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Analisi delle acque

Analisi delle acque. Lavoro realizzato a conclusione del corso integrativo e di orientamento dal titolo: MODERNI ASPETTI DELLA CHIMICA (a.s. 2004-2005) Un particolare ringraziamento alla commissione Scuola-Università

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  1. Analisi delle acque Lavoro realizzato a conclusione del corso integrativo e di orientamento dal titolo: MODERNI ASPETTI DELLA CHIMICA (a.s. 2004-2005) Un particolare ringraziamento alla commissione Scuola-Università -Al prof. Maurizio Castagnolo, presidente dei corsi di studio in Chimica dell’Università degli Studi di Bari -Alla prof.ssa Gemma Rutigliano del liceo scientifico “Salvemini” di Bari, coordinatrice del lavoro ipertestuale Special thanks: -Al prof. Angelo de Giglio (docente universitario) -Al responsabile dell’attività di laboratorio, Sig. Domenico Benedetti

  2. Analisi delle acque Lezione teorica del Prof. A. De Giglio (15/2/2005) -DISTRIBUZIONE DELL’ACQUA -LE CARATTERISTICHE CHIMICO-FISICHE DELL’ACQUA -LE FUNZIONI DELL’ACQUA NELL’ORGANISMO UMANO Monitoraggio e controllo – analisi chimica delle acque ESERCITAZIONE eseguita presso il laboratorio del Dipartimento di Chimica dell’Università degli Studi di Bari. Responsabile dell’attività di laboratorio Sig. Domenico Benedetti -DETERMINAZIONE pH -DETERMINAZIONE CLORURI -DETERMINAZIONE DUREZZA TOTALE -CROMATOGRAFIA E RIVELAZIONE IN CELLA

  3. Distribuzione dell’acqua -ACQUE SUPERFICIALI -ACQUE SOTTERRANEE -ACQUE METEORICHE

  4. Tra le ACQUE SUPERFICIALI abbiamo:LE ACQUE DOLCI( fiumi, laghi) e quelle SALATE ( mari ). Le dolci non presentano potabilità ideale in quanto sono assenti i processi di autodepurazione tipici delle acque sotterranee e sono esposte a rischi di inquinamento. Per rendere l' acqua limpida ai bacini bisogna aggiungere i floppanti che fanno precipitare le sostanze che la renderebbero torbida. l' H2O viene poi sterilizzata con l' aggiunta di Cl2 ( cloro ) che diventa NaClO ( ipoclorito di sodio). ( IL CLORO STERILIZZA L' ACQUA POICHE' I BATTERI VENGONO ELIMINATI DALL' O2). L' ipoclorito però non distrugge gli antiparassitari che diventano instabili solo nell' Na (HCO3) (bicarbonato di sodio). LE ACQUE SALATE sono poco usate dati i costi di desalinizzazione. Le H2O si possono captare oltre che dai bacini superficiali o dai laghi, anche dalle falde.

  5. Distribuzione dell’acqua -ACQUE SUPERFICIALI -ACQUE SOTTERRANEE -ACQUE METEORICHE

  6. Tra LE ACQUE SOTTERRANEEabbiamo le falde freatiche o profonde, considerate le migliori. Le freatiche sono meno pregiate perchè possono essere facilmente inquinate da fattori esterni. Se ci sono intrusioni di acqua marina, l' acqua non è più potabile. Se le falde captano le H2O meteoriche superficiali, possono essere inquinate oltre che da batteri, anche da metalli pesanti ( es. Pb, As, Sb). Le industrie che producono le H2O minerali, le captano cercando la falda più idonea attraverso i pozzi artesiani scavati in alta montagna sia verticalmente che orizzontalmente. Le acque minerali non hanno dei limiti rigidi per quanto riguarda il contenuto di RESIDUO FISSO, ma devono essere batteriologicamente pere e non possono essere sterilizzate -residuo fisso maggiore H20 minerali -batteriologicamente pure -no sterilizzazione

  7. Distribuzione dell’acqua -ACQUE SUPERFICIALI -ACQUE SOTTERRANEE -ACQUE METEORICHE

  8. Tra LE ACQUE METEORICHE abbiamo piogge e nevi, scarsamente potabili in quanto ricche di gas, povere in sali, non controllate igienicamente e più o meno inquinate dati gli strati di atmosfera che devono attraversare. Le acque,prima di subire trattamenti, si definiscono acque grezze. Queste raramente possiedono i requisiti indispensabili per poter essere utilizzate, per cui saranno necessari trattamenti più specifici, in funzione delle caratteristiche dell' acqua grezza e dei requisiti da raggiungere.

  9. Analisi delle acque Lezione teorica del Prof. A. De Giglio (15/2/2005) -DISTRIBUZIONE DELL’ACQUA -LE CARATTERISTICHE CHIMICO-FISICHE DELL’ACQUA -LE FUNZIONI DELL’ACQUA NELL’ORGANISMO UMANO Monitoraggio e controllo – analisi chimica delle acque ESERCITAZIONE eseguita presso il laboratorio del Dipartimento di Chimica dell’Università degli Studi di Bari. Responsabile dell’attività di laboratorio Sig. Domenico Benedetti -DETERMINAZIONE pH -DETERMINAZIONE CLORURI -DETERMINAZIONE DUREZZA TOTALE -CROMATOGRAFIA E RIVELAZIONE IN CELLA

  10. Le caratteristiche chimico-fisiche dell’acqua NEGLI USI: - AGRICOLO E CIVILE - REQUISITI DELLE ACQUE POTABILI - PROPRIETÀ CHIMICHE

  11. USO AGRICOLO: le acque devono essere: - trasparenti in superficie e limpide in massa ; - non troppo salate; - esenti da veleni dei vegetali; USO CIVILE: le acque devono essere: - batteriologicamente innocue; - incolori, inodori e limpide; - esenti da veleni; - moderatamente dotate di certi sali; Per quanto riguarda gli USI INDUSTRIALIbisogna tener presente che l'acqua può essere utilizzata in diversi modi.

