Didattica laboratoriale sulle reazioni redox e la loro applicazione nella costruzione di generatori di corrente continua (pila). Viene studiata, in particolare, la reazione: $$CUSO_4 + Zn \longrightarrow Cu + ZnSO_4$$ a diverse concentrazioni di Zn e Cu incluso il monitoraggio della temperatura.
Scheda sintetica delle attività
1° parte Reazione redox fra CuSO4 e Zn metallico.
L’esperienza prevede di far reagire in un becker $CuSO_4 \cdot 5H_2O$ disciolto in acqua con Zn metallico, controllando la variazione di temperatura durante la reazione. La soluzione di solfato di rame azzurrina lentamente si scolorisce a causa della trasformazione del sale di rame in rame metallico rendendo visibile il fenomeno chimico. Il rame metallico di colore rosso, precipita nel fondo del becker mentre la barretta di zinco si consuma. La reazione risulta esotermica. Ogni gruppo lavora con concentrazioni diverse di $CuSO_4 \cdot 5H_2O$ (quantità variabile da 5 g a 1g vedi tabella nella descrizione dettagliata dell'attività). Si fanno pesare la barretta di Zinco e il becker contenente la soluzione prima e dopo l’esperimento. Entrambe le pesate dovrebbero dare il quantitativo di zinco reagito. Gli studenti devono riportare su un foglio allegato all'esperienza le variazioni fisiche riscontrate (colore della soluzione, presenza di precipitato) oltre ai grammi di $Zn$ reagito (calcolato con i due metodi) e un grafico della variazione della temperatura nel tempo.
2° parte: pila elettrica Cu/Zn (pila Daniell)
Ogni gruppo prepara 1 pila Cu/Zn (di Daniell) usando due becker contenenti $Cu$ metallico in soluzione di $CuSO_4$ e $Zn$ metallico in $ZnSO_4$. Le concentrazione dei sali in soluzione dovranno essere differenti per ogni gruppo (vedi tabella allegata alla descrizione dettagliata dell'attività). Il ponte salino potrà essere fatto con un tubo di vetro riempito di acqua satura di $NaCl$ o con una striscia di carta assorbente o cotone idrofilo o stoffa imbibita di acqua satura di $NaCl$. Ogni postazione misurerà il valore di voltaggio per circa 10 minuti (misure ogni 20-30 secondi) e i dati verranno riportato nell’apposita scheda allegata all’esperimento. Alla fine si potrà provare a fare dei collegamenti in serie e collegare un led per vedere se si accende.
Segue una discussione in classe sui dati raccolti.
Risorse necessarie
Materiale/strumentazione comune per tutti i gruppi
almeno 1 bilancia tecnica (ai centesimi di grammo)
Materiale/strumentazione a disposizione per ogni gruppo
1 beuta da 50 mL;
1 Termometro;
1 bacchetta di vetro;
1 cilindro graduato da 50 mL;
1 barretta di zinco;
$CuSO_4 \cdot 5H_2O$ (quantità variabile nei gruppi da 5 g a 1g vedi tabella)
2° parte: pila elettrica
2 becker da 50 ml
1 piastra di rame
1 piastra di zinco
50 mL di soluzione di $CuSO_4 \cdot 5H_2O$ a diverse concentrazioni (vedi tabella nella descrizione dettagliata)
50 mL di soluzione di $ZnSO_4 $ a diverse concentrazioni (vedi tabella nella descrizione dettagliata)
Soluzione satura di $NaCl$ (o altro sale)
1 tubo di vetro a U o una striscia di carta assorbente o di cotone idrofilo o di stoffa
1 voltmetro
Puntali di collegamento al voltmetro
2 morsetti a coccodrillo per collegamenti elettrici
1 led da 1,5 V e 2 cavi elettrici (facoltativi)
Prerequisiti necessari
Saper scrivere equazioni chimiche per rappresentare le reazioni;
sapere cosa è una soluzione e come si prepara;
saper definire gli elettroliti e le modalità di dissociazione dei sali in acqua;
conoscere la differenza fra reazione endotermica e esotermica;
riconoscere una reazione di ossidoriduzione, l’agente ossidante e riducente, la forma ossidata e ridotta.
Obiettivi di apprendimento
Applicazione di un metodo scientifico, come la capacità di osservare i fenomeni e formulare ipotesi;
sviluppare le capacità di lavorare in gruppo attraverso la cooperazione e la collaborazione;
capacità di identificare una reazione redox;
comprensione del concetto di equivalenza dell’energia elettrica e chimica nel processo di passaggio degli elettroni;
conoscenza delle applicazioni pratiche dell’elettrolisi;
capacità di collegare lo studio della chimica alla vita pratica.
Dotazioni di sicurezza
Si usano sostanze chimiche irritanti ($CuSO_4$) per contatto sulla pelle e occhi o nocive se ingerite ($ZnSO_4$). E' opportuno fare maneggiare con i dispositivi di sicurezza individuali (guanti, occhiali e camici).
Svolgimento
Prerequisiti e Discussione iniziale.
