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

Buona visione e grazie per la visita 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 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 all’uso di più indicatori e si confrontano i risultati : vedi altro programma fornito:analisiph. 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

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-]

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

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-

Indicatori chimici: sostanze particolari che assumono colore 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 < 7 soluzione neutra se pH = 7 soluzione 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

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

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

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

Esempio IA colore rosso A- colore blu 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 indissociata e forma dissociata :il rapporto tra le due forme all’equilibrio 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 < 7 prevale forma indissociata :IA > A- rosso con pH > 7 prevale forma dissociata :IA < A- blu modificando il pH , anche l’equilibrio dell’indicatore cambia e così il colore

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

Il colore dell’indicatore varia in funzione della variazione di pH della soluzione: l’equilibrio 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 Aggiungere base Aggiungere acido Aggiungere base Soluzione + tornasole Acido + tornasole > rosso base + tornasole > blu

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

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

metilvioletto metilarancio Rosso congo Rosso metile tornasole Porpora 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 metilvioletto metilarancio Rosso congo Rosso metile tornasole Porpora bromotimolo Rosso fenolo fenolftaleina gialloalizarina Intervallo di viraggio Valori di pH molto approssimati…

Esempi di indicatori e campo di utilizzazione e pH per viraggio 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

1-Introdurre soluzione acida , neutra (acqua), basica in tre provette Indicatore tornasole:in soluzione diventa colore rosso se pH <7 acido diventa colore blu se pH > 7 basico colore 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

Universale, tornasole HCl NaOH

1-Introdurre soluzione acida , basica in due provette Indicatore metilarancio:in soluzione diventa colore rosso se pH <4 acido diventa 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

metilarancio HCl NaOH

1-Introdurre soluzione acida , basica in due provette Indicatore metilvioletto:in soluzione diventa colore verde se pH <2 acido diventa 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

metilvioletto HCl NaOH

1-Introdurre soluzione acida , basica in due provette Indicatore fenolftaleina:in soluzione rimane incolore se pH <9 acido o poco basico diventa 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

fenolftaleina HCl NaOH

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 = 13-14 Possibile determinare , in modo approssimato, il pH di una soluzione utilizzando l’indicatore universale oppure una serie di indicatori separati

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

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

pH da 0 a 7 pH da 7 a 14

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

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

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