La chimica dell'acqua by patrizia.martelli

Indice degli argomenti COME SI LEGGE UNA TABELLA DI INQUINAMENTO IDRICO- pag 13 CHE COSA E’ LA CHIMICA –pag17 L’ACQUA E LA GEOLOGIA -pag 3 LA CHIMICA DELL’ACQUA - pag 7 L’INQUINAMENTO DELL’ACQUA –pag 4 L’ATOMO - pag18 L’ACQUA E LA VITA –pag 5 IL SISTEMA PERIODICO –pag 20 IL BILANCIO IDRICO –pag 10 LE FORMULE CHIMICHE -pag 21 CARTA EUROPEA DELL’ACQUA –pag11 ELEMENTI DI STECHIOMETRIA –pag 24 LE TITOLAZIONI VOLUMETRICHE –pag 26 REAZIONI ED EQUAZIONI -pag 21 LE ANALISI DI POTABILITA’: LA DETERMINAZIONE DEI SOLFATI –pag 12 LA DETERMINAZIONE DEI CLORURI –pag 13 LA DETERMINAZIONE DEI NITRATI –pag 25 LA DETERMINAZIONE DEI NITRITI –pag 25 LA RICERCA DELL’AMMONIACA –pag 23 LA DETERMINAZIONE DELLA DUREZZA -pag 14 RESIDUO FISSO - pag 23 Patrizia Martelli, 2013

Modulo relativo alle analisi di potabilità dell’acqua

Premessa L’ACQUA E LA GEOLOGIA Vista dallo spazio, la Terra appare azzurra: la cosa non è strana, se si pensa che la sua superficie è coperta di H2O per quasi ¾; la maggior parte dell’acqua del nostro pianeta è contenuta negli oceani, ma non dobbiamo dimenticare i fiumi, i laghi, i ghiacciai e le calotte polari, nonché il vapore acqueo contenuto nell’atmosfera. L’insieme di tutta l’acqua presente sul pianeta, dal vapore acqueo ai ghiacciai, alle falde sotterranee, ai mari, costituisce: L’IDROSFERA. L’H2O, così come l’aria, è indispensabile a tutti gli esseri viventi; mentre l’aria è distribuita in modo uniforme su tutta la superficie della Terra, l’acqua non lo è: esistono zone ricchissime di acqua ed anche zone come i deserti in cui l’acqua è praticamente assente, tutto ciò condiziona la distribuzione delle diverse specie animali e vegetali sul nostro pianeta. Sulla Terra l’acqua esiste nei tre stati fisici che ben conosciamo: lo stato liquido, solido (ghiaccio) e gassoso (vapore acqueo), essa passa continuamente dall’uno all’altro, formando il cosiddetto ciclo dell’acqua. L’acqua che si trova sulla superficie terrestre, evapora sotto l’effetto del calore solare, 4 1H

He + 2 positroni + 2 neutrini + 2 γ (radiazione gamma)

sale nell’atmosfera, dove forma le nubi e cade nuovamente sulla Terra sotto forma di pioggia o di neve: la neve che cade in alta montagna si accumula e con il tempo forma i ghiacciai; questi ultimi, fondendo lentamente, alimentano i fiumi in ciò aiutati dalla pioggia o dalla neve che cadono in pianura. Una parte dell’acqua filtra attraverso il terreno e scende in profondità, fino a che non incontra uno strato di rocce impermeabili. Si forma allora una falda acquifera, cioè una raccolta di acqua sotterranea, che in determinati punti può risalire in superficie dando origine ad una sorgente, dalla quale può prendere origine un fiume.

L’ACQUA, UN BENE PREZIOSO L’acqua sulla Terra è tanta, circa 1,5 miliardi di Km3 (250 milioni di tonnellate per essere umano), ma il 97% costituisce gli oceani, è salata e non può essere utilizzata come tale: il processo di dissalazione è oltremodo costoso. Nel mondo vivono circa 6 miliardi di persone, ed è stato calcolato che per ogni abitante di un paese industrializzato, come l’Italia, vi sia un consumo do oltre 3000 l di acqua al giorno. L’acqua del pianeta non può essere rinnovata, quindi è sempre la stessa che passa dagli oceani all’atmosfera; è intuitivo riflettere sulla preziosità della scorta di acqua dolce, dobbiamo quindi evitare in tutti i modi di sprecarla e di sporcarla

L’INQUINAMENTO DELL’ACQUA. L’uomo, con tutte le sue attività, contamina l’acqua in tutte le fasi del suo ciclo. Iniziamo dal mare, dove spesso si registrano gravi casi di inquinamento, specialmente quando il ricambio dell’acqua è lento come nel Mediterraneo. I fiumi grandi e piccoli riversano ogni giorno nei nostri mari grandi quantità di sostanze inquinanti. Si tratta in gran parte di rifiuti industriali e prodotti chimici usati in agricoltura come: fertilizzanti, diserbanti e pesticidi (sostanze usate per combattere i parassiti delle piante). A tutto ciò vanno aggiunte le sostanze provenienti dagli scarichi fognari, che oltre ai saponi, shampoo e detersivi, immettono nel mare germi pericolosi per la nostra salute. Il mare è in grado di autodepurarsi grazie all’azione di alghe, funghi e di altri animali microscopici che, nutrendosi delle sostanze inquinanti, le trasformano in sostanze innocue, se non addirittura utili alla vita del mare. Oltre certi limiti però il mare non riesce più a svolgere questa attività e l’accumulo di veleni mette a dura prova la sopravvivenza di vegetali ed animali. Alcune sostanze contenute nei fertilizzanti e nei detersivi non agiscono come veleni, ma anzi, favoriscono alcune alghe che si sviluppano in grande quantità. Questo non è un fatto positivo, anche se a prima vista può sembrarlo, perché quando questa enorme massa di alghe muore, il naturale processo di decomposizione porta al consumo di tutto l’ossigeno necessario alle altre forme di vita, che vengono così compromesse. Questo fenomeno prende il nome di EUTROFIZZAZIONE (dal greco: buon nutrimento) ed in gran parte è dovuto ai fosfati (PO43-), sostanze che vengono usate nei fertilizzanti ed aggiunte ai detersivi per permettere un buon lavaggio anche in H2O dura (ricca di ioni Ca2+ e Mg2+). Le stesse sostanze che inquinano il mare possono avere conseguenze anche più drammatiche per la vita dei laghi e di fiumi, poiché in una minore quantità di acqua gli inquinanti raggiungono più rapidamente concentrazioni molto alte. L’acqua, quando evapora, può inoltre incontrare, sospese nell’aria, sostanze inquinanti, che, con le precipitazioni, raggiungono il suolo. Si possono così formare le cosiddette PIOGGE ACIDE, dovute a reazioni chimiche tra l’H2O ed alcuni gas, come l’ossido di azoto NO2 e l’anidride solforosa SO2, provenienti dagli scarichi dei motori e delle ciminiere industriali.

