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Il giorno ci siamo recati in laboratorio per imparare a calcolare la molarità di una soluzione.
Gli strumenti da noi utilizzati sono stati:
•5 provette
•Una pipetta graduata o una siringa
•Una calcolatrice
•un potrapipette
Per prima cosa abbiamo riempito tutte le pipette con 9 ml di H2O
Utilizzando la soluzione 0.25M di KMnO4 preparata precedentemente abbiamo prelevato dal matraccio 1 ml di prodotto e versata nella prima provetta. Successivamente abbiamo prelevato un ml di prodotto e versato nella seconda provetta. Abbiamo proseguito prelevando un ml di sostanza dalla provetta precedente e versandolo in quella successiva fino ad arrivare alla quinta.

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Preparazione di una soluzione per diluizione

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Preparazione di una soluzione per diluizione

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Il 18/10/18 ci siamo recati in laboratorio per imparare a preparare una soluzione con concentrazione nota. La formula da noi utilizzata è stata: Molarità iniziale della soluzione prima della diluizione moltiplicata per il volume iniziale  alle medesime condizioni eguagliati al prodotto della molarità e volume finali. Lo scopo dell'esperimento era produrre una soluzione di 100 mL con molarità 0,025 M di KMnO4 per diluizione di una soluzione 0,1 M.
Gli strumenti utilizzati sono:
*Pipetta graduata
*Propipetta
*Matraccio tarato da 100mL
*spruzzetta
I materiali forniti dall'insegnante sono:
*soluzione di KMnO4 0,1 M
*acqua distillata
Per prima cosa abbiamo calcolato il volume inizale ossia il volume della soluzione da prelevare dalla soluzione 0,1 M di KMnO4 e siamo andati a prelevarla mediante una pipetta.
In seguito abbiamo trasferito la soluzione in n matraccio tarato da 100 mL, e, per non disperdere il reagente abbiamo isciacquato più volte la pipetta con acqua distillata raccogliendo l'acqua di risciacquo nel matraccio.
Successivamente abbiamo aggiunto acqua distillata con la spruzzetta fino a raggiungere la tacca di taratura del matraccio.
Per rendere omogenea la soluzione abbiamo capovolto 3 o 4 volte il matraccio.

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Il 19/10/18 ci siamo recati in laboratorio per sperimentare il comportamento di una soluzione di H2O e NaCl e una soluzione di H2O e C6H12O6. Il nostro obiettivo era calcolare sperimentalmente le due temperature di ebollizione e confrontarle con quella dell'H2O in condizioni standard.
Gli strumenti utilizzati sono:
*2 becker
*NaCl
*C6H12O6
*un fornello
*2 termometri
Il punto di ebollizione di una soluzione è SEMPRE PIU ALTO rispett a quello del solvente puro (nel nostro caso acqua distillata).

La rottura dei legami solvente-solvente e soluto-soluto e la formazione di legami soluto-solvente della soluzione infatti è come se ancorasse le molecole di acqua che sono meno libere di muoversi e rompere i ponti H che le tengono unite, fenomeno tipico invece del passaggio di stato dell'acqua da liquido a gassoso che si verifica in seguito al raggiungimento del punto di ebollizione. Sarà quindi necessario, dopo l'aggiunta di zucchero, raggiungere una temperatura piu alta e fornire un' energia maggiore alle molecole di acqua tale da permettere loro di svincolarsi dai legami soluto-solvente ed evaporare. Maggiore è il numero di particelle attive (ioni) che interagiscono con l'acqua, maggiore è il numero di molecole di acqua che risultano trattenute e maggiore è l'energia termica da applicare per vincere le interazioni e permettere l'ebollizione e evaporazione delle molecole d'acqua.
Una proprietà caratteristica quindi di una soluzione rispetto al solvente puro è l'innalzamento ebullioscopico .
L'innalzamento ebullioscopico si individua tramite la seguente relazione:
Teb2-Teb1=Keb*m

m=molaLità della soluzione

La relazione va intergrata, per soluzioni di elettroliti che generano ioni e quindi particelle attive in soluzione, in questo modo
teb2-teb1=Keb*m*i
dove i= numero di particelle
Lo zucchero non forma ioni e quindi il coefficiente i (detto coefficiente di vanthoff) non lo consideriamo anzi sarebbe megli odire che i=1
Il saccarosio non è un elettrolita per cui messo in soluzione non da ioni ma solo una particela non attiva per ogni mole di composto quindi i=1
Con NaCl, cloruro di sodio
NaCl ---> Na+ + Cl-
si ottengono 1 mole di Na+ e 1 mole di Cl- per ogni mole di sale messo in soluzione quindi 2 particelle attive in tutto per ogni mole e quindi in quel caso i=2
Conclusione:  la presenza del soluto fa innalzare il punto di ebollizione e pertanto una soluzione per bollire ha bisogno di maggior calore.

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Reazioni di equilibrio in complessi di rame

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Reazioni di equilibrio in complessi di rame

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Il 13 Dicembre ci siamo recati in laboratorio.
Gli strumenti utilizzati sono:
*sei provette
*portaprovette
*pipette contagocce
*occhiali
*guanti
I reagenti chimici fornitici dall'insegnate sono:
*soluzione 1 M di CuCl2 (170 g di CuCl2 a cui si aggiunge acqua distillata fino ad arrivare a 1000mL.)
*soluzione 1M di AgNO3 (170 g di AgNO3 fino ad arrivare a 1000mL.)
*HCl concentrato
*soluzione concentrata di NH3
Abbiamo versato 2 mL di CuCl2
1)nella seconda provetta abbiamo aggiunto acido cloridricoche modifica il colore in un verde chiaro. Il CuCl2 assume il colore verde chiaro quando sciolto in H2O. Durante la diluizione si forma lo ione Cu^(2+), completamente idratato, circondato da 4 molecole di H2O nel piano e da altre 2 ai vertici di un ottaedro deformato.L'equilibrio per le soluzioni del complesso di rame (II) viene espresso da: [Cu(H2O)6]^(2+)+4Cl-↔[CuCl4]^2-+4H2O
Cl- è un legante più forte dell'H2O. L'addizione di HCl concentrato sposta l'equilibrio verso destra. Predominano gli ioni [CuCl4]^(2-) di colore giallo.
2)Nella terza provetta abbaimo aggiunto NH3 fino a ottenere una colorazione blu scura, che per diluizione assume una colorazione verde chiara. Con NH3 si forma il complesso [Cu(NH3)4]^(2+) di colore blu. La diluizione con esso provoca l'aumento della concentrazione di ioni NH4+ e OH- che non contribuiscono alla formazione del complesso per cui la colorazione diventa più chiara. Si forma anche un precipitato bianco di idrossido di rame anfotero, che si scioglie a pH più alti, cioè aggiungendo ammoniaca
3)nella provetta 4 si aggiunge HCl concentrato e poi una soluzione di AgNO3 con 1 M: si ottiene un precipitato bianco e la colorazione della soluzione è verde-azzurra. Gli iomi Ag+ reagiscono con gli ioni Cl- formando cloruro d'argento solido bianco, che precipita dal sistema, cosicché nella soluzione si riprostina la colorazione originale del complesso.