  12. Le caratteristiche chimico-fisiche dell’acqua NEGLI USI: - AGRICOLO E CIVILE - REQUISITI DELLE ACQUE POTABILI - PROPRIETÀ CHIMICHE

  13. CARATTERI ORGANOLETTICI i più importanti sono: COLORE = si determina con il metodo colorimetrico al platino- cobalto. ODORE = si utilizza la tecnica delle diluizioni. SAPORE = vale quanto detto per l' odore. TORBIDITA‘ = è dovuta alla presenza di particelle in sospensione.

  14. Requisiti delle acque potabili La normativa sulle acque potabili si applica a tutti gli acquedotti. Perchè un' acqua si possa considerare potabile deve risultare limpida, incolore, priva di odori e sapori sgradevoli, non deve contenere sostanze tossiche deve avere una composizione chimica tale da essere ben tollerata dall' organismo. I caratteri che vengono analizzati per la formulazione del giudizio di potabilità di un' acqua, sono i seguenti: a)CARATTERI ORGANOLETTICI b)CARATTERI FISICI c)CARATTERI CHIMICI

  15. CARATTERI FISICIsono determinati da: TEMPERATURA = viene misurata in loco mediante un termometro a bicchiere,ossia, con il bulbo pescante in un bicchiere metallico. Per una buona acqua potabile la temperatura dovrebbe essere compresa tra 10°C e 15°C. CONDUCIBILITA' ELETTRICA= è in rapporto con il contenuto salino delle acque. La determinazione viene effettuata usando conduttimetri con cella ad elettrodi platinati. PH = viene misurato tramite l' uso di ph-metri con elettrodo a vetro ed elettrodo di riferimento, il ph dovrebbe oscillare tra 6.5 e 8.5 come valore guida tra 6.0 e 9.5 come valori limite. L' acqua minerale captata dai fossi viene convogliata nei serbatoi INOX dove per eliminare Fe e Mn, viene immessa aria sterile che precipita il Fe sotto forma di FeO e non consente la eliminazione. Dai SILOS l' H2O è inviata all' imbottigliatrice dove viene trattata come CO2. L' imbottigliatrice deve essere sterilizzata. La legislazione non consente che la plastica ceda sino a 8 mg/cm3. La presenza di NO3- (IONI NITRATI) segnala che l' H2O è venuta in contatto con acque provenienti da terreni concimati con NH4NO3 (nitrato di ammonio) e KNO3 (nitrato di potassio). In presenza di un vecchio inquinamento si trovano NH3 per contaminazione con acque di fogna in quanto NH3 DERIVA DALLE SOSTANZE PROTEICHE;NO2- (ioni nitrati) ed NO3 (ioni nitrati). La presenza dei soli ioni NO2-ed NO3- rappresentano lo stadio finale dell' ossidazione Indicano comunque che l' inquinamento è cessato. Tuttavia è necessario far analizzare l' H2O dal microbiologo.

  16. Requisiti delle acque potabili La normativa sulle acque potabili si applica a tutti gli acquedotti. Perchè un' acqua si possa considerare potabile deve risultare limpida, incolore, priva di odori e sapori sgradevoli, non deve contenere sostanze tossiche deve avere una composizione chimica tale da essere ben tollerata dall' organismo. I caratteri che vengono analizzati per la formulazione del giudizio di potabilità di un' acqua, sono i seguenti: a)CARATTERI ORGANOLETTICI b)CARATTERI FISICI c)CARATTERI CHIMICI

  17. CARATTERI CHIMICI = i controlli chimici tendono a valutare il suo grado di mineralizzazione. Valutazione del grado di mineralizzazione di un' acqua: ALCALINITA' TOTALE= intesa come il contenuto totale di sostanze basiche sia forti che deboli; viene determinata mediante titolazione con HCl mediante a titolo noto in presenza di un indicatore misto. RESIDUO FISSO= s' intende l' insieme di sostanze in soluzione o in sospensione nell' acqua che permangono in capsula di porcellana dopo l' evaporazione del solvente ed essiccamento ad una definita temperatura. SOLFATI= nelle acque potabili sono presenti in quantità modeste. Le acque molto ricche di questi sali hanno sapore poco gradevole e sono mal tollerate; infatti i solfati di sodio e magnesio esercitano un' azione catartica. Pertanto si raccomanda una concentrazione massima di solfati pari a 250 mg/l. CLORURI= sono presenti sempre in acque molto pure. Il valore guida per un' acqua potabile è fissato su 25 mg/l SODIO E POTASSIO= nella maggior parte delle acque il contenuto di questi sali e tra 20 e 10 mg/l FERRO E MAGNESE= sono presenti sotto forma di sali ferrosi e manganosi che si ossidano a contatto con l' aria a sali ferrici e manganici. DUREZZA= è dovuta alla presenza in acqua dei sali, dei metalli alcalino- terrosi, soprattutto calcio e magnesio. La durezza totale di un' acqua è data dalla somma di 2 frazioni: una DUREZZA TEMPORANEA ed una PERMANENTE.

  18. Le caratteristiche chimico-fisiche dell’acqua NEGLI USI: - AGRICOLO E CIVILE - REQUISITI DELLE ACQUE POTABILI - PROPRIETÀ CHIMICHE

  19. PROPRIETÀ CHIMICHE DELL’ACQUA Legami Covalente polare idrogeno

  20. Legame covalente polare La molecola dell’acqua (H2O) è formata da due atomi di idrogeno legati covalentemente a un atomo di ossigeno. Nelle molecole in cui vi sono legami covalenti,gli atomi si contendono in continuazione gli elettroni coinvolti. L’attrazione che un atomo esercita nei confronti degli elettroni condivisi in un legame viene chiamata elettronegatività. Il legame covalente polare si forma tra atomi i cui valori di elettronegatività non sono molto diversi; questo è un legame chimico nel quale gli elettroni in condivisione (elettroni spaiati) vengono attirati in misura maggiore verso l’atomo più elettronegativo, rendendo quest’ultimo parzialmente negativo e l’altro parzialmente positivo. I due legami covalenti polari fanno si che quella dell’acqua sia una molecola polare,dotata cioè di un polo leggermente negativo e di un altro leggermente positivo.