3 NO2 + H2O

2 HNO3 + NO

2 NO + O2

2 NO2

SO2 + H2O

H2SO3

acido nitrico

acido solforoso

L'acqua non è soltanto il 70–90% del peso della maggior parte delle forme di vita, ma rappresenta anche la fase continua degli organismi, essa infatti è un costituente biologico indispensabile per la materia vivente. Essa è quantitativamente il principale costituente dell'organismo e costituisce l'ambiente fondamentale ove tutti i processi vitali prendono luogo. L'H2O rappresenta mediamente il 60% del peso corporeo di un individuo. L’importanza dell'acqua in biologia (la scienza della vita) è insita nelle sue proprietà fisiche e chimiche. Essa, tra i fluidi, è la sola che può interagire con la maggioranza delle sostanze. Distribuzione media dell'acqua corporea nell'adulto, espressa come percentuale del peso corporeo. Acqua extracellulare Plasmaa Liquidi interstiziali Acqua intracelluare

15-17% 4–5% 11–12% 40–45%

Parte liquida del sangue incolora, trasparente a reazione lievemente alcalina costituita da H2O (90%), albumina e fibrina (7%).

Le variazioni da detta media possono essere anche notevoli, poiché gli studi indicano che: maggiore è il contenuto di grasso nell'organismo, e minore è la percentuale di H2O. Notiamo pertanto che l'H2O negli organismi viventi è distribuita nel plasma, nel liquido interstiziale e nel liquido intracellutare. Il plasma ed il liquido interstiziale costituiscono il liquido extracellulare. Tra dette aree si verifica uno scambio continuo di fluido. La funzione basilare e di notevole importanza dell'acqua nella esplicazione dei fenomeni vitali sta nel fatto che essa è il solvente di tutti i componenti solubili dell'organismo, ossia è il mezzo nel quale si verificano tutte le reazioni

chimiche vitali. In essa sono disciolti i sali minerali quali: potassio (K), sodio (Na), calcio (Ca) e magnesio (Mg); elementi questi indispensabili per il funzionamento delle cellule. I composti chimici che si dissociano nell'acqua vengono chiamati ioni e sono detti elettroliti nel processo di ionizzazione. I sali, gli acidi, e le basi sono elettroliti; i composti quali glucosio, urea e proteine sono detti non elettroliti, poiché sono molecole che non si ionizzano. Ogni ione, la particella dissociata di ogni elettrolita, conduce una carica elettrica positiva o negativa. I più abbondanti ioni positivi (cationi) nei fluidi del corpo sono gli ioni sodio, potassio, calcio e magnesio. Gli ioni negativi (anioni) sono il cloruro, il bicarbonato, il fosfato, il solfato, e gli anioni di acidi organici, quali il lattato, il piruvato e l'acetato, e molti derivati delle proteine. Alle reazioni, l’H2O partecipa sotto forma molecolare o anche ionica (H3O+, OH–). Da ciò è facile capire come il bilancio elettronico sia sempre contenuto nei compartimenti fluidi del corpo. Poiché l’H2O è contenuta all'interno ed all'esterno delle cellule, tra i due compartimenti si verifica un continuo scambio della stessa, attraverso membrane semipermeabili, oltre ad un continuo scambio delle sostanze in soluzione: viene quindi mantenuto un costante equilibrio. In tale scambio svolge una parte fondamentale l'equilibrio osmotico dinamico che si stabilisce fra i compartimenti. Quando infatti una soluzione contiene un quantitativo relativamente grande di particelle disciolte da una parte di una membrana semipermeabile ed una soluzione povera di soluti dall'altra parte si crea una forza osmotica. La pressione osmotica induce l’H2O a passare attraverso la membrana semipermeabile dalla soluzione meno concentrate verso la soluzione più concentrata, finché la concentrazione delle particelle disciolte in entrambi i comparti è uguale. La pressione osmotica del fluido cellulare, è regolata principalmente dalla concentrazione del potassio e, nei fluidi extracellulari, dalla concentrazione del sodio. Se si verifica perdita o guadagno di uno o dell'altro di detti elettroliti in un solo scompartimento, la pressione osmotica è disturbata ed l’H2O nel tende a trasferirsi verso lo scompartimento a maggior pressione osmotica. Risulta pertanto evidente il perché l'essere umano, mentre può vivere senza cibo per un determinato tempo non può sopravvivere se manca di H2O, se non pochissimi giorni. L'H2O ha anche molta importanza nella regolazione della temperatura corporea poiché possiede alta capacità termica, ed in tal modo assicura la distribuzione uniformeme del calore a tutto l'organismo; infine, per il suo elevato calore latente di evaporazione riveste una grande importanza nel processo di eliminazione del calore dall'organismo. N.B: calore latente di evaporazione = quantità di calore necessaria per portare allo stato di vapore (se è per gr) 1 gr di sostanza al suo punto di ebollizione (100 °C) e pressione standard (1 atm); per l’acqua questo è particolarmente elevato poiché è circa cinque volte superiore al calore necessario a scaldare la stessa quantità d’acqua da 0 a 100°C.

UN PO' DI CHIMICA DELL'H2O

I doppietti elettronici non condivisi, nel loro assetto sterico, necessitano di spazio maggiore rispetto agli altri due e costringono quindi le coppie condivise ad avvicinarsi l'una all'altra, rispetto allâ&#x20AC;&#x2122;angolo previsto per una struttura tetraedrica. Essendo l'ossigeno piĂš elettronegativo dell'idrogeno, esso attira gli elettroni di legame con gli idrogeni determinando dislocazione di carica elettrica. Formula bruta: H2O Formula di struttura: 7

doppietto di legame condiviso doppietto elettronico libero

H 104,45°

H δδ+

Ecco il perché della possibilità di rappresentare la nostra molecola come un DIPOLO, geometricamente un’ellisse, con l’indicazione di una piccola frazione di carica elettrica positiva e negativa. La separazione delle cariche positive da quelle negative consentono la formazione dei legami a idrogeno che conferiscono all’acqua proprietà particolari.

