Determinazione dei fosfati nelle acque
Apr13

Determinazione dei fosfati nelle acque

Nell’acqua potabile non sono presenti, di norma, i fosfati ma essi possono essere rinvenuti nelle acque di fiumi, laghi o nell’acqua di mare a causa dell’inquinamento da detersivi, concimi, antiparassitari o scarichi urbani o industriali. La loro presenza, specie se in misura eccessiva, può portare al fenomeno dell’eutrofizzazione ovvero alla proliferazione di alghe microscopiche che non vengono smaltite dai consumatori primari con aumento del consumo globale di ossigeno che può portare alla morte dei pesci. La determinazione dei fosfati può essere effettuata per via spettrofotometrica usando una lunghezza d’onda di 650 nm. Reagenti: Eptamolibdato di ammonio tetraidrato. Viene preparata una soluzione in cui vengono fatti solubilizzare 25 g di eptamolibdato di ammonio tetraidato (NH4)6Mo4O24 ∙ 4 H2O in 175 mL di acqua deionizzata. Una seconda soluzione viene preparata aggiungendo 280 mL di acido solforico concentrato a 400 mL di acqua purificata e si aspetta che si raffreddi. A questa soluzione viene aggiunta la soluzione di eptamolibdato di ammonio e si diluisce fino al volume di 1 L. Cloruro di stagno (II). Viene preparata una soluzione solubilizzando 2.5 g di cloruro di stagno (II) biidrato SnCl2∙ 2 H2O in 100 mL di glicerolo. Soluzione standard contenente di ione fosfato. Per preparare questa soluzione si solubilizzano 0.286 g di potassiodiidrogeno fosfato KH2PO4 in 1.0 L di acqua. Tale soluzione contiene 200 mg/L di ione PO42-. Infatti moli di KH2PO4 = 0.286 g/136.086 g/mol=0.00210 = moli di PO43-. Massa di PO43- = 0.00210 mol ∙ 94.97 g/mol =0.200 g = 200 mg. Si prelevano 100 mL di questa soluzione e si diluiscono fino a 1 L e si ottiene una soluzione contenente 20 mg/L di ione fosfato. Preparazione delle soluzioni a diversa concentrazione a partire dalla soluzione standard contenente 20 mg/L di ione fosfato 1.0 mg/L. Si prelevano 2,00 mL della soluzione standard in cui sono contenuti 20∙2/1000 = 0.040 mg e si diluisce fino a 40 mL ottenendosi la soluzione a concentrazione 0.040 mg/0.040 L = 1.0 mg/L 2.0 mg/L. Si prelevano 4.00 mL della soluzione standard e si diluisce fino a 40 mL 3.0 mg/L. Si prelevano 6.00 mL della soluzione standard e si diluisce fino a 40 mL 4.0 mg/L. Si prelevano 8.00 mL della soluzione standard e si diluisce fono a 40 mL 5.0 mg/L. Si prelevano 10.0 mL della soluzione standard e si diluisce fino a 40 mL 25 mL di acqua purificata vengono messi in una beuta Di ciascuna soluzione preparata e della soluzione incognita si utilizzano 25 mL procedendo come segue. Aggiungere 1.00 mL della soluzione di molibdato di ammonio e aggiungere due gocce della soluzione di cloruro di stagno (II) e mescolare. La presenza...

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Determinazione del ferro (II) con bicromato
Apr09