Ove necessario è previsto l’accertamento dei prerequisiti e delle preconoscenze con un apposito test (vedi file nella sezione prove di verifica). La lezione di rinforzo delle preconoscenze potrà essere usata anche per discutere l’organizzazione dell’esperienza di laboratorio.
Dopo aver presentato i reagenti da utilizzare nella reazione redox, si faranno individuare ai ragazzi la specie che cede elettroni e quella che li acquista, si analizzeranno quali parametri possono essere modificati (concentrazione del sale in soluzione, peso del metallo) cercando di far prevedere quali possano essere le possibili implicazioni (tempo di conclusione della reazione, quantità di prodotti ottenuti, innalzamento della temperatura, ecc.).
Si proporrà quindi di usare la stessa reazione per sfruttare il passaggio di elettroni come fonte di energia misurabile con un tester ed eventualmente sfruttabile per l’accensione di un led.
Si cercherà di aprire una discussione su:
la progettazione dei due semielementi facendo anche cenni storici (vedi note) ed evidenziando quali possano essere le variabili del sistema (concentrazioni delle soluzioni, influenza dei ponti salini nell’equilibrio elettrolitico, ecc.),
come chiudere il circuito sia all’esterno per poter misurare o sfruttare la corrente generata che all’interno delle soluzioni per l’equilibrazione degli ioni nei due becker ad opera del ponte salino.
Prima dell’esperienza di laboratorio si deve far presente ai ragazzi che è fondamentale prendere appunti chiari di tutti i passaggi (possibilmente su un quaderno di laboratorio dedicato alle esperienze pratiche), prendere nota dell’unità di misura, di tutte le cifre significative (bilancia) o, ove riportato (es. cilindri) l’errore di misura in modo da poter calcolare successivamente l’intervallo di confidenza dei dati raccolti o l’errore su quelli calcolati.
Ad ogni studente verrà data una scheda (vedi scheda allegata) nella quale è descritto il materiale necessario, la procedura da seguire e le domande di verifica delle competenze in itinere.
1° parte: reazione redox
Nella prima parte dell’esperienza la presenza di una specie riducente ($Zn$) ed una ossidante ($Cu^{2+}$) di opportuno potenziale nella stessa beuta (figura 1a) permettono la riduzione del solfato di rame in rame metallico e la contemporanea ossidazione dello zinco metallico a $ZnSO_4$.
Sono riportati in tabella 1 alcuni esempi di quantità di sostanze da dare ad ogni gruppo di studenti e della teorica quantità di $Zn$ che si dovrebbe trasformare in sale.
Tabella 1
La reazione è visibile grazie alla scomparsa della colorazione azzurrina della soluzione (figura 1b), dovuta al $CuSO_4$ e alla contemporanea comparsa di un precipitato bruno dovuto al rame metallico prodotto (figura 1c). Entrambi i fenomeni avranno evidenze diverse a seconda della iniziale concentrazione di $CuSO_4$ .
Figura 1: a) soluzione iniziale; b) soluzione intermedia; c) soluzione finale.
La costante di equilibrio, calcolabile teoricamente attraverso l’equazione: $$ln K_{eq} = n \frac{\left(E^0_{ox} - E^0_{rid}\right)}{0,059}$$ è molto elevata: $K_{eq} = 10^{37,288}$ e assicura la completa trasformazione dei reagenti nei prodotti.
La quantità di Zn reagita si calcola misurando la diminuzione di peso della barretta oppure misurando l'incremento di peso della soluzione (vedi discussione finale).
Il controllo della temperatura, con il termometro durante la reazione, permette di avere informazione sulla termodinamica del processo. La reazione risulta esotermica ($\Delta H < 0$). Anche questo fenomeno sarà tanto più evidente quanto maggiore è la concentrazione di sali in soluzione. I dati raccolti evidenzieranno la correlazione fra entalpia, calore prodotto e concentrazione dei reagenti: $$\Delta H = C_p \Delta T = m C_s \Delta T$$ dove $C_p$ è la capacità termica a pressione costante, $m$ è la massa e $C_s$ il calore specifico molare.
E’ importante far tracciare agli studenti un grafico dell’andamento della temperatura, possibilmente utilizzando il calcolatore (fogli elettronici come Excel) o anche usando carta millimetrata (vedi discussione finale).
2° parte: la pila elettrica
Nella seconda parte dell’esperienza la separazione delle due coppie redox permette di ottenere il passaggio di elettroni dalla specie riducente ($Zn$) a quella ossidante ($Cu^{2+}$) attraverso un circuito esterno. Questo porterà ad una differenza di potenziale misurabile con il voltmetro e al suo utilizzo per l’accensione di un led.
Operativamente la parte più difficile è quella di collegare le barrette metalliche e i puntali del voltmetro attraverso le pinze a coccodrillo (figura 2).
Figura 2: pila di Daniell
Si potrà costruire un ponte salino semplicemente con del materiale assorbente (cotone, carta assorbente o stoffa) imbibito di una soluzione satura di un elettrolita o con un tubo di vetro a U riempito dei soluzione satura di NaCl e tappato (eliminando le bolle d'aria con dei batuffoli di cotone idrofilo.