  21. PROPRIETÀ CHIMICHE DELL’ACQUA Legami Covalente polare idrogeno

  22. Legame idrogeno La polarità delle molecole d’acqua fa si che esse interagiscano tra loro; si ha così la formazione di legami deboli tra le molecole, chiamati legami ad idrogeno. Quindi, quando due molecole di acqua si avvicinano, si stabilisce un’attrazione elettrostatica fra l’atomo di ossigeno di una di esse e uno degli atomi di idrogeno dell’altra, si forma così un legame ad idrogeno fra le due molecole. Le molecole di H2O si dispongono,inoltre,intorno ai cationi,come gli acini in un grappolo d’uva. Questa disposizione è chiamata cluster, che se sottoposto ad un campo magnetico determina un cambiamento del ph.

  23. Analisi delle acque Lezione teorica del Prof. A. De Giglio (15/2/2005) -DISTRIBUZIONE DELL’ACQUA -LE CARATTERISTICHE CHIMICO-FISICHE DELL’ACQUA -LE FUNZIONI DELL’ACQUA NELL’ORGANISMO UMANO Monitoraggio e controllo – analisi chimica delle acque ESERCITAZIONE eseguita presso il laboratorio del Dipartimento di Chimica dell’Università degli Studi di Bari. Responsabile dell’attività di laboratorio Sig. Domenico Benedetti -DETERMINAZIONE pH -DETERMINAZIONE CLORURI -DETERMINAZIONE DUREZZA TOTALE -CROMATOGRAFIA E RIVELAZIONE IN CELLA

  24. Le funzioni dell’acqua nell’organismo umano L’acqua costituisce circa il 70% di tutte le cellule del nostro corpo,per questa ragione svolge importanti funzioni all’interno di questo. Regola la pressione osmotica: all’interno e all’esterno della cellula è presente una soluzione acquosa e poiché la membrana cellulare è permeabile all’acqua,le molecole d’acqua possono facilmente entrare ed uscire dalla cellula. La diffusione di H2O attraverso la membrana selettivamente permeabile è chiamata osmosi. Regola l’equilibrio idrico: l’acqua è un fattore abiotico indispensabile per tutte le forme di vita. Prendiamo,per esempio,un animale,per sopravvivere,se le sue cellule sono esposte ad un ambiente ipertonico (con concentrazione maggiore di soluto) o ipotonico (con concentrazione più bassa di soluto), l’animale deve possedere un sistema che preveda l’eccessiva perdita o l’eccessivo assorbimento d’acqua. Il controllo dell’equilibrio idrico è chiamato osmoregolazione. Regola il bilancio energetico: durante la respirazione cellulare,glucosio e ossigeno vengono trasformati in anidride carbonosa e acqua: C6H12O6+6 O2 =6 H2O+ATP.Quindi attraverso questa reazione si ha l’eliminazione di H2O e il raffreddamento del corpo umano. E’ mezzo di trasporto di nutrimenti: ciò avviene per mezzo del torrente sanguigno,infatti il sangue è costituito per l’ 85% da H2O,quo dei nutrimenti ma anche per l’eliminazione di scorie.

  25. Contenuto di H2O degli organi e dei liquidi corporei Gli organi contengono oltre il 75% di acqua,fatta eccezione per i denti e lo scheletro;in particolare il contenuto in percentuale è: LATTE MATERNO 87%FEGATO 70% RENI 83% SCHELETRO 22% CUORE 79% DENTI 10% POLMONI 79% LIQUIDO CELEBRALE 99% MILZA 76% MIDOLLO OSSEO MUSCOLI 75% CERVELLO 75% STOMACO E INTESTINO 75% PLASMA SANGUIGNO 85% PELLE 72%

  26. Analisi delle acque Lezione teorica del Prof. A. De Giglio (15/2/2005) -DISTRIBUZIONE DELL’ACQUA -LE CARATTERISTICHE CHIMICO-FISICHE DELL’ACQUA -LE FUNZIONI DELL’ACQUA NELL’ORGANISMO UMANO Monitoraggio e controllo – analisi chimica delle acque ESERCITAZIONE eseguita presso il laboratorio del Dipartimento di Chimica dell’Università degli Studi di Bari. Responsabile dell’attività di laboratorio Sig. Domenico Benedetti -DETERMINAZIONE pH -DETERMINAZIONE CLORURI -DETERMINAZIONE DUREZZA TOTALE -CROMATOGRAFIA E RIVELAZIONE IN CELLA

  27. pH e pH-metri Il pH è, in chimica, una notazione che misura propriamente la "potenza (nel significato matematico, cioè esponente) d'idrogeno (simbolo H)" e viene definito come il logaritmo decimale dell'inverso della concentrazione dello ione idrogeno (che viene indicata tra parentesi quadre). pH= -log[I]+] Questa relazione analitica deriva dalla tecnica potenziometrica (introdotta da Sorensen nel 1909) con cui sono state effettuate le prime accurate misure della concentrazione idrogenionica per la quale il valore misurato del potenziale è funzione del logaritmo delle concentrazioni. Il pH si usa per indicare l'acidità o la basicità di una soluzione. Nell'acqua (o in mezzi acquosi) a causa della reazione di dissociazione dell'acqua in ioni H+ e in ioni OH H20 < H'- + 01T L'espressione della costante di equilibrio è [H+][OH-] = K [H201 Dal momento che la quantità di molecole dissociate è bassissima rispetto alla quantità totale delle molecole, la concentrazione dell'acqua indissociata è praticamente costante ed uguale a 55 moI/dm3. L'espressione della costante di equilibrio diventa quindi [H+][OIT] = [H20]K