O H H O H

H H O H

O H

In questi esempi di formazione di legame a idrogeno, schematizzati in figura, un atomo di idrogeno già legato covalentemente è capace di legarsi ad un secondo atomo appartenente ad un'altra molecola, con forze essenzialmente di natura elettrostatica. Questo legame può tenere uniti quantitativi grandi di molecole in liberi aggregati che continuamente si rompono e si riformano sotto le azioni termiche. Detti legami che si formano fra le molecole dell'H2O sono tali da conferire alla sostanza caratteristiche straordinarie: a) l’H2O è l'unica sostanza presente simultaneamente nei suoi tre stati di aggregazione (solido liquido e gassoso) alle temperature e pressioni dell'ambiente terrestre; Se la molecola dell'acqua dovesse comportarsi come le molecole più simili ad essa, dovrebbe fondere a - 100°C e bollire a – 80 °C; b) l’H2O è l'unico composto chimico il cui solido è più leggero del liquido: infatti, a differenza della maggioranza delle sostanze, si espande nel congelarsi (solitamente si espandono nel riscaldamento);

c) il massimo della densità dell’acqua è raggiunto a 4 °C di temperatura, al di sopra ed al disotto di questa temperatura la densità è più bassa; d) l’H2O è il liquido dotato del calore specifico maggiore, rispetto a tutti gli altri liquidi. Il calore specifico è la capacità di accumulare una quantità maggiore o minore di energia termica per un dato incremento di temperatura (o, più precisamente, è la quantità di energia richiesta per aumentare di un grado kelvin la temperatura di un kg di sostanza). Una sostanza ad alto calore specifico, resisterà alle variazioni termiche , avrà cioè una forte inerzia termica. Questa caratteristica è alla base sia dell'influenza delle masse acquose sul clima della Terra, sia del mantenimento del calore del corpo umano, in un ristretto intervallo di temperature (37 – 42 °C). e) Eccettuando il mercurio (Hg), l’H2O ha la maggiore conduttività termica di tutti i liquidi, ovvero riesce a far passare facilmente il calore al suo interno. Per questo, un raffreddamento od un riscaldamento locale viene rapidamente distribuito su di un volume molto più grande. Al dipolo è dovuto anche l'effetto della solvatazione degli ioni, cioè i dipoli si dispongono fra l'anione ed il catione di un sale riducendo la forza di attrazione delle cariche elettriche (legame ionico salino) e provocando quindi la solubilizzazione del sale stesso. es. sale da cucina NaCl

catione sodio

anione cloruro

f) L’H2O ha un valore di tensione superficiale eccezionale dovuto alla forte coesione fra le molecole. Sulla superficie dell’acqua possono galleggiare oggetti leggeri e quindi possono svilupparsi forme di vita che vi si muovono sopra. L’unico liquido che ha, in condizioni ambientali, una tensione superficiale più alta è il mercurio.

IL BILANCIO IDRICO Due sono le origini dell’acqua corporea: 1) acqua ingerita con le bevande e con gli alimenti (acqua esogena) 2) acqua di ossidazione (acqua endogena), detta anche H2O metabolica, che deriva dalla combustione degli alimenti nell’organismo. In media, dall’ossidazione di 100 g di glicidi, vengono formati 55 g di acqua, dall‘ossidazione di 100 g di protidi, ne vengono formati 41 g e, da 100 g di lipidi, 107 g di acqua. Poiché l’acqua viene giornalmente eliminata attraverso il rene, la cute, i polmoni, l’intestino, è necessario reintegrarla in modo da mantenere in equilibrio il bilancio idrico. Normalmente nell’adulto a temperatura ambiente (18–20 °C) e con attività moderata, le uscite medie sono: 1500 cm3 attraverso il rene, 600 cm3 attraversola cute, 300 cm3 attraverso i polmoni, 100 cm3 attraverso le feci. Il mantenimento del normale volume di acqua corporeo è regolato soprattutto dallo stimolo della sete e l’equilibrio idrico è regolato particolarmente dai reni che trattengono od eliminano H2O. Percentuale media di H2O negli alimenti più comuni di largo uso quotidiano: vegetali freschi latte intero frutta fresca pesci (media) uova carni (media) formaggi (media)

90% 87% 85% 78% 74% 65% 45%

La Carta Europea dell’Acqua (1968) 1. Non c’è vita senza acqua. L’acqua è un bene prezioso ed indispensabile a tutte le attività umane. 2. Le disponibilità di acqua non sono inesauribili. E’ indispensabile quindi preservarle, controllarle e, quando è possibile, accrescerle. 3. Alterare la qualità dell’acqua significa nuocere alla vita dell’uomo e degli altri esseri viventi che da essa dipendono. 4. La qualità dell’acqua deve essere sempre mantenuta in modo tale da poter soddisfare le esigenze delle utilizzazioni richieste, specialmente per i bisogni della salute pubblica. 5. Quando l’acqua, dopo essere stata utilizzata viene restituita all’ambiente naturale,deve essere in condizione da non dover compromettere i possibili usi dell’ambiente, sia pubblici che privati. 6. La conservazione di una copertura vegetale appropriata di preferenze forestali, è essenziale per la conservazione delle risorse idriche. 7. Le risorse idriche devono essere accuratamente inventariate. 8. La buona gestione dell’acqua deve essere materia di pianificazione da parte delle autorità competenti. 9. La salvaguardia dell’acqua implica uno sforzo importante di ricerca scientifica, di formazione di specialisti e di informazione pubblica. 10. L’acqua è un patrimonio comune il cui valore deve essere riconosciuto da tutti. Ciascuno ha il dovere di economizzarla e di utilizzarla con cura. 11. La gestione della risorsa idrica dovrebbe essere inquadrata nel bacino naturale piuttosto che entro frontiere amministrative e politiche. 12. L’acqua non ha frontiere. Essa è una massa comune, la tutela della quale richiede la cooperazione internazionale.

ANALISI N°1 DETERMINAZIONE QUALITATIVA DEI SOLFATI (SO42–) Per questa analisi si usa una soluzione satura a freddo di cloruro di bario BaCl2, che in ambiente acido, per addizione di acido cloridrico, provoca, in presenza di solfati, un precipitato bianco di solfato di bario (BaSO4). Operando in queste condizioni, la sensibilità della reazione è di 4 mg/l. Dobbiamo prelevare 100 ml di acqua, ed acidificare con qualche ml di acido cloridrico diluito, ed aggiungere poche gocce di cloruro di bario (soluzione satura a freddo); dopo pochissimi istanti, noteremo un abbondante precipitato bianco preceduto da opalescenza progressiva della soluzione in esame. BaCl2

+ SO42– Æ (nel campione)

BaSO4 (bianco insolubile)

