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Acido tioglicolico: sintesi, reazioni, usi

Fabrice Deseaux

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2 Febbraio 2024

Acido tioglicolico: sintesi, reazioni, usi

Acido tioglicolico: caratteristiche e utilizzo

L’acido tioglicolico, noto anche come TGA, con formula HSCH₂COOH, è un composto contenente sia un gruppo carbossilico sia un gruppo tiolico ed è il membro più semplice della famiglia degli acidi mercaptocarbossilici.

Caratterizzato da un odore sgradevole, si presenta come un liquido incolore, facilmente solubile in acqua e solventi polari. Fu sintetizzato per la prima volta nel 1862 dal chimico tedesco Georg Ludwig Carius.

Sintesi dell’acido tioglicolico

L’acido tioglicolico si ottiene trattando l’acido cloroacetico con carbonato di sodio per neutralizzarlo e successivamente con solfuro acido di potassio.

Proprietà ossidanti

L’acido tioglicolico è un acido debole a causa del gruppo carbossilico e funge da agente riducente, ossidandosi per formare un disolfuro. È importante notare che può reagire con vari composti producendo gas tossici e infiammabili.

Utilizzi

In passato, l’acido tioglicolico veniva impiegato nel campo cosmetico per creme depilatorie e trattamenti per capelli permanenti. Il tioglicolato di ammonio, un derivato, è in grado di interrompere i ponti disolfuro presenti nelle catene proteiche di cheratina.

Negli anni ’50, è stato utilizzato come materiale di partenza per produrre stabilizzanti nel processo di sintesi del PVC. Attualmente, viene impiegato come agente protettore per il triptofano nell’analisi degli amminoacidi e come indicatore di acidità. Trova anche applicazione come intermediario in varie reazioni chimiche di addizione, eliminazione e ciclizzazione.

Saggio di Carius: determinazione di alogeni

Fabrice Deseaux

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2 Febbraio 2024

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Saggio di Carius: determinazione di alogeni

Il metodo di Carius è una tecnica utilizzata per misurare quantitativamente la presenza di un alogeno all’interno di un composto organico. Questo processo inizia con l’immissione di una quantità nota di composto organico in una provetta insieme all’ossido di calcio in proporzione 1:1. Successivamente, riscaldando la provetta sulla fiamma ossidante di un bunsen, si ha la decomposizione del composto organico, con il carbonio e l’idrogeno che si ossidano a CO2 e H2O.

Una volta raffreddato, il residuo viene trattato con acqua, filtrato e successivamente trattato con acido nitrico diluito e nitrato di argento per la rilevazione degli alogeni. Questa metodologia fa parte del più ampio saggio di Lassaigne, un procedimento comunemente utilizzato in chimica organica.

Per individuare gli alogeni presenti nel composto organico, si formano gli alogenuri di argento che sono sali poco solubili. Il precipitato ottenuto viene filtrato, lavato e fatto asciugare. In alternativa, il composto organico può essere trattato con acido nitrico concentrato e nitrato di argento in un tubo di Carius, dove dopo il riscaldamento si ossidano il carbonio e l’idrogeno, formando gli alogenuri.

Il colore del precipitato risulta essere un indicatore cruciale per riconoscere l’alogeno presente nel composto organico:
– Un precipitato bianco, solubile in ammoniaca diluita, indica la presenza di AgCl.
– Un precipitato bianco-giallo, solubile in ammoniaca concentrata, suggerisce la presenza di AgBr.
– Mentre un precipitato giallo insolubile in ammoniaca indica la presenza di AgI.

Qualora siano presenti solfuri o cianuri nel composto organico di partenza, è necessario rimuoverli prima dell’analisi, trattando il composto con acido nitrico concentrato per eliminare potenziali interferenze.

Il metodo di Carius trova diverse applicazioni pratiche, come ad esempio determinare la percentuale di un determinato elemento all’interno di un composto organico, come nel caso ipotetico in cui da 0.400 g di un composto organico si siano ottenuti 0.235 g di AgI. Calcolando le moli di AgI e successivamente la massa di iodio presente, è possibile determinare la percentuale di iodio nel composto organico. In questo caso, la percentuale di iodio risulta essere del 31.8%.