Determinazione del ferro (II) con bicromato

La determinazione quantitativa del ferro (II) può essere ottenuta tramite titolazione ossidimetrica. Un tipo di titolazione è quella permanganometrica in cui si utilizza lo ione permanganato che è, tra gli agenti ossidanti, il più usato in quanto ha un potenziale normale di riduzione tanto elevato da determinare reazioni quantitative con la maggior parte dei riducenti ed inoltre non richiede l’uso di indicatori in quanto lo stesso permanganato funge anche da indicatore. La permanganometria, tuttavia, presenta alcuni limiti quali la scarsa selettività nei confronti di sostanze riducenti e l’intensa colorazione della soluzione che ne impedisce una accurata lettura del menisco. Il ferro (II) può essere determinato quindi utilizzando, quale ossidante, il bicromato di potassio che, pur avendo un potenziale normale di riduzione inferiore a quello del permanganato presenta diversi vantaggi. Il permanganato infatti non è, contrariamente al bicromato di potassio, una sostanza madre e quindi la soluzione di permanganato richiede una standardizzazione ed inoltre il permanganato va preparato di fresco non avendo una grande stabilità. La semireazione di riduzione del bicromato è: Cr2O72- + 14 H+ + 6 e– → 2 Cr3+ + 7 H2O a cui è associato un potenziale normale di riduzione E° pari a + 1.33 V La semireazione di ossidazione del ferro (II) è: Fe2+ → Fe3+ + 1 e– a cui è associato un potenziale normale di ossidazione E° pari a – 0.77 V La reazione complessiva: Cr2O72- + 6 Fe2+ +14 H+ → 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O ha quindi un potenziale complessivo E° pari a + 1.33 – 0.77 = + 0.56 V Contrariamente alle titolazioni permanganometriche la titolazione con il bicromato richiede un indicatore redox che può essere la difenilammina, la difenilbenzidina e il difenilammina solfonato di sodio il cui cambiamento di colore avviene tra il verde e il viola. Preparazione della soluzione standard di bicromato di potassio Pesare accuratamente circa 1.0-1.2 g di bicromato di potassio e discioglierli in acqua portando a volume in un matraccio tarato da 250 mL. Titolazione Trasferire in una beuta 10.0 mL della soluzione contenente ferro (II), aggiungere 25 mL di una soluzione 1 M di H e 10 mL di una soluzione di H3PO4 1 M. Aggiungere 8 gocce di difenilammina solfonato di sodio e agitare. Riempire la buretta da 50.0 mL con la soluzione standard di bicromato e titolare fino al viraggio dell’indicatore. Ripetere la titolazione almeno tre volte. Calcoli Supponendo che la massa di bicromato di potassio sia pari a 1.115 g si ha che le moli di bicromato sono pari a 1.115 g/294.185 g/mol= 0.003790 La molarità della soluzione standard di bicromato è quindi pari a M = 0.003790...

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Riduttore di Jones
Feb19

Riduttore di Jones

Nelle titolazioni ossidimetriche l’analita deve avere un unico numero di ossidazione. Si consideri, ad esempio, un campione contenente ferro presente, in genere, sotto forma di ferro (II) e ferro (III) di cui si vuole valutare il titolo di ferro. Questo tipo di analisi può essere fatta per via permanganometrica solo se tutto il ferro (III) viene trasformato in ferro (II). A tale scopo si può utilizzare un agente riducente che reagisce quantitativamente con il ferro (III) e che non interferisce con la reazione. Può essere utilizzato a tale scopo il riduttore di Jones costituito da un cilindro di circa 2 cm di larghezza e 40.50 cm di altezza in cui è contenuta un amalgama zinco-mercurio preparato trattando lo zinco metallico con una soluzione al 2% di cloruro di mercurio (II). Lo ione mercurio (II) reagisce con lo zinco metallico secondo la reazione: 2 Zn + Hg2+ → Zn2+ + Zn(Hg) Gli ioni Hg2+ vengono ridotti a mercurio metallico che forma l’amalgama che viene lavato con una soluzione acida e posta nel riduttore dotato di un rubinetto e di un disco di vetro sinterizzato che sostiene l’amalgama. La soluzione che contiene lo ione che deve essere ridotto viene fatta passare attraverso l’amalgama che, non presentando passivazione, costituisce un riducente migliore rispetto allo zinco metallico. Il potenziale di ossidazione relativo alla semireazione: Zn → Zn2+ + 2 e– è pari a + 0.763 V quindi ed è in grado di ridurre numerosi ioni metallici o metalli contenuti in ioni poliatomici che hanno un potenziale di riduzione minore ad un numero di ossidazione più basso. Le semireazioni di riduzione che tipicamente avvengono in un riduttore di Jones sono: Cr3+ + 1 e– → Cr2+  per la quale E° = – 0.44 V Cu2+ + 2 e– → Cu per la quale E° = 0.337 V Fe3+ + 1 e– → Fe2+  per la quale E° = 0.771 V H2MoO4 + 6 H+ + 3 e– → Mo3+ + 4 H2O per la quale E° = + 0.43 V TiO2+ + 2 H+ + 1 e– → Mo3+ + H2O per la quale E° = + 0.19...