N.B.: LIMITE comunemente ammesso per l’acqua potabile: il dato non deve superare il limite di g 0,10 di anidride solforica (SO3) per litro. Una quantità superiore di solfati alcalini può essere in relazione con una infiltrazione di urine. N.B.: Il cloruro di bario, soluzione satura a freddo, si prepara sciogliendo circa g 31 di BaCl2 in 100 ml di H2O distillata. Nota operativa: Durante lo svolgimento della lezione-analisi, è opportuno ripetere la ricerca qualitativa dei solfati su un campione di acqua prelevata dal rubinetto del laboratorio. Con un certo stupore potremo renderci conto di quanto essa ne possa essere ricca. Dobbiamo riflettere su questo dato inaspettato, creando un’occasione di approfondimento del dato in analisi. Possiamo pertanto ipotizzare che nell’abbondante precipitato bianco siano presenti pure i carbonati, pertanto possiamo filtrare il tutto e trattare il residuo solido con HCl diluito. Nel caso in cui notassimo una lievissima effervescenza, sarebbe segno evidente che: CO32– + 2H+ Æ H2CO3 Æ H2O + CO2 (responsabile dell’effervescenza, la quantità rilevata sarà esigua, non disponendo, per ragioni tecniche di macro quantità di residuo) Conferma di tutto ciò può essere fornita da uno studio sui metodi di potabilizzazione, che non prevedono l’allontanamento degli anioni; essi infatti essenzialmente prevedono - predisinfezione con biossido di cloro (ClO2) e/o ipoclorito di sodio (NaClO) con dosaggio in linea per l’abbattimento di microrganismi presenti nell’acqua grezza, - aggiunta di carbone attivo in polvere per la formazione di una barriera contro le sostanze chimiche (tensioattivi), - ripartizione dell’acqua in più impianti di decantazione, - ozonizzazione (ozono, O3, forma allotropica dell’ossigeno) con tempo di contatto di 10 minuti e dosaggio di circa 2 g/m3. Trattamento questo per una azione battericida e virulicida e per la rimozione di microinquinanti chimici e per il miglioramento delle qualità organolettiche dell’H2O. - post-disinfezione con biossido di cloro con tempo di contatto 30 min.

L’acqua così trattata viene immessa in rete di distribuzione da una centrale spinta da pompe. Prima del processo di post-disinfezione è prevista una filtrazione su carbone attivo granulare. COME SI LEGGE UNA TABELLA DI INQUINAMENTO IDRICO: La necessità di “leggere” numerosi dati di inquinamento come quelli riportati, può essere il pretesto per imparare a decifrare le tabelle in cui vengono riportati i risultati di analisi chimiche sull’H2O come quelli tabulati nella figura in fondo alla pagina. Oltre al confronto fra più punti del corso d’acqua, o fra periodi diversi dell’anno, caratterizzati da condizioni differenti (portata, temperatura) o dello stesso giorno (ore diversificate, giorno/notte), la cosa migliore per capire le condizioni di un fiume dovrebbe essere quella di poter disporre di una condizione standard che ne definisca qualitativamente le condizioni naturali. Purtroppo in Italia non esistono parametri di questo tipo, in quanto le leggi stabiliscono limiti relativi ai diversi usi, ma non indicano quali debbano essere le condizioni ottimali di un fiume. Usiamo in questo caso le indicazioni inglesi, ritenute generalmente valide: Parametri

molto pulito

pulito

abbastanza pulito

mediocre dubbio

cattivo

BOD Ossigeno disciolto COD Ammoniaca Nitrati Solidi sospesi

1,0 7,0

2,0 6,0

3,0 6,0

5,0 5,0

10,0 4,0

2,0 0,04 0,5 2

2,0 0,24 2,0 14

3,0 0,70 2,2 14

4,0 0,70 2,6 17

5,0 2,5 4,9 21

7,0 6,7 4,0 35

ANALISI N°2 DETERMINAZIONE DEL CONTENUTO IN CLORURI (indagine quantitativa). Il contenuto in cloruri si calcola in base alla valutazione dello ione cloruro. La misura si esegue per via volumetrica, mediante una soluzione titolata di nitrato di argento (AgNO3). A 100 ml dell’acqua in esame viene addizionato 1 ml di soluzione di cromato di potassio (K2CrO4) circa normale che serve da indicatore. Si lascia defluire da una buretta, goccia a goccia, una soluzione di nitrato di argento N/100: precipita così il cloruro di argento. Quando tutto il cloruro è precipitato, inizia la precipitazione del cromato di Ag, di colore rosso (Ag2CrO4). Il numero di ml di soluzione di nitrato di argento, necessari per raggiungere il punto finale della reazione = punto di viraggio, viene moltiplicato per il fattore 0,0003546 (vedi nota di stechiometria) e fornisce la quantità di cloro ione in gr/l N.B. Dalla reazione: AgNO3 + NaCl Æ AgCl + NaNO3 Solub. solub. insolub. solub.

si deduce che, per precipitare un grammoatomo di cloro (35,46) è necessaria una grammomolecola (o meglio, grammoformula) di nitrato di argento. Una soluzione di nitrato di Ag N/100 contiene 1/100 di grammoformula di AgNO3 per litro. Un litro di detta soluzione corrisponde ad 1/100 di grammoatomo di cloro cioè a g 0,3546; ogni ml corrisponde a gr 0,0003546 di cloro. LIMITE comunemente ammesso per acqua potabile: Il contenuto in cloruri non deve superare il limite di 0,035 gr per litro. Quantità superiori non sono negative dal punto di vista igienico, ma possono costituire un indice di inquinamento, legato ad infiltrazioni di deiezioni animali; oppure l’eccesso di cloro può dipendere unicamente dalla particolare natura del terreno attraverso cui è passata l’acqua.

ESPERIENZA N°3 DETERMINAZIONE QUANTITATIVA DEL GRADO DI DUREZZA. Per la durezza dell’acqua s’intende la quantità di sali di calcio Ca2+ e di magnesio Mg2+ in essa disciolti. Le acque cosiddette “dure” non sono adatte alla cottura dei legumi, oppure al lavaggio con i saponi tradizionali. Esse per ebollizione, danno luogo alla formazione dei carbonati di calcio (CaCO3) e magnesio (MgCO3) insolubili, i quali si depositano sulla superficie dei legumi o altri alimenti impedendone la cottura.. Nel caso del sapone che è formato da sali di acidi grassi superiori, i sali di calcio e di magnesio, essendo insolubili, impediscono l’azione del sapone stesso, fissandosi sulle fibre dei tessuti sottoposti al lavaggio. Le acque dolci, cioè le acque contenenti pochi sali di calcio e magnesio, consentono invece una buona cottura degli alimenti ed un efficace lavaggio col sapone. A seconda della forma salina con cui Ca2+ e Mg2+ sono presenti nell’acqua, la durezza si distingue in: TOTALE, PERMANENTE e TEMPORANEA. La durezza totale rappresenta la totalità dei sali di calcio e di magnesio disciolti in acqua; quella permanente è costituita dai sali di calcio e di magnesio (ad esempio, i solfati) che rimangono in soluzione dopo ebollizione dell’acqua medesima; quella temporanea è data dalla differenza fra la durezza totale e quella permanente e rappresenta i sali di calcio e magnesio (bicarbonati) precipitabili per ebollizione. La durezza temporanea è costituita dai bicarbonati presenti in soluzione, che per ebollizione precipitano sotto forma di carbonati; mentre a quella permanente fanno capo i solfati, cloruri e carbonati. La durezza viene espressa in gradi, sotto forma di sali di calcio: 1 GRADO DI DUREZZA FRANCESE = 1 g di CaCO3 in 100 l di H2O 1 GRADO DI DUREZZA TEDESCO = 1 g di CaO (ossido di calcio) in 100 l di H2O N.B.: anione bicarbonato HCO3–, anione solfato SO42–.

