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Riconoscimento di presenza di acido o base in soluzione osservando il colore assunto da indicatori chimici diversi

Riconoscimento di presenza di acido o base in soluzione osservando il colore assunto da indicatori chimici diversi. Scopo della presentazione fornita descrivere, a livello didattico medio, alcuni fenomeni relativi al pH.

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Riconoscimento di presenza di acido o base in soluzione osservando il colore assunto da indicatori chimici diversi

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Presentation Transcript

  1. Riconoscimento di presenza di acido o basein soluzioneosservando il colore assuntoda indicatori chimici diversi

  2. Scopo della presentazione fornitadescrivere, a livello didattico medio, alcuni fenomeni relativi al pH Riconoscimento della acidità ( pH) di una soluzione in funzionedel colore presentato da particolari sostanze, indicatori chimici Un indicatore usato singolarmente fornisce solo informazioni sullanatura acida o basica di una soluzione: sul valore di un pH compresotra 0 e 14:non fornisce informazioni sul grado reale di pH presente:se indicatore fornisce pH = 5, significa che la soluzione può averevalori di pH tra 0 e 5 oppure tra 14 e 5 Per avere valori più approssimimati si ricorre all’uso di più indicatorie si confrontano i risultati : vedi altro programma fornito:analisiph. Vengono fornite immagini animate con powerpoint , immagini riprese con digitale, brevi film ottenuti con digitalela presentazione viene anche convertita in video.avi con EM converter Buona visione e grazie per la visita

  3. Ammettiamo come definizioni di acido e di base le seguenti Acido : sostanza che in soluzione acquosa libera idrogenioni H+base : sostanza che in soluzione acquosa libera ossidrilioni OH- HCl >>> H+ Cl- H20 >>> H+ OH- NaOH >>> Na+ OH- Neutralizzazione : reazione tra acido e base con comparsa di sale + acqua HCl + NaOH >>> H+ Cl- Na+ OH- >>> NaCl + H2O Piacca pH : logaritmo decimale con segno cambiato della concentrazione idrogenionica pH = -Log [H+] Pioacca pOH : logaritmo decimale con segno cambiato della concentrazione ossidrilionica pOH = -Log [OH-]

  4. Esiste una relazione tra il valore di pH e quello di pOH H2O >>> H+ + OH- Piacca pH =- log [H+] Pioacca pOH =- log[OH-] Rimane costante la somma tra pH e pOH pOH = 14 pOH = 7 pOH = 0 pH = 14 pH = 0 pH = 7 Prodotto ionico dell’acqua Kw = [H+][OH-] = 10-14 -Log Kw = -Log[H+] +(- Log[OH-]) = (-Log 10-7) + (- Log 10-7) = 7 + 7 = 14 pKw = pH + pOH = 7 + 7 = 14 in soluzione neutra, H2O pH = pkw – pOH … 14 - pOH

  5. In acqua la concentrazione di H+ equivale a quella di OH –10-7 = 10-7 H – O – H >>> H+ OH- pH < 7 H+ H+ pH = 7 H+ OH- H+ H+ H+ OH- OH- H+ H+ H+ H+ OH- H+ OH- OH- H+ H+ H+ H+ OH- H+ OH- H+ OH- H+ pH > 7 OH- OH- H+ H+ OH- OH- OH- H+ OH- OH- OH- In soluzione acida H+ > OH-in soluzione basica H+ < OH- OH- H+ OH- OH-

  6. Indicatori chimici: sostanze particolari che assumonocolore diverso , caratteristico, in presenza di acidi o di basi Il grado di acidità o basicità viene indicato con un numero (piacca pH)che varia da 0 (massima acidità) a 14 (massima basicità) pH = 0 pH = 7 pH = 14 Soluzione acida se pH < 7soluzione neutra se pH = 7soluzione basica se pH > 7 L’indicatore cambia colore (= viraggio) quando l’ambiente passa da un valore di pH ad un altro valore in funzione della natura dell’indicatore

  7. tornasole universale Indicatori chimici : cartine impregnate di soluzioni di indicatoritornasole, universale

  8. metilarancio metilvioletto fenolftaleina universale Indicatori chimici in soluzione: metilarancio, metilvioletto, fenolftaleinauniversale cartine

  9. Cartina tornasole: codice rosso = pH < 7 , blu pH > 7 Indicatore universale: codice colori da pH 0 a pH 12 Indicatore universale:codice colori da pH 0 a pH 7 da pH 7 a pH 14

  10. Interpretazione del cambiamento di colore (viraggio)che si verifica per un indicatore in funzione del pH della soluzione La molecola dell’indicatore esiste in equilbrio tra forma indissociatae forma dissociata :il rapporto tra le due forme all’equilibrio risultacaratteristico per ogni indicatore : costante di equilibrio per indicatore IA <> I+ A- Il colore presentato dalla forma indissociata è diverso da quello dellaforma dissociata IA <> A- Esempio IA colore rosso A- colore blu Con pH < 7 prevale forma indissociata :IA > A- rossocon pH > 7 prevale forma dissociata :IA < A- blumodificando il pH , anche l’equilibrio dell’indicatore cambia e così il colore