Ioduro di argento: proprietà, sintesi, usi

Fabrice Deseaux

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2 Febbraio 2024

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Ioduro di argento: proprietà, sintesi, usi

Ioduro di Argento: Proprietà, Solubilizzazione, Sintesi e Usi

Il ioduro di argento, un sale poco solubile di colore giallo con formula AgI, spesso appare grigio a causa della presenza di argento metallico dovuta alla sua fotosensibilità tipica e alla presenza di altri alogenuri di argento.

Proprietà

La struttura cristallina dello ioduro di argento varia con la temperatura: sotto i 150 °C si presenta in una cella unitaria esagonale o, in forma metastabile, con una struttura cubica. A temperature superiori ai 150°C il reticolo cristallino diventa cubico a corpo centrato.

Meno solubile del cloruro di argento e del bromuro di argento, il ioduro di argento ha un prodotto di solubilità pari a 8.5 x 10^-17. La sua solubilità molare è di 9.2 x 10^-9 mol/L, corrispondente a 2.2 x 10^-6 g/L.

Solubilizzazione

Il ioduro di argento può essere reso solubile formando complessi, come avviene per il cloruro di argento che forma il complesso diamminoargento con l’ammoniaca.

In presenza di eccesso di ione ioduro, si forma il diiodioargentato (I) secondo l’equilibrio:
AgI(s) + I^-(aq) ⇄ [AgI2]^-(aq)
regolato dalla costante di formazione Kf con valore di 1.0 x 10^11.

Il ioduro di argento si solubilizza anche in presenza di tiosolfato per formare il complesso ditiosolfatoargentato (I), regolato da una costante di formazione Kf di 4.7 x 10^13.

Sintesi

Il ioduro di argento può essere ottenuto reagendo nitrato di argento con un sale contenente ione ioduro tramite una reazione di doppio scambio:
AgNO3(aq) + KI(aq) → AgI(s) + KNO3(aq)

Usi

Come gli altri alogenuri di argento, il ioduro di argento è utilizzato nel campo della fotografia, essendo parte essenziale delle pellicole e delle carte fotosensibili.

Nell’inseminazione delle nuvole, il ioduro di argento viene impiegato per alterare le caratteristiche chimico-fisiche delle nuvole al fine di impedirne la formazione di grandine.

Tiosolfato di sodio: sintesi, reazioni, usi

Fabrice Deseaux

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2 Febbraio 2024

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Tiosolfato di sodio: sintesi, reazioni, usi

Sintesi e Decomposizione del Tiosolfato di Sodio

Il tiosolfato di sodio è un composto inorganico con formula Na2S2O3 che si trova comunemente come pentaidrato Na2S2O3·5H2O. Si presenta come un solido cristallino bianco, solubile in acqua, mentre è poco solubile in etanolo e ha un punto di fusione di 48.3°C.

Decomposizione e Struttura

Il tiosolfato di sodio è stabile, ma sotto riscaldamento si decompone in solfato di sodio e pentasolfuro di sodio secondo la reazione: 4 Na2S2O3 → 3 Na2SO4 + Na2S5. La sua struttura mostra un atomo centrale di zolfo legato ad un altro atomo di zolfo tramite doppio legame e ad atomi di ossigeno tramite legami singoli e doppi, dando luogo a differenti numeri di ossidazione.

Sintesi del Tiosolfato di Sodio

Un metodo di sintesi coinvolge la reazione tra zolfo e idrossido di sodio: 4 S + 6 NaOH → Na2S2O3 + 2 Na2S + 3 H2O. Un altro approccio prevede tre reazioni successive. La prima reazione coinvolge carbonato di sodio, biossido di zolfo e acqua per produrre idrogenosolfito di sodio e biossido di carbonio: Na2CO3 + 2 SO2 + H2O → 2 NaHSO3 + CO2. Successivamente, l’idrogenosolfito di sodio reagisce con il carbonato di sodio per fornire solfito di sodio, biossido di carbonio e acqua: 2 NaHSO3 + Na2CO3 → 2 Na2SO3 + CO2 + H2O. Infine, il solfito di sodio reagisce con lo zolfo per produrre tiosolfato di sodio: Na2SO3 + S → Na2S2O3.

Il Tiosolfato di Sodio: Proprietà e Applicazioni

Reazioni Chimiche

Il tiosolfato di sodio è coinvolto in varie reazioni chimiche di interesse. Ad esempio, reagisce con l’acido cloridrico secondo la seguente equazione:
Na₂SO₃ + 2 HCl → 2 NaCl + S + SO₂ + H₂O.