Il vecchio metodo per la determinazione della durezza di un’acqua utilizzava la proprietà dei saponi di formare una schiuma persistente in acqua dolce e di precipitare invece i sali di calcio e di magnesio in acqua dura. Con questa tecnica si addizionava ad un determinato volume di H2O, una soluzione standard di sapone (a titolo noto), facendola defluire goccia a goccia da una buretta graduata ed agitando dopo ogni aggiunta. Quando si è aggiunta una quantità di soluzione saponosa che per agitazione fornisce una schiuma persistente, significa che tutti i sali di calcio e magnesio sono stati precipitati: da questa quantità si risale alla durezza dell’acqua in esame. Interessante può essere l’applicazione di questo metodo per confronto. N.B.: Saponificazione è l’idrolisi dei trigliceridi (grassi) con NaOH o KOH. Si formano così il glicerolo (glicerina) ed il sale dell’acido grasso. I carbossilati alcalini sono appunto i saponi. DUREZZA TOTALE A 100 ml di H2O vengono addizionati 20 ml di soluzione tampone. A questa soluzione vengono aggiunti poi pochissimi granuli di indicatore NERO ERIOCROMO T, il tutto viene scaldato a 40–50 gradi centigradi, e titolato con EDTA-sale monosodico M/100 fino al viraggio al blu dell’indicatore. I ml di EDTA utilizzati per la titolazione corrispondono ai gradi francesi della durezza dell’acqua in esame. N.B.: Gli ioni Ca2+ e Mg2+ danno complessi chelati solubili in H2O e quasi del tutto indissociati, con l’EDTA (acido etilendiamminotetracetico). H

HOOC

CH2 H2C HOOC

N H2C CH2 N

COOH CH2

H2C COOH

+ Me

H H

N CH 2 CH 2 Me C C O O O O C O C O O O

H2C H2C

+ 4 H+

Lo usiamo come sale bisodico, perché più solubile in acqua dell’acido indissociato. I complessi chelati sono stabili, la reazione di formazione è istantanea ed è indipendente dal grado di ossidazione del metallo, il rapporto è sempre 1 : 1. L’indicatore funziona come intermedio di reazione legando gli ioni ed assumendo così una colorazione diversa. N.B.: Le soluzioni tampone, ottenute sciogliendo adatte miscele di sali, hanno la proprietà di stabilizzare ad un valore preciso il pH delle soluzioni a cui vengono addizionate.

DETERMINAZIONE DELLA DUREZZA PERMANENTE Si fanno bollire 100 ml d’acqua per circa 20 min, si lascia depositare il precipitato e si filtra attraverso un filtro a filtrazione rapida. Si riporta il filtrato al volume iniziale di 100 ml con acqua distillata, procedendo poi alla titolazione con EDTA come indicato per la durezza totale. I ml di soluzione d’EDTA usati forniscono direttamente il valore della durezza permanente in gradi francesi. DETERMINAZIONE DELLA DUREZZA TEMPORANEA Questo dato è calcolato per differenza fra la durezza totale e quella permanente. N.B.: Per una determinazione rapida della durezza totale esistono in commercio delle compresse indicatore-tampone già pronte.

E’ la scienza che studia le proprietà, la composizione e la struttura delle svariate forme di materia o sostanze, nonché le trasformazioni che tra di esse intervengono e gli scambi di energia che le accompagnano. La chimica si suddivide in numerose discipline teoriche, tra cui le principali sono: la chimica generale, che tratta i principi e le leggi fondamentali; la chimica inorganica, che studia gli elementi e le loro combinazioni; la chimica organica, che studia i composti del carbonio, elemento che, con i suoi composti è alla base dell’architettura degli organismi viventi. Concetti chimici di base: UNITA’ DI MASSA ATOMICA (u.m.a.) = dodicesima parte della massa dell’isotopo 12 del carbonio,

12 6

C , pari ad una massa assoluta di 1,66.10-27 Kg.

MASSA ATOMICA RELATIVA = rapporto fra la massa atomica media di un elemento (stabilita in base all’abbondanza dei suoi isotopi) e l’unità di massa atomica. MOLE (mol) = quantità di sostanza, che contiene tante entità di elementi (molecole, ioni, atomi etc..) quanti sono gli atomi contenuti esattamente in 12 gr di 12C, il cui numero corrisponde al numero di Avogadro, pari a 6,02.1023. La mole è una delle sette unità fondamentali del S.I., Sistema internazionale di misura. NUMERO DI OSSIDAZIONE = carica formale, assunta da un atomo di un elemento chimico in un composto, quando si assegna la coppia di elettroni di legame all’elemento più elettronegativo. Ad es. nell’acqua, H2O, l’ossigeno ha numero di ossidazione –2, e l’idrogeno +1.

LA STRUTTURA DELL’ATOMO L’atomo è la più piccola frazione di un elemento in grado di conservarne le caratteristiche chimiche e fisiche. Esso ha una struttura complessa costituita da diversi tipi di particelle: PROTONI, che portano una carica positiva, NEUTRONI, elettricamente neutri, ELETTRONI, che portano una carica negativa. Protoni e neutroni, a loro volta formati da particelle elementari dette quark, sono riuniti nel nucleo intorno al quale sono distribuiti gli elettroni. I diversi elementi sono caratterizzati dal diverso numero di protoni e quindi di elettroni, in quanto allo stato fondamentale il numero di protoni deve equivalere al numero di elettroni. Numero atomico = Z (dal tedesco Zahl = numero) numero di protoni = Z

SIMBOLO DELL’ELEMENTO

A = numero di massa = Z + N N = numero di neutroni Il numero di nucleoni A, determina il peso atomico, essendo gli elettroni privi di massa. Il peso atomico espresso in grammi, è il peso di un numero di Avogadro di atomi. Si definiscono ISOTOPI, gli atomi di un determinato elemento, caratterizzati dall’avere lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni. La parte centrale dell’atomo è costituita dal nucleo, dove ha sede la massa atomica. Gli elettroni sono distribuiti nel grande spazio intorno al nucleo, secondo criteri non casuali, cioè in orbitali con determinato livello energetico. Essendo l’elettrone un’onda e, come tale, privo di massa va descritto, è opportuno parlare di probabilità di trovare un dato elettrone in un dato volume in un dato istante; ci saranno quindi zone, a più alta probabilità dette appunto: orbitali.

