Estrazione ed impiego di indicatori acido indicatori acido

Progetto Lauree Scientifiche
Dipartimento di Chimica
Università degli Studi di Sassari
Estrazione ed impiego di
indicatori acidoacido-base vegetali
ACIDI E BASI NELLA VITA QUOTIDIANA
Acidi
Basi
Sono di sapore aspro e corrodono
facilmente molti metalli.
Il sapore aspro del succo di limone,
dell’aceto o dello yogurt sono dovuti ad
esempio all’acido citrico, all’acido acetico
e all’acido lattico, rispettivamente.
L’acido cloridrico (acido muriatico) viene
utilizzato negli anticalcare, l’acido
solforico nei disgorganti per le tubazioni.
Hanno un sapore amarognolo, sono
saponose al tatto e si mostrano corrosive
solo per alcuni metalli.
L’ammoniaca, o idrossido di ammonio, e
l’ipoclorito di sodio (candeggina) vengono
usati come prodotti per la pulizia di
superfici; l’idrossido di sodio (soda
caustica) per la pulizia degli scarichi
casalinghi.
Acidi e Basi: un po’ di storia…
– XVII secolo si studiano le combinazioni tra acidi e basi (J. B. Van Helmont) e vengono
scoperti l’acido cloridrico e l’acido solforico (Basile Valentin).
– R. Boyle (1627-1691) prova a interpretare le differenze tra le proprietà delle sostanze
acide e basiche di alcune sostanze; osservò che uno sciroppo di violette blu virava al
rosso in presenza di acidi e al verde in presenza di basi; fece una scala di acidità e
basicità impiegando diversi INDICATORI di natura vegetale (fiordalisi, more, fiori di
melograno) e preparò la prima cartina TORNASOLE impiegando un estratto di
particolari licheni, il litmus.
– J. Von Liebeg (1803-1873) nel 1838 ipotizzò che nelle molecole degli acidi fosse
contenuto almeno un atomo di idrogeno sostituibile.
Acidi e Basi: un po’ di storia…
– S. A. Arrhenius (1859-1927) nel 1884 definì
gli acidi come sostanze che, dissolvendosi in acqua, si dissociano liberando ioni H+:
HA + H2O → H3O+ + Ae le basi come sostanze che si dissociano liberando ioni OH-:
BOH + H2O → B+ + OH- + H2O
– S. Sørensen nel 1909 propone la definizione di pH:
pH = -Log[H3O+]
Acidi e Basi: un po’ di storia…
– J. N. Brønsted (1879-1947) e T. M. Lowry (1874-1936) nel 1923 pubblicarono
contemporaneamente nuove definizioni di acidi e basi che ampliavano quella di
Arrhenius:
acidi e basi sono sostanze capaci di cedere e accettare ioni idrogeno, o protoni,
rispettivamente.
L’acido HA cede uno ione H+ alla base B
-H+
HA
+
B

BH+
+
A-
+H+
La base B accetta uno ione H+ da HA
BH+ è un acido, in quanto può cedere uno ione H+, è l’acido coniugato della base B
A- è una base, in quanto può accettare uno ione H+, è la base coniugata dell’acido HA
Acidi e Basi: un po’ di storia…
– G. N. Lewis (1875-1946) nel 1923 formulò la sua teoria su acidi e basi:
Acido è una specie chimica (molecola o ione) in grado di accettare una coppia di elettroni
Base è una specie chimica in grado di cedere una coppia di elettroni
H+ + :OH- → HOH
- Infine gli acidi e le basi possono essere definiti ELETTROLITI:
sostanze che in soluzione acquosa si scindono in ioni positivi e negativi (fenomeno della
DISSOCIAZIONE ELETTROLITICA) in grado di condurre, in varia misura, la corrente elettrica.
Gli elettroliti che in soluzione presentano tutte le molecole dissociate in ioni sono chiamati
ELETTROLITI FORTI (es: cloruro di sodio, acido cloridrico, acido solforico, ecc.).
Gli elettroliti dei quali, invece, solo una piccola frazione è dissociata in ioni si chiamano
ELETTROLITI DEBOLI (es: acido acetico, acido carbonico, acido citrico, ammoniaca, ecc.)
Così si potrà parlare di acidi forti o deboli e di basi forti o deboli, a seconda del loro grado
di dissociazione in acqua:
H+
H+
H+
Cl-
Cl-
H+
H+
ClCl-
H+
H+
CH3COO-
CH3COOH+
CH3COO-
H+
ClCl-
H+
H+
Cl-
H+
CH3COO-
CH3COO-
CH3
COO-
H+
CH3COO-
H+
HCl è un acido forte:
in soluzione acquosa è completamente
ionizzato
CH3COOH è un acido debole:
in soluzione acquosa è solo parzialmente
ionizzato
Una soluzione di HCl e una di CH3COOH aventi la stessa concentrazione, non hanno lo
stesso numero di ioni liberi in soluzione: in particolare il numero di ioni H+ presenti
nella soluzione di HCl è superiore a quello degli ioni H+ presenti nella soluzione di
CH3COOH
[H+]HCl > [H+]CH3COOH
pH HCl < pH CH3COOH
Autodissociazione dell’acqua
Anche l’acqua va incontro a dissociazione in ioni:
H+ + OH-
H2O
Si tratta di un equilibrio, molto spostato verso sinistra, che ha una sua costante:
H  OH 
Keq 