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Calcoli quantitativi in chimica analitica: esercizi
Feb18

Calcoli quantitativi in chimica analitica: esercizi

La chimica analitica si occupa, oltre che della determinazione qualitativa di un campione, anche di quella quantitativa di un campione utilizzando le tecniche più svariate dall’analisi gravimetrica a quella volumetrica, dall’analisi strumentale che sfrutta metodi elettrochimici a quella che si avvale dell’interazione radiazione materia fino alle tecniche cromatografiche. Nell’ambito dell’analisi volumetrica si usano le titolazioni che possono essere di vari tipi tra cui acido-base, ossidimetriche, complessometriche, per precipitazione. Vengono proposti alcuni problemi relativi alla determinazione quantitativa di un analita utilizzando una tecnica volumetrica. Esercizi Un campione di massa 0.4891 g contenente ferro viene solubilizzato con HCl e tutto il ferro in esso presente viene portato a ferro (II) che viene titolato con bicromato di potassio. Calcolare la percentuale di ferro nel campione espressa come % m/m in Fe2O3 se sono stati impiegati 36.92 mL di bicromato di potassio 0.02153 M per raggiungere il punto finale Occorre innanzi tutto scrivere la reazione tra il ferro (II) e il bicromato di potassio: Cr2O72- + 6 Fe2+ + 14 H+ → 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O Le moli di bicromato utilizzate per raggiungere il punto finale sono pari a: moli di bicromato = 0.03692 L ∙ 0.02153 mol/L = 0.0007949 il rapporto stechiometrico tra bicromato e ferro (II) è di 1:6 Moli di Fe2+ = 0.0007949 ∙ 6 = 0.004769 Moli di Fe2O3 = 0.004769/2 = 0.002385 Massa di  Fe2O3 = 0.002385 mol ∙ 159.69 g/mol = 0.3808 g % m/m di Fe2O3 nel campione = 0.3808 ∙ 100/0.4891 = 77.86 Un campione di candeggina avente volume pari a 25.00 mL viene diluito a 1000 mL. Vengono prelevati 25.0 mL della e posti in una beuta un eccesso di ioduro di potassio il quale riduce lo ione ClO– a Cl– trasformandosi in I3–. Lo ione triioduro ottenuto viene titolato con 8.96 mL di una soluzione di tiosolfato di sodio 0.09892 M. Determinare la quantità di ipoclorito di sodio presente nel campione espressa in % m/V Occorre scrivere: a) la reazione tra ipoclorito e ioduro: OCl– +3 I– + 2 H+ → Cl– + I3– + H2O b) la reazione del triioduro con il tiosolfato I3– + 2 S2O32- → 3 I– + S4O62- Le moli di tiosolfato utilizzate nella titolazione del triioduro sono: moli di tiosolfato = 0.00896 M ∙ 0.09892 mol/L = 8.86 ∙ 10-4 Il rapporto stechiometrico tra tiosolfato e triioduro è di 2:1 Moli di triioduro = 8.86 ∙ 10-4/2 = 4.43 ∙ 10-4 Il rapporto stechiometrico tra triioduro e ipoclorito è di 1:1 pertanto le moli di ipoclorito presenti in 25.0 mL della soluzione diluita sono 4.43 ∙ 10-4 Le moli di ipoclorito contenute in...

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Determinazione di Ka e del peso molecolare di un acido
Gen06

Determinazione di Ka e del peso molecolare di un acido

Un acido debole monoprotico può essere identificato conoscendo il suo peso molecolare e la sua costante Ka. Tali valori possono essere ottenuti tramite titolazione potenziometrica dell’acido usando un elettrodo a vetro e un pH-metro. Consideriamo l’equilibrio di dissociazione di un acido debole HA: HA ⇌ H+ + A– La forza dell’acido ci viene data dal valore della costante relativa all’equilibrio Ka la cui espressione è: Ka = [H+][A–]/[HA] Il valore assunto da Ka varia da 106 per gli acidi forti a 10-10 e valori anche più bassi per gli acidi deboli pertanto la forza di un acido debole può essere dedotto dal suo valore. In linea teorica conoscendo le concentrazioni delle specie si può determinare il valore di Ka ma se è facile determinare [H+] con un pH-metro la concentrazione dell’acido e della sua base coniugata non possono essere determinati in modo diretto. Si può quindi preparare una soluzione a concentrazioni note di HA e di A– e determinare il pH tramite il pH-metro. Tuttavia se l’acido non è noto le soluzioni non possono essere preparate. L’unico metodo per determinare sia il valore di Ka che il peso molecolare dell’acido è quello che si avvale della titolazione con una base forte. Aggiungendo una base all’acido avviene la reazione: HA + OH– → A– + H2O Nel corso della titolazione le moli di A– formate sono pari a quelle della base aggiunta; quando la metà delle moli di HA sono state titolate il volume di OH– aggiunto è pari alla metà di quello necessario a raggiungere il punto equivalente e si ha che [HA]=[A–]. Pertanto [A–]/[HA] = 1 e Ka = [H+] ovvero pKa = pH. Noto il pKa si può procedere confrontando il valore ottenuto con quelli tabulati per individuare l’acido. Un modo per sapere quando si è raggiunto questo punto è quello di titolare l’acido e di dimezzare il volume di base forte che è stato necessario per raggiungerlo. Riportando i valori di pH nel corso della titolazione si può risalire al valore del pH quando [HA]=[A–]. La curva di titolazione viene fatta riportando sull’asse delle ascisse il volume di titolante aggiunto e su quella delle ordinate il pH e si ottiene una curva del tipo rappresentato in figura: Al punto equivalente le moli di base sono uguali alle moli di acido e pertanto il suo peso molecolare può essere ottenuto dal rapporto tra massa e moli. Il punto equivalente corrisponde al centro della parte ripida della curva che è un punto di flesso ma per poterlo evidenziare con attendibilità si ricorre al metodo della derivata...