IL LEGAME CHIMICO Forza attrattiva che si stabilisce tra due o più atomi, uguali o diversi, che consente loro di unirsi in molecole. Gli atomi degli elementi tendono a legarsi tra loro per conseguire una maggior stabilità energetica, cioè per conseguire una configurazione elettronica più stabile. Regola dell'ottetto: un atomo di un elemento tende ad acquistare, perdere o mettere in comune con altri atomi alcuni elettroni in modo da raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile che immediatamente lo precede o lo segue nella tavola periodica (non è vincolante per gli atomi appartenenti a periodi successivi al secondo). I tre tipi fondamentali di legame chimico sono: il legame ionico, il legame covalente, il legame metallico. Ci sono poi i legami deboli, responsabili dello stato fisico delle sostanze, che consistono in interazioni reciproche. Il legame ionico, si forma fra due differenti elementi fra cui sia avvenuto uno scambio di elettroni: l’atomo che ha ceduto elettroni si trasforma in ione positivo (CATIONE), l’atomo che ha acquistato elettroni si trasforma in ione negativo (ANIONE). Tra i due ioni si crea pertanto un’attrazione elettrostatica, ciò è tipico dei sali e di molti composti che formano cristalli. Il legame covalente si forma tra atomi di uno stesso elemento o di elementi diversi che mettono in comune una o più coppie di elettroni (doppietti elettronici); può essere puro (omeopolare), polare o dativo. Il legame covalente puro si stabilisce fra due atomi uguali, quello covalente polare si stabilisce fra due atomi con differente elettronegatività (proprietà delle specie atomiche di attrarre doppietti elettronici).

∂ = piccola frazione di carica elettrica

es. H2O ∂+

∂-

Il legame covalente dativo, si stabilisce quando una coppia di elettroni proviene da uno solo dei due atomi, es.: ammoniaca ione idrogeno ione ammonio NH3

NH4+

Il legame metallico determina le proprietà dei metalli, cioè l’alta conducibilità elettrica e termica. Viene infatti interpretato come un insieme di ioni positivi immersi in un flusso di elettroni liberi di muoversi in uno spazio intorno ai cationi.

LA TAVOLA PERIODICA Schema di classificazione degli elementi chimici che li ordina in una struttura formata da caselle che individuano linee orizzontali (periodi o serie) e colonne verticali (gruppi o famiglie). La maggior parte dei circa 110 elementi finora noti sono metalli ed occupano la parte sinistra e tutta la parte centrale della tavola periodica; un numero nettamente inferiore di elementi appartiene ai non metalli, posti nella parte destra. A cavallo di una linea a scalini, che separa i metalli dai non metalli, si trovano i metalloidi, di proprietà intermedie ai precedenti. Il sistema periodico fu elaborato nella seconda metà del secolo XIX (1800) in base all’osservazione che tra vari insiemi di elementi si manifestano somiglianze di comportamento. Il primo a pubblicare la classificazione fu Dmitri Mendeleev (1869), il successo della tavola è dovuto all’efficacia dimostrata come strumento per trarre previsioni su elementi non ancora scoperti. Gli elementi furono ordinati secondo le masse atomiche crescenti. In seguito fu adottato il criterio tuttora in uso di ordinare gli elementi in base al loro numero atomico crescente, ciò è infatti legato pure alla struttura elettronica. Il numero atomico Z corrisponde al numero di elettroni presenti nell’atomo neutro. La ricorrenza periodica di elementi con caratteristiche simili deriva direttamente dalla ricorrenza periodica delle configurazioni elettroniche, simili, dei livelli esterni. Gli elementi da IB a VIIIb (gruppi da 3 a 12 inclusi), sono detti metalli di transizione, perché in essi si riempiono orbitali d, sotto livelli inferiori rispetto a quelli di valenza. Proprietà periodiche: Il potenziale di ionizzazione, cioè l’energia richiesta per estrarre un elettrone da un atomo, diminuisce lungo il gruppo, all’aumentare del numero atomico, per i metalli; viceversa, aumenta per i non metalli. Lungo i periodi, l’energia di ionizzazione aumenta da sinistra verso destra (dai metalli ai non metalli). L’elettronegatività, cioè la capacità di un atomo in una molecola di attrarre gli elettroni di legame, diminuisce lungo il gruppo ed aumenta lungo il periodo.

SIMBOLOGIA PER I COMPOSTI: le formule Abbiamo parlato di come il simbolo di un elemento sia un’espressione non solo qualitativa, ma anche quantitativa: esso infatti, preso da solo, indica un atomo dell’elemento e ne sottintende il peso. Se ad es. scriviamo H indichiamo un atomo di idrogeno.

REAZIONI ED EQUAZIONI L’uso di simboli e formule permette di rappresentare le reazioni chimiche mediante equazioni che ne soddisfino sia l’aspetto qualitativo che quello quantitativo. Una reazione chimica è definita come un processo che trasforma alcune sostanze che chiamiamo reagenti in altre completamente differenti, per composizione, struttura e proprietà, che chiamiamo prodotti di reazione. Ogni reazione chimica può essere rappresentata da un’equazione. In matematica un’equazione è una particolare uguaglianza, lo stesso vale per un’equazione chimica. Si usano allo scopo delle notazioni matematiche adattandole alla funzione specifica di rappresentare un fenomeno naturale. Per contro, tutti i cambiamenti dello stato dei corpi che non ne alterino la composizione sono detti trasformazioni fisiche. La rappresentazione delle reazioni mediante equazioni è apparsa possibile quando si sono verificate le seguenti condizioni: 1) l’uso di una simbologia semplice 2) la scoperta delle leggi fondamentali della stechiometria, che permisero lo studio dell’aspetto quantitativo delle reazioni chimiche. 3) L’esatta definizione di atomo e molecola. Le leggi fondamentali della chimica, dette leggi massali, furono enunciate in un breve intervallo di tempo, tra la fine del Settecento e l’inizio dell’Ottocento, esse sono tre: Ia Legge di Lavoisier o legge della conservazione della massa: la somma delle masse delle sostanze reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti di reazione. IIa Legge di Proust o legge delle proporzioni definite: due o più elementi si combinano a formare un composto secondo rapporti in peso definiti e costanti. IIIa Legge di Dalton o legge delle proporzioni multiple: differenti quantità dello stesso elemento che si combinano con una quantità fissa di un altro elemento per formare composti diversi, stanno fra loro in rapporti espressi da numeri interi e piccoli.