  28. Poiché [H20] e K sono due costanti, il loro prodotto è sempre una costante e viene chiamato prodotto ionico dell'acqua ed indicato col simbolo Kw (l'indice w è l'iniziale sia del termine inglese water sia del termine tedesco Wasser, che significano acqua). [H+][ 01T] = Kw Alla temperatura di 250C Kw vale 10-14. Il prodotto tra la concentrazione di ioni H+ e la concentrazione di ioni OH- nell'acqua è uguale a Kw sia per l'acqua pura che per le soluzioni acquose. Quando l'acqua è pura gli unici ioni H+ e OH- sono quelli provenienti dalla dissociazione dell'acqua e poiché per ogni ione H+ che si forma si forma anche uno ione OH-, la concentrazione di ioni H+ è uguale alla concentrazione di ioni OW. [H'-] = [011] Il prodotto ionico dell'acqua può anche essere scritto come: [H+-]2 = K. Sostituendo a Kw il suo valore reale ed estraendo la radice quadrata da entrambi i membri dell'uguaglianza si ottiene [H+] = 10-7

  29. Il pH nell'acqua e nelle soluzioni acquose è quindi pH = -log 10-' = +7) = 7 Invece nelle soluzioni acide, in cui [H+]> 10-7, il pH risulta minore di 7, mentre in quelle basiche risulta maggiore di 7. Per esempio ad una soluzione di acido cloridrico 10-3 N, acido forte, completamente dissociato, corrisponde un pH uguale a 3. La misura del pH può essere fatta, con limitata precisione, per mezzo di indicatori, il cui colore cambia a seconda dell'acidità dell'ambiente, oppure, con maggiore esattezza, utilizzando dei pHmetri.

  30. I pH-metri sono potenziometri o voltimetri elettrici usati per la misurazione del pH, la cui resistenza interna è sufficientemente alta da consentire l'uso di elettrodi a membrana di vetro o di altra natura. I più moderni pH-metri sono quelli a lettura diretta: si tratta in genere di dispositivi allo stato solido che impiegano un trasduttore a effetto di campo per fornire la necessaria resistenza interna. A seconda del livello di qualità i pH-metri vengono classificati come strumenti di uso comune, di uso generale, strumenti a scala espansa e strumenti di ricerca: corrispondentemente le minime variazioni di pH apprezzabili sono 0. 1 unità, 0.05 unità, 0.0 1 unità e 0.005 unità. Il pH di una soluzione viene determinato misurando la differenza di potenziale (in Volt) nella pila formata da un elettrodo indicatore (cioè dal potenziale elettrico fisso), generalmente a calomelano (Hg2C12) (il cui potenziale varia comunque in funzione della concentrazione degli ioni CI) immerso in KCI 3M, dalla soluzione X da analizzare e dall'elettrodo sensore del pH (il cui potenziale varia in flinzione della concentrazione degli ioni W nella soluzione) solitamente in vetro. L'elettrodo indicatore e la soluzione X sono collegati da un setto poroso, di solito in KCI 3M.

  31. La tensione VT di questa pila, ad una temperatura T, è legata al pH dalla relazione VT = KT + RT 2.303pH + Ediff F Dove: KT rappresenta il valore di VT in condizioni standard. R = la costante dei gas F = il Faraday T = la temperatura assoluta dì misura Ediff = il potenziale della giunzione liquida. La misura del pH risente principalmente di tre effetti: a) effetto di Edj sulla misura del pH. Ediff dipende dalla geometria e dalle caratteristiche chimico-fisiche della giunzione salina o anche dal tipo e dalla concentrazione dei Sali presenti nella soluzione X. Per esempio usando come giunzione salina del KG saturo Ediff contribuisce alla misura del pH come termine additivo spurio con non più di ±0.05 unità di pH se questo è compreso tra 4 e 10 o con non più di ±O. 1 unità per pH inferiori a 2 o superiori a 10. b) effetto della temperatura sulla misura del pH. Nella misura elettro-chimica, variando la temperatura, variano sia KT sia il rapporto RT/F e, a differenza degli altri due effetti, nessuna previsione può essere fatta circa la dipendenza degli equilibri chimici dalla temperatura. c) effetto dovuto a non specificità dell'elettrodo sensore del pH. Per esempio un certo tipo di elettrodo a vetro non è adatto in presenza di ioni Na+ a pH superiori a 8; usando elettrodi appropriati l'errore alcalino, che dipende dal tipo di vetro e dal rapporto tra la concentrazione degli ioni Na+ e la concentrazione degli ioni W, viene reso molto piccolo e costante.

  32. In ogni caso il valore del pH viene determinato solo dopo aver effettuato un'operazione di taratura del pH-metro con una o più soluzioni tampone a pH noto portate alla stessa temperatura del campione. Inoltre, qualora si debba misurare il pH di diversi campioni è necessario eseguire, tra una misurazione e l'altra, un'operazione detta di avvinamento, che consiste nel lavare gli elettrodi con la nuova soluzione campione, al fine di evitare che eventuali residui del campione precedente, rimasti attaccati agli elettrodi, possano interferire con la nuova misurazione. Di seguito sono riportati i valori, misurati sperimentalmente, del pH di alcuni tipi di acqua: -Acqua piovana = 6.12 -Acqua minerale frizzante = 5.83 (il pH leggermente acido è dovuto alla presenza dell'anidride carbonica che, reagendo con le molecole d'acqua, genera piccole quantità di acido carbonico) -Acqua potabile = 7.57 -Acqua marina = 8.03