H2O
Che può essere riscritta come:
Keq x [H2O] = Kw = [H+] x [OH-] = 1x10-14
Perciò nell’acqua pura
[H+] = [OH-] = 1x10-7
pH = 7
pH delle soluzioni NEUTRE
Se all’acqua aggiungiamo un acido, forte o debole che sia, la concentrazione degli ioni
H+ aumenterà e
[H+] > [OH-]
Cioè
[H+] > 10-7
Cioè
pH<7
pH delle soluzioni ACIDE
Se all’acqua aggiungiamo una base, forte o debole che sia, la concentrazione degli
ioni OH- aumenterà e
[H+] < [OH-]
Cioè
[H+] < 10-7
Cioè
pH>7
pH delle soluzioni BASICHE
Determinazione del pH
Uno dei modi per misurare il pH di una soluzione acquosa è quello che impiega i
cosiddetti
INDICATORI ACIDO-BASE
sostanze organiche, in genere acidi o basi deboli, aventi la proprietà di assumere
diverso colore quando vengono a contatto con un acido o una base, cioè dopo
aver acquistato o ceduto uno ione H+:
HIn
In- + H+
O
OH
O
O
-
-
FENOLFTALEINA
CO2
C
+
C
H +
OH
O
O
OH
O
O
H3C
N
N
+
H +
N
H3C
N
N
ROSSO DI METILE
N
H3C
H3C
H3C
-
CH3 H3C
CH3
HO
H3C
O
CH3 H3C
CH3
O
O
H3C
-
O
CH3 H3C
CH3
-
O
+
Br
CH3
H3C
H +
SO 3
-
Br
CH3
H3C
SO3
-
Br
CH3
H3C
SO 3
-
BLU DI
BROMOTIMOLO
Indicatori acidoacido-base vegetali
Coloranti nei petali, nei fiori e nei frutti
Pianta
Parte usata
Antocianidine
R1, R2 e R3 possono essere
-H, -OH o -OCH3
O-zucchero
O-zucchero
Antocianine
Colore
con acqua
con acido
con base
Radicchio rosso
Foglia
Marroncino
Rosso
Verde
Cavolo Rosso
Foglia
Porpora
Rosso
Verde
Barbabietola
Foglia
Rosso
Rosso
Giallo
Geranio rosso
Petali dei fiori Rosa
Arancio
Giallo
Rosa bianca
Petali dei fiori Incolore
Incolore
Ambra
Stella di Natale
Petali dei fiori Rosa
Rosso
Giallo-verde
Ciclamino rosso
Petali
Rosa intenso Rosso
Rosa intenso
Indicatori acidoacido-base vegetali
Esperienza in laboratorio
1) I petali di fiori, come il geranio rosso o la stella di
natale, vengono trasferiti in un mortaio di porcellana con
qualche ml di etanolo (CH3CH2OH), per estrarre i pigmenti
e ottenere l’indicatore vegetale.
2) L’estratto alcolico
viene filtrato su carta
3) Su una piastra da saggio vengono trasferiti
circa 0.5 ml di soluzioni (di HCl e NaOH) a
diversi valori di pH (0, 2, 3, 5, 9, 11, 12, 13) e
di H2O distillata.
4) Quindi vengono aggiunte poche gocce di
indicatore e si osserva la colorazione assunta ai
diversi valori di pH.
5) A questo punto trasferiamo circa 0.5 ml di
campioni diversi in una piastra e
aggiungiamo anche ad esse qualche goccia
dell’indicatore. Per confronto visivo del
colore ottenuto saremo in grado di stabilire
il pH delle diverse sostanze.