ANALISI DI POTABILITA’ DELL’ACQUA L’importanza fondamentale dell’acqua è legata alla necessità dell’organismo umano, nel quale essa svolge molteplici funzioni (trasporto delle sostanze nutritive ai tessuti, scambi con l’ambiente esterno, fenomeni osmotici, reazioni chimiche, etc.). Essa serve inoltre per molti usi domestici, fra cui la cottura delle vivande. L’acqua da usarsi per scopo alimentare, cioè l’acqua potabile, deve possedere requisiti caratteristici sia dal punto di vista chimico che batteriologico. Per essere considerata potabile dal punto di vista chimico, l’acqua deve possedere le seguenti caratteristiche: - Deve essere limpida, inodora, incolora, gradita al gusto. Deve essere aerata, in modo da contenere 28–35 ml di gas per litro (dei quali 8–10 di CO2, 13–17 di azoto, 7–8 di ossigeno). - I limiti comunemente ammessi per i suoi costituenti sono i seguenti: - il RESIDUO FISSO all’evaporazione non deve superare 0,50 g per litro; - lo ione cloruro non deve superare il limite di 0,035 g per litro; - quantità superiori non sono negative da un punto di vista igienico, ma possono costituire un indice di inquinamento, legato ad infiltrazioni di deiezioni animali. Oppure l’eccesso di cloro può dipendere unicamente dalla natura particolare del terreno attraverso cui passa l’acqua; - il contenuto in SOSTANZE ORGANICHE deve essere tale per cui la quantità di ossigeno richiesta per la loro ossidazione non superi 0,0025 g per litro. Una quantità superiore di sostanze organiche è indicativa di inquinamento di acque di rifiuto; - l’ammoniaca ed i nitriti debbono risultare assenti nelle acque potabili, o presenti in quantità appena rilevabili dai reattivi più sensibili usati per la loro evidenziazione. I composti suddetti derivano in genere dalla trasformazione di sostanze organiche azotate, per cui la loro presenza è in relazione con un inquinamento. Inoltre le acque contenenti ammoniaca e nitriti rappresentano un ambiente favorevole allo sviluppo della flora microbica, e quindi anche dei germi patogeni; - i NITRATI presenti nelle acque derivano pure da trasformazioni di sostanze organiche, che peraltro hanno subito una completa ossidazione. Ne è consentita la presenza fino al limite di 0,010–0,015 g per litro; - i SOLFATI non devono superare il limite di 0,10 g di anidride solforica per litro. Una quantità superiore di solfati alcalini può essere in relazione con una infiltrazione di urine; - gli OSSIDI DI CALCIO E DI MAGNESIO non devono superare i limiti di g 0,12/litro per l’ossido di calcio e di 0,4/litro per l’ossido di magnesio. Questo valore corrisponde ad una durezza di 17–18 gradi tedeschi, pari a 32 gradi francesi; - il valore limite dell’alcalinità è di regola di g 0,25 di carbonato di calcio per litro. Le acque potabili inoltre non devono contenere acido fosforico, indicativo di inquinamento con prodotti di rifiuti animali, né idrogeno solforato (H2S): per questo è ammessa la presenza di tracce minime, soltanto quando si possa accertare che proviene dalla riduzione dei solfati. Per formulare un giudizio sommario sulla potabilità chimica di un’acqua, è quindi sufficiente eseguire le seguenti determinazioni:

1) 2) 3) 4) 5)

Determinazione del residuo fisso a 105 °C. Determinazione del contenuto di sostanze organiche. Determinazione del contenuto in cloruri. Determinazione del grado di durezza. Ricerca qualitativa dell’ammoniaca, dei nitriti, dei nitrati, dei solfati, dei fosfati e dei metalli pesanti.

ANALISI N° 4 indagine quantitativa DETERMINAZIONE DEL RESIDUO FISSO A 105 °C In un pallone tarato si misurano esattamente 200 ml di H2O che vengono trasferiti quantitativamente, a piccole frazioni (4–6 ml), in una capsula di vetro del volume di circa 100 ml (previamente tarata), ed evaporati su bagnomaria fino a secchezza. Il residuo all’evaporazione viene poi seccato in stufa a 105 °C per 1 ora. La capsula viene poi pesata di nuovo: l’aumento di peso riscontrato rappresenta il residuo fisso attribuibile ai 200 ml di H2O impiegata. Questo valore deve essere poi moltiplicato per 5, per riferire il residuo fisso ad 1 litro di H2O. N.B.: in analitica, per ogni determinazione effettuata, occorre potersi rendere conto dell’approssimazione raggiunta nei risultati ottenuti. Il limite comunemente ammesso per l’acqua potabile: è al max: 0,50 gr/l

ANALISI N° 5 RICERCA QUALITATIVA DELL’NH3: ammoniaca. Si opera la ricerca con il reattivo di Nessler, costituito da iodomercurato di potassio (K2HgI4). In un cilindro (con tappo smerigliato) vengono posti 100 ml dell’H2O in esame. Ad essa si aggiungono 0,2 g di KOH e 0,5 gr di Na2CO3, si agita, quindi si lascia decantare l’eventuale residuo (precipitato) formatosi. Si filtra, ed al filtrato sono aggiunte alcune gocce di reattivo di Nessler: in presenza di NH3, si ha subito una colorazione gialla (o addirittura un precipitato se la quantità di NH3 è elevata). Operando in queste condizioni, il limite di sensibilità è di 0,02 mg/l. N.B.: Questo reattivo deve essere conservato al buio ed in recipiente di vetro pirex; solo in queste condizioni la soluzione si mantiene stabile per circa 1 anno. Essa, se aggiunta ad una soluzione (50 ml) contenente 0,1 mg/l di NH3, deve sviluppare il colore caratteristico entro 10 min e non deve dare precipitati. Per quantità inferiori di NH3 il colore deve svilupparsi entro due ore.

SCHEDA ANALITICA RIEPILOGATIVA L’analisi chimica, ha lo scopo di determinare l’esatta quantità e qualità di uno dei contenuti di una sostanza, o di un miscuglio di sostanze. L’analisi chimica quantitativa viene condotta secondo due tecniche fondamentali: a) per via ponderale, b) per via volumetrica. L’analisi ponderale, consiste nel pesare una certa quantità di sostanza campione, tale e quale e nel sottoporla a trattamenti adatti per isolare il componente che si vuole dosare. Per pesare il campione, si usa una bilancia analitica, che deve essere sensibile ed esatta: una scarsa sensibilità od esattezza della bilancia, insieme agli errori che può commettere l’operatore, sono fattori che compromettono la precisione del risultato analitico. L’analisi volumetrica presuppone l’uso di recipienti tarati e di soluzioni titolate. N.B.: per “litro normale” s’intende il volume occupato da 1000 g di H2O pura a 4°C, misurati in recipienti di vetro a 15 °C e pesati nel vuoto. LA CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI: Essa può essere espressa in unità fisiche ed in unità chimiche. a) UNITA’ FISICHE: Percentuale in peso = indica la quantità di soluto in grammi disciolta in 100 grammi di soluzione. Es.: Una soluzione acquosa al 10% di KOH risulta costituita da 10 g di KOH in 100 g di soluzione. Percentuale in volume = indica il volume di soluto in 100 volumi di soluzione; essa viene usata soprattutto per miscele contenenti alcool oppure per soluzioni di liquidi in liquidi. Ad esempio, una soluzione idroalcolica al 40% contiene 40 volumi d’alcool su 100 volumi di soluzione, cioè 40 ml d’alcool su 100 ml di soluzione. Peso del soluto per volume di soluzione = la quantità in peso di soluto per quantità in volume di soluzione. Es.: una soluzione che contiene 100 g di KOH per litro di soluzione, viene preparata sciogliendo 100 g di KOH in acqua e portando al volume di 1 litro. Questa è l’espressione della concentrazione che è più comunemente usata. b) UNITA’ CHIMICHE Molarità = rappresenta il numero di moli, ovvero di grammomolecole (cioè la quantità in grammi pari al peso molecolare della sostanza considerata), disciolte in un litro di soluzione. Si indica con la lettera M. Es.: una soluzione 1 M di KOH (P.M. 56,104) contiene 56,104 g (cioè 1 mole) di KOH in un litro di soluzione. Una soluzione 1 M di NaOH (P.M. 40,005) contiene 40,005 g di NaOH per litro.