  33. Analisi delle acque Lezione teorica del Prof. A. De Giglio (15/2/2005) -DISTRIBUZIONE DELL’ACQUA -LE CARATTERISTICHE CHIMICO-FISICHE DELL’ACQUA -LE FUNZIONI DELL’ACQUA NELL’ORGANISMO UMANO Monitoraggio e controllo – analisi chimica delle acque ESERCITAZIONE eseguita presso il laboratorio del Dipartimento di Chimica dell’Università degli Studi di Bari. Responsabile dell’attività di laboratorio Sig. Domenico Benedetti -DETERMINAZIONE pH -DETERMINAZIONE CLORURI -DETERMINAZIONE DUREZZA TOTALE -CROMATOGRAFIA E RIVELAZIONE IN CELLA

  34. Determinazione dei cloruri secondo Mohr Questa analisi và effettuata in soluzione neutra o, quanto meno, mantenendo il PH fra 5 e 10, perché in soluzione acida il cromato d’argento è solubile ed in soluzione nettamente basica precipita l’ossido d’argento. Il PH può essere mantenuto nei limiti voluti aggiungendo alla soluzione NaHCO3 o acido acetico. La determinazione dello ione (CL-) secondo Mohr si fa attraverso un’ analisi volumetrica con precipitazione. Nella titolazione dei cloruri (CL-) come indicatore si usa il cromato di potassio (K2CrO4 – indicatore che indica il punto di equivalenza – 1mml al 5%).

  35. Esperimento in laboratorio (Dipartimento di chimica: responsabile tecnico Prof. Benedetti) Strumenti utilizzati 100 mml acqua piovana agitatore indicatore 5% potassio cromato (K2CrO4) cunetta digitale buretta in pelle (manuale) 169,9 peso molare di AgNO3 (nitrato d’argento) Esperimento Utilizzo una buretta digitale contenente la soluzione titolante di nitrato d’argento AgNO3 con concentrazione 0,1 M. La buretta è annerita poiché l’ Ag è fotosensibile. Per questa sua proprietà, l’ Ag è il componente di emulsioni che ricoprono le pellicole fotografiche e la carta su cui vengono stampate le fotografie. 100mml H2O +0,1 M AgNO3(titolante)+1mml K2CrO4 (indicatore giallo)+Ag2CrO4 (indicatore rosso) mmgr/l (CL-) = mml AgNO3 (titolante) x M (AgNO3-titolante) x P.Eg. (35.45) x 1000 mml campione. Determinazione (CL-) nell’ H2O potabile attraverso la titolazione di Mohr (titolazione volumetrica). 100mml H20 + 1mml K2CrO4 (indicatore) + 0.1M AgNO3 +AgCl + Ag2CrO4= N.B.- Ag+ + Cl- AgCl (essendo meno solubile del cromato d’argento Ag2CrO4, precipita . I rimanenti ioni Ag reagiscono con CrO4 e formano il sale). 100mml (H20piovana+Cl-) + 1mml 5% K2CrO4 + 0.1M (AgNO3) AgCl + Ag2CrO4 (cromato d’ Ag rosso). N.N.B.- La buretta digitale è più precisa della buretta di Pelletts poiché la prima apprezza l’aggiunta di 0,01 mml di soluzione, mentre la seconda apprezza solo l’aggiunta di 0,1 mml.

  36. Procedimento Voglio sapere quanti mmgr (CL-) sono presenti in 100 mml di H2O piovana. Sappiamo che nell’ acqua piovana vi è una bassa concentrazione di sali. 1- Nel campione metto un agitatore magnetico che manterrà l’ H2O potabile in continua agitazione evitando che, con l’aggiunta della soluzione titolante (AgNO3) e la formazione di AgCl , esso precipiti rendendo la soluzione opalescente. 2- Si mette nella soluzione di acqua potabile come indicatore 1mml di cromato di potassio (K2CrO4) al 5%. Questo è di colore giallo. 3- Si fa gocciolare, poco alla volta, una soluzione titolante 0,1M di AgNO3 (nitrato d’argento). 4- Finché nell’ H2O piovana ci sono gli ioni cloruro (CL-) , aggiungendo con la buretta digitale la soluzione di AgNO3, lo ione Ag+ reagisce con gli ioni Cl- e si forma Ag+Cl-;l’ AgCl non precipita e non rende la soluzione opalescente. Ag+NO3 (nitrato d’argento)  Ag+ + NO3- (ioni nitrato) Ag+ + Cl- (H2O potabile)  AgCl. Dopo aver aggiunto una soluzione equimolecolare di AgNO3 , la quantità di ioni Ag+ avrà reagito con lo stesso numero di ioni Cl- (che erano presenti nel becker in un certo volume di acqua), formando il cloruro d’argento che essendo insolubile precipita (AgCl). Quando nel becker contenente acqua potabile ( l’AgCl continua ad essere presente nella sospensione ) non ci sono più gli ioni (Cl-) , aggiungendo altro AgNO3 (nitrato d’argento), lo ione Ag+ reagisce con CrO4-- (ione cromato) dell’ indicatore (K2CrO4) e si forma AgCrO4 (cromato d’argento) che colora di rosso la soluzione. Ag+ + CrO4--  Ag2CrO4 (colore rosso) . Nel momento in cui vedo il punto di viraggio (ossia la soluzione di H2O potabile cambia colore, da gialla diventa rossa, leggo il valore in mml di AgNO3 aggiunto, valore riportato nel display della buretta digitale -es. 0,29mml- ) Per trovare la quantità di ioni (CL-) presenti nell’acqua potabile, applico la regola: mmgr/l (CL-) = mml (titolante) x X(soluz.titolante) x P.Eg.(CL-) x 1000/mml (campione) = = 0,29 mml(AgNO3) x 0,1 (AgNO3) x 35,45 (CL-) x 1000/100 mml H2O piov. = =10,28 mmgr/l ( concentrazione ioni cloruro nell’ H2O piovana).