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Punto equivalente: metodo della derivata prima
Gen03

Punto equivalente: metodo della derivata prima

Le titolazioni sono tecniche analitiche quantitative utili per la determinazione della concentrazione incognita di un analita. Per determinare il punto equivalente di una titolazione acido-base ci si può avvalere di un indicatore ma se la titolazione viene fatta per via potenziometrica il punto equivalente va dedotto dalla curva di titolazione che viene fatta riportando sull’asse delle ascisse il volume di titolante aggiunto e su quella delle ordinate il pH ottenendosi una curva del tipo rappresentato in figura: Il punto equivalente corrisponde al centro della parte ripida della curva che è un punto di flesso ma per poterlo evidenziare con attendibilità si ricorre al metodo della derivata prima. Nel punto di flesso di una funzione la derivata prima ha un massimo o un minimo. Si calcolano quindi, innanzitutto, i rapporti incrementali ΔpH/ΔV e si riportano in grafico sull’asse delle ordinate e su quella delle ordinate la media di due volumi consecutivi di base aggiunta ottenendosi una curva del tipo rappresentato in figura che presenta un massimo facilmente rilevabile. Dall’immagine si può confrontare una generica curva di titolazione con quella ottenuta con il metodo della derivata prima: Per comprendere come i dati sperimentali debbano essere utilizzati per ottenere i rapporti incrementali si riportano i dati di volume di titolante aggiunto e di pH relativi a una titolazione acido debole-base forte in prossimità del punto equivalente: Volume di base (mL) pH 15.00 4.90 16.00 5.20 16.50 5.40 17.00 5.60 17.50 5.95 18.00 6.60 18.50 7.30 18.70 7.60 18.90 8.15 19.10 9.95 19.30 10.50 20.50 10.90 21.00 11.80 21.50 12.20 Per ottenere il rapporto incrementale e la media di due volumi consecutivi di base aggiunta si riporta in tabella la variazione di pH tra due letture consecutive (ΔpH), la variazione di volume tra due letture consecutive (ΔV), la media di due volumi consecutivi (Vm) che viene riportata in ascissa e il rapporto ΔpH/ΔV che viene riportato in ordinata. Facendo riferimento alla precedente tabella per le prime due letture si ha: ΔpH = 5.20 – 4.90 =0.30 ΔV = 16.00 – 15.00 = 1.00 Vm = 15.00 + 16.00 /2 = 15.50 ΔpH/ΔV = 0.3/1.00 = 0.3 Volume di base (mL) pH ΔV(mL)  ΔpH Vm(mL) ΔpH/ΔV 15.00 4.90         16.00 5.20 1.00 0.30 15.50 0.30 16.50 5.40 0.50 0.20 16.25 0.40 17.00 5.60 0.50 0.20 16.75 0.40 17.50 5.95 0.50 0.35 17.25 0.70 18.00 6.60 0.50 0.65 17.75 1.30 18.50 7.30 0.50 0.70 18.25 1.40 18.70 7.60 0.20 0.30 18.60 1.50 18.90 8.15 0.20 0.55 18.80 2.75 19.10 9.95 0.20 1.80 19.00 9.00 19.30 10.50 0.20 0.55 19.20 2.75 20.50 10.90 1.20 0.40 19.90 0.33 21.00 11.80 0.50 0.90 20.75 1.80...

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