Una soluzione 1 M di barite [Ba(OH)2] (P.M. 171,38) contiene 171,38 g di barite per litro. Una soluzione di acido fosforico (H3PO4) (P.M. 98,00) contiene 98 gr di acido fosforico per litro di soluzione. Normalità = indica il numero di equivalenti disciolti in un litro di soluzione, si simboleggia con la lettera N. Si ricorda che per equivalenti, o numero di equivalenti, si intende convenzionalmente il peso in grammi di una sostanza disciolta, diviso per il peso equivalente. Numero di equivalenti = peso in grammi di soluto/peso equivalente del soluto Il peso equivalente è dato dal peso molecolare diviso il numero di gruppi funzionali. Peso equivalente=P.M./numero di gruppi funzionali (per gli acidi H+ e per le basi OH–). Peso equivalente HCl = P.M./1 H2SO4 acido solforico P. eq. = P.M./2 H3PO4 acido fosforico P. eq. = P.M./3 Per le basi: KOH idrossido di potassio P. eq. = P.M./1 Ba (OH) 2 P. eq. = P.M./2 Al (OH) 3 idrossido di alluminio P. eq. = P.M./3.

ANALISI N°6 RICERCA QUALITATIVA DEI NITRITI Questa ricerca viene effettuata con il reattivo di Griess. In un cilindro con il tappo a smeriglio vengono introdotti 50–100 ml di acqua. Ad essa vengono aggiunti 1–1,5 ml di reattivo di Griess; si chiude il cilindro, si agita leggermente e si lascia a riposo il tutto. Tracce di nitriti impartiscono una colorazione rosa al liquido nello spazio di un’ora. La colorazione è tanto più intensa, tendente al rosso, quanto maggiore è la quantità dei nitriti presenti nell’acqua. La reazione è molto sensibile, per cui è consigliabile effettuare una prova in bianco con acqua distillata. NO2– anione nitrito

ANALISI N°7 RICERCA QUALITATIVA DEI NITRATI Questi sali vengono ricercati con la reazione alla “brucina”, che rivela la presenza di tracce anche minime di nitrati. In una capsula vengono evaporati fino a secchezza 25 ml di acqua scaldando con un bagno-maria; si aggiungono 2 ml di soluzione solforica di brucina. In

presenza di nitrati ed a seconda della loro quantità si forma una colorazione rossa più o meno intensa, che volge spesso, dopo breve tempo, al giallo verdognolo. Operando in queste condizioni, il limite di sensibilità è di 1–10 mg/litro. NO3– anione nitrato.

Il METODO SCIENTIFICO prevede le seguenti fasi: OSSERVAZIONE DEL FENOMENO FORMULAZIONE DI IPOTESI ESPERIMENTO RILEVAZIONE DEI RISULTATI VERIFICA DELL’IPOTESI RIFORMULAZIONE EVENTUALE DELL’IPOTESI OSSERVAZIONE ANALISI QUALITATIVA RILEVAZIONE QUANTITATIVA ANALISI QUANTITATIVA mediante: l’analisi ponderale e l’analisi volumetrica.

La titolazione volumetrica E’ una tecnica di analisi chimica, per la determinazione della quantità di una sostanza in una soluzione, attraverso l’impiego di un volume noto di una soluzione di un determinato reattivo detto titolante. Dal punto di vista chimico, la titolazione si basa sulla reazione fra il reattivo titolante e la sostanza da determinare. La reazione viene condotta in modo che la quantità di reattivo titolante che si aggiunge alla soluzione incognita sia quella richiesta dai rapporti stechiometrici (in peso) della specifica reazione. In pratica, la titolazione consiste nell’aggiungere goccia a goccia, agitando bene con la bacchetta, per mezzo di una buretta graduata la soluzione titolante avente concentrazione nota. Il punto finale della titolazione corrisponde all’aggiunta della quantità stechiometrica di titolante = PUNTO DI EQUIVALENZA e viene messo in evidenza dal cambiamento di colore = VIRAGGIO di un indicatore presente nella soluzione incognita, o dalla brusca variazione di una grandezza fisica, nel caso di titolazioni condotte con metodo strumentali (polarografia, potenziometria, conduttimetria). Dalla lettura della buretta del volume di titolante impiegato, per mezzo di semplici calcoli stechiometrici, si ricava la concentrazione incognita della soluzione in esame.

Tipi di titolazioni A seconda della reazione sulla quale si basa la titolazione, possiamo avere: le titolazioni ACIDO-BASE, per determinare la concentrazione di soluzioni acide o basiche; le titolazioni OSSIDIMETRICHE, usate per determinare la concentrazione di soluzioni ossidanti e riducenti; le titolazioni PER PRECIPITAZIONE, con le quali si determina quantitativamente uno ione che dà luogo con il titolante alla formazione di un precipitato; le titolazioni 26

COMPLESSOMETRICHE nelle quali si fa uso di un titolante capace di complessare cationi metallici.

L’INDICATORE E’ una sostanza capace di manifestare proprietà cromatiche diverse secondo la natura chimica delle soluzioni alle quali viene aggiunto in piccolissime quantità, ed è capace di indicare, mediante un cambiamento del suo colore (VIRAGGIO) il punto finale di una titolazione. Il meccanismo d’azione di un indicatore si fonda sulla possibilità di esistenza dello stesso in due forme di diverso colore. Il PUNTO DI VIRAGGIO di un indicatore acido-base è il pH al quale le concentrazioni delle due forme si uguagliano e quindi la colorazione è intermedia tra quella delle due forme. Poiché l’occhio umano non riesce ad apprezzare una colorazione intermedia, ma soltanto il passaggio da un colore all’altro, si parla più spesso di INTERVALLO o ZONA DI VIRAGGIO (che corrisponde al pH di viraggio ± 0,5 unità di pH). Quindi: Vn * Cn= Vx * Cx

Vn= misurato = volume in ml della soluzione reagente Cn = noto = concentrazione del reagente a titolo noto eq/l o meq/l Vx=misurato= volume in ml della soluz. a titolo incognito Cx=ricavato= concentrazione del reagente a titolo incognito in eq/l o meq/l. N * cc = n° meq (equazione generale)