  37. Analisi delle acque Lezione teorica del Prof. A. De Giglio (15/2/2005) -DISTRIBUZIONE DELL’ACQUA -LE CARATTERISTICHE CHIMICO-FISICHE DELL’ACQUA -LE FUNZIONI DELL’ACQUA NELL’ORGANISMO UMANO Monitoraggio e controllo – analisi chimica delle acque ESERCITAZIONE eseguita presso il laboratorio del Dipartimento di Chimica dell’Università degli Studi di Bari. Responsabile dell’attività di laboratorio Sig. Domenico Benedetti -DETERMINAZIONE pH -DETERMINAZIONE CLORURI -DETERMINAZIONE DUREZZA TOTALE -CROMATOGRAFIA E RIVELAZIONE IN CELLA

  38. DUREZZA DELL’ACQUA POTABILE • Intendiamo per durezza di un’acqua la quantità di sali di calcio (Ca) e di magnesio (Mg) presenti nella stessa, espressi in gradi francesi °F (1°F = 1 g di CaCO3 in 100 L di acqua), oppure in gradi tedeschi (1°T = 1 g di CaO in 100 L di acqua): nel nostro caso abbiamo però considerato la prima unità di misura. • ANALISI DELLA DUREZZA • Le acque potabili che contengono un’eccessiva quantità di sali di calcio e di magnesio (oltre 0,5 g/l) sono chiamate “acque dure”. Questi sali rendono l’acqua poco digeribile e sono dannosi per gli impianti domestici ed industriali in quanto i carbonati di calcio e magnesio sono insolubili e quindi intaccano le tubature; impediscono, inoltre, anche ai saponi di formare la schiuma. La reazione descrittiva è la seguente: • CaCO3 + H2O + CO2 ----------> Ca(HCO3)2 • L’azione combinata dell’acqua e dell’anidride carbonica scioglie il carbonato di calcio insolubile; si ha come risultato un idrogeno carbonato solubile che costituisce la durezza. • Esistono tre tipi di durezza delle acque: • LA DUREZZA TOTALE • LA DUREZZA TEMPORANEA • LA DUREZZA PERMANENTE.

  39. DUREZZA DELL’ACQUA POTABILE • Intendiamo per durezza di un’acqua la quantità di sali di calcio (Ca) e di magnesio (Mg) presenti nella stessa, espressi in gradi francesi °F (1°F = 1 g di CaCO3 in 100 L di acqua), oppure in gradi tedeschi (1°T = 1 g di CaO in 100 L di acqua): nel nostro caso abbiamo però considerato la prima unità di misura. • ANALISI DELLA DUREZZA • Le acque potabili che contengono un’eccessiva quantità di sali di calcio e di magnesio (oltre 0,5 g/l) sono chiamate “acque dure”. Questi sali rendono l’acqua poco digeribile e sono dannosi per gli impianti domestici ed industriali in quanto i carbonati di calcio e magnesio sono insolubili e quindi intaccano le tubature; impediscono, inoltre, anche ai saponi di formare la schiuma. La reazione descrittiva è la seguente: • CaCO3 + H2O + CO2 ----------> Ca(HCO3)2 • L’azione combinata dell’acqua e dell’anidride carbonica scioglie il carbonato di calcio insolubile; si ha come risultato un idrogeno carbonato solubile che costituisce la durezza. • Esistono tre tipi di durezza delle acque: • LA DUREZZA TOTALE • LA DUREZZA TEMPORANEA • LA DUREZZA PERMANENTE.

  40. DUREZZA TEMPORANEA Consiste nell’eliminare tutti i sali che possono essere eliminati per riscaldamento del campione in esame. E’ dovuta alla quantità di bicarbonati di calcio e magnesio che per riscaldamento precipitano sottoforma di carbonati insolubili. La reazione è la seguente: Ca (HCO3)2 -----------> CaCO3 + H2O + CO2 insolubile

  41. DUREZZA DELL’ACQUA POTABILE • Intendiamo per durezza di un’acqua la quantità di sali di calcio (Ca) e di magnesio (Mg) presenti nella stessa, espressi in gradi francesi °F (1°F = 1 g di CaCO3 in 100 L di acqua), oppure in gradi tedeschi (1°T = 1 g di CaO in 100 L di acqua): nel nostro caso abbiamo però considerato la prima unità di misura. • ANALISI DELLA DUREZZA • Le acque potabili che contengono un’eccessiva quantità di sali di calcio e di magnesio (oltre 0,5 g/l) sono chiamate “acque dure”. Questi sali rendono l’acqua poco digeribile e sono dannosi per gli impianti domestici ed industriali in quanto i carbonati di calcio e magnesio sono insolubili e quindi intaccano le tubature; impediscono, inoltre, anche ai saponi di formare la schiuma. La reazione descrittiva è la seguente: • CaCO3 + H2O + CO2 ----------> Ca(HCO3)2 • L’azione combinata dell’acqua e dell’anidride carbonica scioglie il carbonato di calcio insolubile; si ha come risultato un idrogeno carbonato solubile che costituisce la durezza. • Esistono tre tipi di durezza delle acque: • LA DUREZZA TOTALE • LA DUREZZA TEMPORANEA • LA DUREZZA PERMANENTE.