Inoltre, il tiosolfato di sodio può reagire con lo iodio per formare tetrationato e ioduro:
2 Na₂S₂O₃ + I₂ → Na₂S₄O₆ + 2 NaI.

Se messo in presenza di acido solforico, il tiosolfato di sodio reagisce per produrre solfato di sodio, biossido di zolfo e zolfo:
Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + SO₂ + S + H₂O.

Usi e Applicazioni

Il tiosolfato di sodio trova impiego in diversi contesti: standardizzato con bicromato di potassio, viene largamente utilizzato nelle titolazioni iodometriche. In ambito medico, è impiegato nel trattamento delle intossicazioni da cianuro.

Nei processi fotografici, il tiosolfato di sodio svolge un ruolo fondamentale, in quanto è in grado di formare complessi solubili con composti come AgBr, rendendoli più facilmente rimovibili dalla pellicola.

In ambiente basico, il tiosolfato di sodio reagisce con l’ipoclorito di sodio generando cloruro di sodio e solfato di sodio:
Na₂S₂O₃ + 4 NaClO + 2 NaOH → 4 NaCl + 2 Na₂SO₄ + H₂O.

Grazie a questa reazione, il tiosolfato di sodio viene impiegato per rimuovere l’eccesso di ipoclorito presente nelle acque, svolgendo un ruolo cruciale nella depurazione di liquidi.

Solfuro: solubilità, pH

Fabrice Deseaux

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2 Febbraio 2024

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Ossidazione del Solfuro e le sue Implicazioni Ambientali

Il solfuro S^2- è un componente comune in minerali come la galena PbS, la calcocite Cu₂S, la millerite NiS, la sfalerite FeS e ZnS, e il cinabro HgS.

Formando sali poco solubili con i metalli, il solfuro è presente anche in composti organici come i tioeteri e i tioli, noti come mercaptani. Tipici esempi includono il dimetilsolfuro CH₃SCH₃ e l’etantiolo CH₃CH₃SH.

Solubilità

Le soluzioni acquose di solfuri solubili contengono una minima quantità di ione solfuro a causa della sua idrolisi secondo l’equilibrio: S^2- + H₂O ⇄ HS^– + OH^–. Tale equilibrio è spostato a destra, rendendo le soluzioni con ione solfuro basiche e caratterizzate dall’odore di uova marce.

L’influenza del pH sulla solubilità dei solfuri metallici poco solubili porta a un aumento della solubilità al diminuire del pH, ovvero all’aumentare della concentrazione di ioni H⁺.

Impatto Ambientale

I solfuri sono presenti naturalmente nell’ambiente e possono originare da processi industriali. Il solfuro di idrogeno H₂S, derivato dalla decomposizione delle proteine zolfate da parte dei solfobatteri, si trova in gas di palude, petrolio, gas naturale e acque reflue.

Le fonti artificiali di H₂S includono processi di raffinamento di materiali contenenti zolfo. Acque reflue con una concentrazione di solfuri superiore a 1 mg/L richiedono depurazione prima del rilascio nell’ambiente.

Ossidazione

L’ossidazione dei solfuri con perossido di idrogeno porta a due risultati basati sul pH della soluzione:
– In ambiente neutro o debolmente acido, si forma zolfo elementare, bianco se l’ossidazione è completa e giallo in caso di ossidazione parziale: H₂S + H₂O₂ → S + 2 H₂O.

Per mantenere l’ambiente libero da inquinamento da solfuri, è fondamentale un’adeguata depurazione delle acque reflue contenenti queste sostanze attraverso processi di ossidazione come l’utilizzo di perossido di idrogeno.La flocculazione con un polimero anionico seguita da filtrazione rappresenta un processo efficace per la rimozione di sostanze solide sospese in soluzione. In particolare, in un ambiente alcalino con valori di pH superiori a 9.2, si ha la formazione dell’ione solfato secondo la reazione: S^2- + 4 H2O2 → SO4^2- + 4 H2O.

A pH compreso tra 7 e 9, è possibile ottenere sia lo zolfo elementare che il solfato. L’uso di catalizzatori come nichel può favorire la produzione di zolfo, mentre ferro, rame e manganese favoriscono la formazione del solfato.

La scelta dei catalizzatori dipende dalle esigenze specifiche del processo e può influenzare significativamente il rendimento e la resa dei prodotti finali.

In conclusione, la manipolazione dei parametri di pH e l’utilizzo appropriato di catalizzatori sono fondamentali per controllare il tipo di prodotto ottenuto in processi di flocculazione e filtrazione.

