esperto, viene descritto oltre all’effetto visibile in molti filmati che girano sul web anche le reazioni implicate. La reazione viene effettuata mettendo 100 g di saccarosio, il comune zucchero da cucina, in un beaker a cui vanno aggiunti 100 mL di acido solforico concentrato. Mano a mano che l’acido scende verso il basso lo zucchero inizia a diventare giallo e, dopo mescolamento, si forma una sostanza nera che si espande e, se il beaker è di dimensioni adatte fuoriesce da esso. L‘acido solforico  è un forte disidratante e questa proprietà è relazionata, da un punto di vista termodinamico, alla grande variazione di energia che si ha quando esso viene idratato. Il calore di disidratazione del saccarosio può essere calcolato considerando il calore di combustione del saccarosio: C12H22O11(s)  + 12 O2(g) → 12 CO2(g) + 11 H2O(l)  ΔH°comb = – 5640.9 kJ/mol  (1) e il calore di formazione del biossido di carbonio: C + O2 → CO2   ΔH°f = – 393.5 kJ/mol  (2) Per calcolare la variazione di entalpia della reazione: C12H22O11(s) → 12 C(grafite) + 11 H2O(l) Moltiplichiamo, per la legge di Hess, la reazione (2) per 12 ottenendosi: 12 C(s) + 12 O2(g)  → 12 CO2(g)   ΔH°f = 12( – 393.5) = – 4722 kJ Per la reazione 12 CO2(g) → 12 C(s) + 12 O2(g)  ΔH°f = + 4722 kJ  (3) Sommando la (1) e la (3) e semplificando si ottiene la reazione desiderata C12H22O11(s) → 12 C(grafite) + 11 H2O(l) Per la quale ΔH°rxn = – 5640.9 + 4722 = – 918.9 kJ/mol Partendo da 0.20 moli di saccarosio ovvero da circa 68 g il calore sviluppato è 0.20 ∙ 918.9 = 183.8 kJ e si ottengono 11 ∙ 0.2 = 2.2 moli di acqua L’acqua formata dalla disidratazione dello zucchero diluisce l’acido solforico liberando calore: H2SO4 ∙ n H2O + m H2O → H2SO4 ∙ n1 H2O Dove n1= n + m Per l’acido solforico concentrato n = 0.11 quindi n1= 0.11 + 2.2 = 2.3 sempre nel caso in cui le moli di saccarosio siano 0.2. Dalla tabella dei valori della variazione di entalpia di formazione relativi a H2SO4∙ n H2O con n rispettivamente pari a 0.11 e 2.3 si ha: ΔH°for(H2SO4∙ 0.11 H2O = – 814.87 kJ/mol ΔH°for(H2SO4∙ 2.3 H2O = – 855.36 kJ/mol Si può calcolare il calore di diluizione della reazione che vale – 855.36 – ( – 814.87) =...

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Reazione di Old Nassau o di Halloween
Giu11

Reazione di Old Nassau o di Halloween

La reazione di Old Nassau anche nota come reazione di Halloween fu scoperta da alcuni studenti dell’Università di Princeton. A tale reazione fu dato il nome di Old Nassau  con cui viene detta la nota Università mentre viene anche detta reazione di Halloween in quanto i colori che si manifestano sono l’arancio e il nero. La reazione di Old Nassau è una tipica reazione oscillante in cui una soluzione assume diverse colorazioni avvenendo in più stadi. Per realizzare questa reazione occorre mescolare disporre di tre beaker da 250, 400 e 600 mL rispettivamente. Nel primo beaker vengono mescolati65 mL di una soluzione di solfito acido di sodio NaHSO3 0.25 M e 85 mL di una soluzione di salda d’amido. Nel secondo beaker vengono posti 150 mL di una soluzione 0.01 M di HgCl2. Nel terzo beaker vengono messi 110 mL di una soluzione di KIO3 0.10 M e 40 mL di acqua deionizzata. Il contenuto dei primi due beaker viene mescolato e rapidamente aggiunto nel terzo beaker. Nel primo stadio della reazione gli ioni iodato vengono ridotti dall’idrogenosolfito secondo la reazione di ossidoriduzione: IO3– +3 HSO3– → I– + 3 SO42- + 3 H+ Nel secondo stadio lo ioduro formatosi reagisce con lo ione Hg2+ per dare un precipitato di ioduro di mercurio (II) di color arancione: Hg2+ + 2 I– → HgI2↓ Dopo la precipitazione di tutto lo ione Hg2+ nel terzo stadio l’eccesso di ioduro reagisce con lo iodato in una reazione di comproporzione con formazione di iodio: IO3– +5 I– + 6 H+ →3 I2 + 3 H2O Lo iodio formatosi nella reazione reagisce nel quarto stadio con la salda d’amido per dare una tipica colorazione blu scurissimo  ...

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