  42. DUREZZA PERMANENTE Riguarda soltanto la quantità di sali di calcio e magnesio rimasti in soluzione anche dopo l’ebollizione. La durezza totale è data dalla differenza tra la durezza permanente e la durezza temporanea. La durezza viene espressa in gradi francesi (°F) che corrispondono a 10 mg/L di CaCO3. E’ possibile determinarla attraverso la TITOLAZIONE COMPLESSOMETRICA. Essa consiste nell’utilizzo di un sale organico come titolante detto EDTA (Etilen Diammino tetra acetico). L’EDTA è un reattivo chelante perché sequestra gli ioni Ca++ ed Mg++ legandoli al radicale: Complesso formato dall’anione dell’EDTA con lo ione Ca+1 Per apprezzare il momento in cui gli ioni Ca++ e Mg++ vengono chelati si osserva il punto di viraggio. A tale fine vengono usati indicatori complessometrici che virano a diversi valori di PH compresi tra 6 e 9 in quanto un PH fortemente acido creerebbe una maggior quantità di idrogeno liberato che non permetterebbe il proseguimento della reazione. Come indicatore si usa il Nero eriocromo T che in presenza di ioni Ca++ e Mg++ fa assumere alla soluzione un colore fucsia. Man mano che gli ioni Ca++ e Mg++ vengono complessati dall’E.D.T.A., cioè la loro quantità in soluzione diminuisce, l’indicatore (a PH =10) vira e fa assumere alla soluzione colore azzurro. Quando non ci sono più ioni Ca++ e Mg++ si sfrutta la proprietà dell’indicatore perché, noti i ml di E.D.T.A. aggiunti per raggiungere il viraggio della soluzione, si possono titolare gli ioni Ca++ ed Mg++. Quanto maggiore è la durezza dell’acqua, ovvero quanto maggiore è la quantità di ioni Ca++ ed Mg++, tanto maggiore sarà la quantità del titolante da aggiungere (E.D.T.A.) per raggiungere il viraggio. Invece nell’H2O distillata, ove non ci sono ioni Ca++ ed Mg++, aggiungendo 10 ml di tampone ammoniacale (a PH = 10) e l’indicatore Nero eriocromo T, la soluzione assume subito colore azzurro.

  43. Esperimento • ATTREZZATURA. • - 100 ml di H2O potabile; • - Becher; • - 0,0951 ml E.D.T.A.; • - 2 gocce di nero eriocromo T; • - Tampone ammoniacale : NH3; • - Buretta; • - Sostegno per la buretta; • - Pipetta tarata a doppio senso; • - Pipetta dosatrice automatica; • - Agitatore. • - Acido Calcon Carbonico (indicatore); • - 2 ml. di Na(OH) • PROCEDURA • 1) 100 ml di H2O potabile in un becher; • 2) aggiunta 10 ml. della soluzione tampone ammoniacale (PH = 10); • 3) aggiunta 2 gocce di NECT (indicatore); • 4) aggiunta 0,0951 ml. di E.D.T.A., fino a viraggio della soluzione; • 5) Determinazione della quantità di E.D.T.A. (acqua potabile) = 22,78 ml. • 6) TH° = ml E.D.T.A. x M x Eq. (CaCO3) x 1000/ml. campione • (Durezza) • TH° (H20 potabile) = 22,78 ml. x 0,0951 x 100,9 x 1000/100 ml. = 216,8 mg/l CaCO3 • 7) Durezza tot. = 216,8/10 mg/l = 21,68 ° F.

  44. Consideriamo la quantità di carbonati di Ca ed Mg presenti nella soluzione. Vogliamo trovare quanti mg di Ca++ ed Mg++ sono presenti nei 100 ml. di soluzione, pertanto impostiamo una proporzione: x mg (Ca) : mg (CaCO3) = p.a. (Ca) : P.M. (CaCO3) x mg (Ca) = mg (CaCO3) x p.a. (Ca) / P.M. (CaCO3) = 100,09 mg/l Per misurare la [Ca++] usiamo come INDICATORE l’ Acido Calcon Carbonico che necessita di una soluzione a PH = 12. Per trasformare la soluzione in modo che il PH rimanga circa 12, si aggiungono 2 ml di una soluzione di Na(OH) al 50%. Da notare è che l’idrossido di magnesio (Mg(OH)) non partecipa alla reazione di chelazione da parte dell’ E.D.T.A. , pertanto precipita. 8) Dalla quantità in ml di E.D.T.A. aggiunto, che provoca il viraggio dell’ acido Calcon Carbonico da fucsia ad azzurro, si misura la quantità in mg/l di CaCO3 : 100 ml (H2O potabile) + 2 ml Na(OH) 50% + Acido Calcon Carbonico +E.D.T.A.(0,0951 ml.) il viraggio della soluzione con l’aggiunta di 17,13 ml. di E.D.T.A. ; 9) Si ricava in seguito: - la quantità di ioni Ca++, utilizzando la formula della durezza e quest’ultima attraverso la seguente proporzione: p.a.(Ca) : P.M. (CaCO3) = x mg/l (Ca) : mg (CaCO3) 40,08 x 163 40,08 : 100,09 = x mg (Ca) : 163 mg/l x mg (Ca) = = 65,14 mg/l 100,09 • la quantità di ioni Mg++, ricavando la durezza(MgCO3) per differenza fra DUREZZA TOT. e quella del CaCO3 : • TH° (Mg) = TH° (H2O potabile) - TH° (CaCO3) = 216,8 - 163 = 53,8

  45. 10) Infine, nota la durezza di MgCO3, si ricava la quantità di ioni Mg++tramite la seguente proporzione: p.a. (Mg) : P.M. (MgCO3) = x mg (Mg) : mg/l (Mg in MgCO3) 24,305 84,3 x mg (Mg 53,8 mg/l 24,305 x 53,8 x mg/l (Mg) = = 15,5114 84,3