  11. pH < 7 pH > 7 Prevale forma indissociata :rosso Prevale forma dissociata : blu Se pH diminuisceprevale formaindissociata Se pH aumentaprevale forma dissociata

  12. Il colore dell’indicatore varia in funzione della variazione di pHdella soluzione: l’equilibrio tra la forma indissociata (rosso) e laforma dissociata (blu) risente della variazione di pH prodotta aggiungendoalla soluzione una base, un acido Soluzione + tornasole IA >>> I+ A- con pH > 7 blu IA <<< I+ A- con pH < 7 rosso Aggiungere base Aggiungere acido Aggiungere base Acido + tornasole > rossobase + tornasole > blu

  13. Tabella del campo di azioneper diversi indicatorie intervallo di viraggio Valori approssimativiper esemplificazione didatticadel concetto di indicatore

  14. Indicatori acido-base e valori del pH per il viraggio, cambiamento di colore In realtà il viraggio percepible dall’occhio avviene in un certo intervallocollocato presso il punto di separazione del campo di viraggioes. il metilarancio risulta rosso se pH < 3.2 e giallo se pH > 4.4e l’intervallo di viraggio si trova quindi tra 3.2 e 4.4per semplicità useremo valori di pH medi , non considerando l’intervallo di viraggio realmente esistente 0 3.2 4.4 14 Intervallo di viraggio Useremo come valore per il viraggio del metilarancio pH = 4

  15. Intervallo di viraggio Valori di pH molto approssimati…

  16. Esempi di indicatori e campo di utilizzazione e pH per viraggio pH=7 pH=0 pH=14 Tornasole rosso se pH<7 blu se pH >7 Metilarancio rosso se pH <4 giallo se pH >4 Metilvioletto verde se pH <2 viola se pH >2 Fenolftaleina incolore se pH <9 ciclamino se pH >9 Usando più indicatori si può determinare in maniera approssimativa il pH di una soluzione

  17. 1-Introdurre soluzione acida , neutra (acqua), basica in tre provette Indicatore tornasole:in soluzione diventa colore rosso se pH <7 acidodiventa colore blu se pH > 7 basicocolore immutato se pH = 7 neutro pH < 7 acido pH = 7 neutro pH > 7 basico 2-Introdurre cartine tornasole nelle tre provette e osservare il colore assunto

  18. Universale, tornasole HCl NaOH

  19. 1-Introdurre soluzione acida , basica in due provette Indicatore metilarancio:in soluzione diventa colore rosso se pH <4 acidodiventa colore giallo se pH > 4 acido o basico pH < 4 acido pH >4 acido o basico 2-Introdurre gocce di metilarancio nelle due provette e osservare il colore assunto

  20. metilarancio HCl NaOH

  21. 1-Introdurre soluzione acida , basica in due provette Indicatore metilvioletto:in soluzione diventa colore verde se pH <2 acidodiventa colore viola se pH > 2 acido o basico pH < 2 acido pH >2 acido o basico 2-Introdurre gocce di metilvioletto nelle due provette e osservare il colore assunto

  22. metilvioletto HCl NaOH

  23. 1-Introdurre soluzione acida , basica in due provette Indicatore fenolftaleina:in soluzione rimane incolore se pH <9 acido o poco basicodiventa colore lillà se pH > 9 basico pH < 9 acido o poco basico pH >9 basico 2-Introdurre gocce di fenolftaleina nelle due provette e osservare il colore assunto

  24. fenolftaleina HCl NaOH

  25. Indicatore universale : cartina portatrice di 10 diversi indicatori Posta a contatto con una soluzione assume il colore in funzionedel pH presente :da rosso intenso se pH 0, 1 a blu intenso se pH = 13-14 Possibile determinare , in modo approssimato, il pH di una soluzione utilizzando l’indicatore universale oppure una serie di indicatori separati

  26. NaOH HCl Soluzione molto basica pH = 14 Soluzione poco acida pH = 6

  27. NaOH HCl neutra pH > 7 basica pH < 7 acida La cartina presenta 4 indicatori: confrontando i colore assunto dallacartina con il codice allegato, si deduce il pH della soluzione

  28. pH da 0 a 7 pH da 7 a 14

  29. metilarancio metilvioletto tornasole fenolftaleina NaOH HCl Serie acida e basica assume colori diversi a parità di indicatore usato Nella stessa serie (acida o basica) indicatori diversi producono effetti diversi

  30. Confronto effetto indicatore diverso su sostanza costanteacido o base : + metilarancio, metilvioletto,tornasole, universale Confronto effetto indicatore costante su sostanze diversemetilarancio, metilvioletto, universale, fenolftaleina su acido o su base

  31. Variazione colore per stessa soluzione con indicatori diversi Variazione colore per sostanze diverse e stesso indicatore Serie con soluzione basica e 4 indicatori diversimetilvioletto, metilarancio, tornasole, fenolftaleina Serie con soluzione acida e 4 indicatori diversimetilvioletto, metilarancio, tornasole, fenolftaleina

  32. Verifica della variazione del colore di indicatori diversi in acido o in baseverifica della variazione del colore per stesso indicatore in acido o in base

  33. Due sostanze diverse, HCl e NaOH con gli stessi 4 indicatori Serie acida + 4 indicatori Serie basica + 4 indicatori

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