Estrazione ed impiego di indicatori acido indicatori acido-base ...

Progetto Lauree Scientifiche
Dipartimento di Chimica
Università degli Studi di Sassari
Estrazione ed impiego di
indicatori acido acido-base 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 + H 2O → H 3O + + A -
e le basi come sostanze che si dissociano liberando ioni OH - :
BOH + H 2O → B + + OH - + H 2O
– S. Sørensen nel 1909 propone la definizione di pH:
pH = -Log[H 3O + ]

– 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.
Acidi e Basi: un po’ di storia…
L’acido HA cede uno ione H + alla base B
HA + B BH + + A -
+H +
-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 +
Cl -
Cl -
H +
Cl -
H +
Cl -
H +
H +
Cl -
H +
Cl -
Cl -
HCl è un acido forte:
in soluzione acquosa è completamente
ionizzato
H +
H +
CH 3COO -
CH 3COO -
H +
H +
H +
CH 3COO -
CH 3COO -
CH 3COO -
H +
H +
CH 3COO -
H +
CH 3COO -
CH 3COOH è un acido debole:
in soluzione acquosa è solo parzialmente
ionizzato
Una soluzione di HCl e una di CH 3COOH 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
CH 3COOH
[H + ]HCl > [H + ]CH 3COOH
pH HCl < pH CH 3COOH

Autodissociazione dell’acqua
Anche l’acqua va incontro a dissociazione in ioni:
H 2O H + + OH -
Si tratta di un equilibrio, molto spostato verso sinistra, che ha una sua costante:
Che può essere riscritta come:
Keq
H OH
H O
2
Keq x [H 2O] = 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
pH7
pH delle soluzioni BASICHE

O
H3C N
H3C HO
C
H 3
Br
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 +
CH 3
O
C
C
H 3
CH 3
C
H 3
O
N
N
OH
-
SO3 CH 3
OH
OH
O
H + +
H + +
C
H 3
O
Br
H + +
-
CO2 CH 3
C
H 3
C
H 3
CH 3
O -
C
N
C
H 3
C
H 3
-
SO3 O
CH 3
O -
O
N
N
O -
C
H 3
O -
Br
FENOLFTALEINA
CH 3
C
H 3
CH 3
C
H 3
-
SO3 ROSSO DI METILE
CH 3
O
BLU DI
BROMOTIMOLO

Antocianidine
R1, R2 e R3 possono essere
-H, -OH o -OCH3
O-zucchero
Antocianine
O-zucchero
Indicatori acido acido-base base vegetali
Coloranti nei petali, nei fiori e nei frutti
Pianta Parte usata 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 Rosa intenso Rosso

2) L’estratto alcolico
viene filtrato su carta
Indicatori acido acido-base 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 (CH 3CH 2OH), per estrarre i pigmenti
e ottenere l’indicatore vegetale.
4) Quindi vengono aggiunte poche gocce di
indicatore e si osserva la colorazione assunta ai
diversi valori di pH.
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 H 2O distillata.
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.