Il potenziale misurato sarà funzione della concentrazione dei sali in soluzione. Per ottenere differenze di potenziale ΔV apprezzabili è necessario un elevato rapporto $[Cu^{2+}]/[Zn^{2+}]$ come si può notare dalla tabella 2.
Tabella 2
Infatti, data l'equazione di Nernst: $$\Delta V = E^0_{Cu} - E^0_{Zn} - \frac{0,059}{2}log \left(\frac{[Cu^{2+}]}{[Zn^{2+}]}\right)$$ si nota l’effetto di appiattimento dei valori misurati dovuto al coefficiente moltiplicativo (0,059/n) del log K. Ciò comporta che variazioni di 1000 volte del rapporto $[Cu^{2+}]/[Zn^{2+}]$ provocano una piccola variazione nella misura di $\Delta V$, appena -0,09 V. Da qui la necessità di voltmetri con sensibilità dell'ordine dei millivolt e la possibilità che gli errori sperimentali riducano le differenze di voltaggio misurate in laboratorio.
L’energia libera prodotta dalla reazione redox dipendente dal potenziale misurato e può essere calcolata attraverso l’equazione: $$\Delta G = -nEF$$ in cui F è la costante di Faraday.
Alla fine della misura dei potenziali i vari gruppi potranno provare a sfruttare la f.e.m. prodotta per accendere un led. Potrebbe accadere che i gruppi aventi concentrazioni basse di sali in soluzione non riescano ad accendere il led. Avendo tempo si può provare a mettere in serie più pile per vedere l’additività del potenziali e quindi analizzare quale è il minimo numero di pile in serie necessarie per accendere il led.
Discussione
E’ fondamentale analizzare insieme ai ragazzi i dati (tabella 3) al fine di commentare e trovare spiegazioni sia su significative differenze che uguaglianze nelle misura riportate dai vari gruppi. La tabella 3 può essere usata per presentare in classe sulla lavagna o su una LIM i dati di ciascun gruppo e facilitare la discussione. Sarà utile scrivere sia i valori teorici derivati dal calcolo della equazione di Nernst per le concentrazioni date che i dati raccolti sperimentalmente.
Tabella 3
Il peso dello zinco reagito è stato derivato dalle due differenti pesate per differenza (barretta e soluzione). E’ bene fare ragionare i ragazzi su come questi due risultati raccolti dovrebbero essere teoricamente uguali e quanto gli errori possano aver differentemente influenzato le due misure. Nel secondo caso, infatti, le pesate sono inficiate dalle possibili perdite di soluzione dovute alle piccole quantità di acqua adese al termometro e alla bacchetta di vetro (ogni goccia ~40 mg) e quindi molto meno precise e riproducibili. Questo fatto può essere sfruttato per evidenziare le problematiche degli errori di misura sistematici e casuali.
Il grafico dell'andamento della temperatura potrà far notare che dopo un iniziale rapido aumento della temperatura si arriva ad un plateau e poi ad un ritorno alle condizioni di temperatura ambiente; inoltre per soluzioni molto diluite la reazione si conclude più rapidamente. In questo caso l'esperimento risulta utile per far notare la correlazione fra innalzamento termico ($\Delta T$), concentrazione dei reagenti e il concetto di entalpia ($\Delta H$).
Per quanto riguarda la pila Daniell, a seconda delle capacità sperimentali degli alunni e del tipo di strumentazione (bilance tecniche o analitiche, voltmetri di precisione o no) le misure ottenute potranno discostarsi più o meno dai dati teorici. La discussione verterà inizialmente sui dati ottenuti cercando di analizzare gli errori sistematici e casuali che li hanno potuti inficiare o appiattire a valori fra loro simili. Successivamente si passerà allo studio dei risultati alla luce dell'equazione di Nernst, analizzando quali parametri influenzano la d.d.p. ottenuta (concentrazione dei reagenti? ponte salino? pulizia delle barrette? ecc.).
Note e storia
La pila Daniell (1836) [Wikipedia] ebbe un notevole successo perché risolse alcuni dubbi derivanti dall’esperimento di Volta (1799) [Wkipedia] dimostrando, per la prima volta, che l’energia elettrica prodotta derivava da una reazione chimica e non dalla tensione di contatto fra metalli diversi come erroneamente avevano ipotizzato vari scienziati fra cui lo stesso Volta.
Inoltre, anche dal punto di vista applicativo la pila Daniell risultò maggiormente utilizzabile perché manteneva un potenziale più stabile e ne permetteva l’utilizzo su ampia scala (es. telegrafi).
La pila Daniell ha anche degli inconvenienti: infatti utilizza soluzioni liquide e l’elevate sovratensioni agli elettrodi non ne permettono la ricarica. Ciò l’ha fatta superare dalle più moderne pile solide e accumulatori.
Bibliografia
F Bagatti, E. Corradi, A. Desco, C. Ropa “Chimica” Ed. Zanichelli, 2011;
G. Benvenuto “Verifica processi formativi” Ed. Nuova Cultura, 2006;