  46. Analisi delle acque Lezione teorica del Prof. A. De Giglio (15/2/2005) -DISTRIBUZIONE DELL’ACQUA -LE CARATTERISTICHE CHIMICO-FISICHE DELL’ACQUA -LE FUNZIONI DELL’ACQUA NELL’ORGANISMO UMANO Monitoraggio e controllo – analisi chimica delle acque ESERCITAZIONE eseguita presso il laboratorio del Dipartimento di Chimica dell’Università degli Studi di Bari. Responsabile dell’attività di laboratorio Sig. Domenico Benedetti -DETERMINAZIONE pH -DETERMINAZIONE CLORURI -DETERMINAZIONE DUREZZA TOTALE -CROMATOGRAFIA E RIVELAZIONE IN CELLA

  47. Cromatografia su colonna e rivelazione in cella elettrolitica dell’ H2O potabile Il loop contiene 25 ml di H2O potabile. Nella colonna COLONNA CROMATOGRAFICA vengono separati i componenti della miscela, proprio come avviene nella DISTILLAZIONE FRAZIONATA del petrolio. Nella colonna vengono trattenute maggiormente le molecole a maggiore peso molecolare, cioè quelle che presentano ingombro sterico. Ad es. arriva prima lo ione NO3- (ione nitrato) che ha PH minore dello ione SO4–- (ione solfato), (in quanto NO3- ha un atomo in meno). L’ELUENTE passa attraverso la colonna con V= 1ml/l Pps = 1851 ps (pounds) N.B 1 atm= 14,…… pounds Patm = 1851 = 132,21429 (lavora quasi a 100 atm) N.B: 1 Bohr (1atm) = 1,0986 atm = 14, 5028 pounds Le sostanze presenti, resine a scambio ionico, possono attraversare le microsfere ove gli ioni vengono trattenuti. Quando arriva il campione nel DETECTOR le sostanze vengono bruciate e la scompensazione viene trasmessa in un messaggio elettrico che dà il picco specifico per ogni sostanza, si ha così un CROMATOGRAMMA. Per l’H2O potabile la sequenza è: F- (ioni fluoruri), Cl- (ioni cloruri), PO4 --- (ioni fosfati), NO3- (ioni nitrati), SO4 -- (ioni solfati) Fra l momento zero, in cui iniziamo l’analisi, e l’uscita del primo picco, c’è il TEMPO D’INTENZIONE. Dopo 2’ si separano i fluoruri, dopo 5’ 57’’ i cloruri, dopo 10’ 52’’ i fosfati, dopo 11’ 47’’ i nitrati, dopo 13’ 52’’ i solfati. 14

  48. Foto relative al cromatogramma dell’acqua potabile cromatogramma dell'acqua potabile. Si osservano in successione i picchi a 3,2 del F, a 5,6 del Cl, a 11,5 del NO3, a 13,5 del SO4 Lettura del cromatogramma dell’acqua potabile, da parte della alunna Antonella Falco

  49. Distillazione frazionata del petrolio Distillazione Operazione che consiste nel separare le varie componenti di una miscela liquida. Si attua riscaldando il liquido fino al punto di ebollizione, in modo che evaporino le componenti più volatili, che vengono separate dalle altre per successiva condensazione. Lo scopo della distillazione può essere il recupero di un solvente da una soluzione in cui siano disciolte sostanze non volatili oppure, più comunemente, il frazionamento di una miscela complessa nelle componenti di diversa volatilità. Operazioni per certi versi complementari alla distillazione sono l'evaporazione e l'essiccamento, impiegati per allontanare il solvente da una soluzione allo scopo di recuperarne il soluto. La distinzione tra i processi di distillazione e quelli di evaporazione è però solo formale, poiché in entrambi i casi vengono usate le stesse apparecchiature.

  50. Teoria della distillazione La distillazione si basa sul fatto che il vapore ottenuto per ebollizione di una miscela di più liquidi contiene una percentuale maggiore dell'elemento più volatile rispetto alla miscela di partenza. La relazione tra la composizione di una miscela di liquidi e la composizione del vapore con essa in equilibrio fu ricavata dal chimico francese François-Marie Raoult (1830-1901) ed è oggi nota con il nome dello scopritore. Secondo la legge di Raoult, in una miscela di liquidi perfettamente miscibili (soluzione ideale) ogni componente ha pressione di vapore pari a quella che avrebbe se fosse puro, moltiplicata per la propria frazione molare nella soluzione. Il punto di ebollizione di una miscela ideale viene raggiunto quando la somma delle pressioni parziali dei singoli componenti eguaglia la pressione esterna, che in condizioni normali è pari a una atmosfera. Quindi una soluzione ideale di due liquidi in quantità equimolare bolle a una temperatura che è data esattamente dalla media dei punti di ebollizione delle due sostanze pure. Il grado di separazione ottenuto con un singolo stadio di distillazione dipende esclusivamente dalla differenza tra le pressioni di vapore dei componenti puri, perciò, in ultima analisi, dalla differenza tra i loro punti di ebollizione. In particolare, minore è la differenza tra i punti di ebollizione delle sostanze pure, minore è la separazione ottenibile con un singolo stadio. Distillando una soluzione di una sostanza non volatile (ad esempio un sale) per recuperare il solvente, è possibile ottenere una separazione completa con un unico stadio; al contrario se la differenza tra i punti d'ebollizione è minima, è impossibile separare i componenti della miscela con una sola distillazione. La relazione di Raoult si applica correttamente solo a miscele di liquidi molto simili per struttura chimica, come ad esempio il benzene e il toluene, mentre nella maggior parte dei casi si osservano forti deviazioni dal comportamento ideale (soluzioni reali). Infatti, se un componente è poco solubile negli altri la sua volatilità aumenta notevolmente. Ad esempio, la volatilità dell'alcol in soluzioni acquose diluite è sensibilmente maggiore di quella che si può prevedere applicando la legge di Raoult. Al contrario, l'ebollizione di una soluzione al 99% di alcol determina la formazione di vapori contenenti una percentuale minore di questo componente; come conseguenza di ciò l'alcol non può essere concentrato tramite distillazione oltre al 97%, anche ripetendo il processo per un numero idealmente infinito di volte

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