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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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Presentazione sul tema: "Riconoscimento di presenza di acido o base in soluzione osservando il colore assunto da indicatori chimici diversi."— Transcript della presentazione:

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

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

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-NaOH >>> Na+ OH-H20 >>> H+ 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 pH = 0pH = 7 pH = 14 pOH = 14pOH = 7pOH = 0 Esiste una relazione tra il valore di pH e quello di pOH Piacca pH =- log [H+]Pioacca pOH =- log[OH-] Prodotto ionico dellacqua Kw = [H+][OH-] = Log Kw = -Log[H+] +(- Log[OH-]) = (-Log 10 -7) + (- Log 10 -7) = = 14 pKw = pH + pOH = = 14 in soluzione neutra, H2O pH = pkw – pOH … 14 - pOH Rimane costante la somma tra pH e pOH H2O >>> H+ + OH-

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

6 Indicatori chimici: sostanze particolari che assumono colore diverso, caratteristico, in presenza di acidi o di basi Soluzione acida se pH 7 Il grado di acidità o basicità viene indicato con un numero (piacca pH) che varia da 0 (massima acidità) a 14 (massima basicità) pH = 0pH = 14pH = 7 Lindicatore cambia colore (= viraggio) quando lambiente passa da un valore di pH ad un altro valore in funzione della natura dellindicatore

7 Indicatori chimici : cartine impregnate di soluzioni di indicatori tornasole, universale tornasole universale

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

9 Cartina tornasole: codice rosso = 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 dellindicatore esiste in equilbrio tra forma indissociata e forma dissociata :il rapporto tra le due forme allequilibrio risulta caratteristico per ogni indicatore : costante di equilibrio per indicatore IA <> I+ A- Il colore presentato dalla forma indissociata è diverso da quello della forma dissociata IA <> A- Esempio IA colore rosso A- colore blu Con pH A- rosso con pH > 7 prevale forma dissociata :IA < A- blu modificando il pH, anche lequilibrio dellindicatore cambia e così il colore

11 Prevale forma indissociata :rosso Prevale forma dissociata : blu pH < 7pH > 7 Se pH diminuisce prevale forma indissociata Se pH aumenta prevale forma dissociata

12 Acido + tornasole > rosso base + tornasole > blu Soluzione + tornasole Aggiungere base Aggiungere acido Aggiungere base Il colore dellindicatore varia in funzione della variazione di pH della soluzione: lequilibrio tra la forma indissociata (rosso) e la forma dissociata (blu) risente della variazione di pH prodotta aggiungendo alla soluzione una base, un acido IA >>> I+ A- con pH > 7 blu IA <<< I+ A- con pH < 7 rosso

13 Tabella del campo di azione per diversi indicatori e intervallo di viraggio Valori approssimativi per esemplificazione didattica del concetto di indicatore

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

15 metilviolettometilarancio Rosso congo Rosso metile tornasole Porpora bromotimolo Rosso fenolo fenolftaleina gialloalizarina Intervallo di viraggio Valori di pH molto approssimati…

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

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

18 HCl NaOH Universale, tornasole

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

20 HCl NaOH metilarancio

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

22 HCl NaOH metilvioletto

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

24 HCl NaOH fenolftaleina

25 Indicatore universale : cartina portatrice di 10 diversi indicatori Posta a contatto con una soluzione assume il colore in funzione del pH presente : da rosso intenso se pH 0, 1 a blu intenso se pH = Possibile determinare, in modo approssimato, il pH di una soluzione utilizzando lindicatore universale oppure una serie di indicatori separati

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

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

28 pH da 0 a 7 pH da 7 a 14

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

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

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


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