Cristallizzazione frazionata: serie di Bowen

Fabrice Deseaux

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2 Febbraio 2024

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Cristallizzazione frazionata: serie di Bowen

Il ruolo della cristallizzazione nella purificazione dei composti chimici

La cristallizzazione è uno dei metodi più efficaci utilizzati in ambito chimico per purificare e isolare composti chimici. La cristallizzazione frazionata, sia in scala industriale che in laboratorio, viene impiegata per separare sostanze con diverse solubilità.

Separare le sostanze attraverso la cristallizzazione

Quando una soluzione contenente due o più sostanze viene lasciata cristallizzare, ad esempio riducendo la temperatura, si forma un precipitato che contiene principalmente la sostanza meno solubile. Nella cristallizzazione di elettroliti poco solubili, il successo del processo dipende dalla differenza nei prodotti di solubilità delle sostanze.

Il processo di cristallizzazione frazionata

La cristallizzazione frazionata può avvenire da soluzioni o da solidi fusi costituiti da due o più componenti, lasciati raffreddare lentamente. Nel caso dei solidi fusi, la cristallizzazione sfrutta le diverse temperature di cristallizzazione dei vari componenti.

La formazione dei magmi attraverso la cristallizzazione frazionata

Nel processo naturale, la cristallizzazione frazionata è fondamentale per la formazione dei magmi, seguendo un ordine specifico noto come serie di Bowen.

La serie di Bowen

La serie di Bowen descrive l’ordine preciso di cristallizzazione dei minerali in base alla loro temperatura di fusione. Ad esempio, i primi minerali a cristallizzare sono quelli con temperatura di fusione più elevata come l’olivina. Esistono due tipi di serie di cristallizzazione: discontinua e continua, che determinano la formazione di diversi minerali in base alla composizione chimica.

Applicazioni industriali della cristallizzazione frazionata

In ambito industriale, la cristallizzazione frazionata viene impiegata, ad esempio nel settore petrolchimico, per separare isomeri e altre miscele di sostanze con caratteristiche diverse.

Caratteristiche del legame covalente: polarità

Fabrice Deseaux

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2 Febbraio 2024

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Caratteristiche del legame covalente: polarità

Le Caratteristiche dei Legami Covalenti: Lunghezza e Polarità

I legami covalenti sono essenziali in chimica e presentano diverse caratteristiche che dipendono dagli atomi coinvolti. Due elementi cruciali da considerare sono la lunghezza del legame e la sua polarità.

Lunghezza del Legame

La lunghezza del legame covalente varia a seconda del tipo di legame e degli atomi che lo costituiscono. Ad esempio, la lunghezza di un legame singolo tra due atomi di carbonio in un alcano è di circa 1.54 · 10^-10 m. Nel caso di un doppio legame tra atomi di carbonio in un alchene, la lunghezza si riduce a circa 1.34 · 10^-10 m, mentre in un triplo legame in un alchino è di circa 1.20 · 10^-10 m.

Tabella delle Lunghezze di Legame

Di seguito sono riportate alcune lunghezze di legame tra atomi uniti da legami singoli, doppi o tripli:

– C-C: 1.54 · 10^-10 m
– C=C: 1.34 · 10^-10 m
– C≡C: 1.20 · 10^-10 m
– C-N: 1.47 · 10^-10 m
– C=N: 1.28 · 10^-10 m
– C≡N: 1.16 · 10^-10 m
– C-O: 1.43 · 10^-10 m
– C=O: 1.20 · 10^-10 m
– C≡O: 1.13 · 10^-10 m
– N-N: 1.45 · 10^-10 m
– N=N: 1.23 · 10^-10 m
– N≡N: 1.10 · 10^-10 m
– O-O: 1.45 · 10^-10 m
– O=O: 1.21 · 10^-10 m

Polarità del Legame

In presenza di atomi con elettronegatività diversa, si verifica la polarizzazione del legame covalente. Gli elettroni di legame saranno più attratti dall’atomo più elettronegativo, creando una distribuzione asimmetrica di cariche parziali: δ- per l’atomo più elettronegativo e δ+ per quello meno elettronegativo.

La polarità del legame è influenzata dalla differenza di elettronegatività tra gli atomi coinvolti. Se la differenza è minima, la polarizzazione è bassa, mentre con una differenza significativa, si può giungere a un legame ionico, basato sull’attrazione tra cariche opposte.

In conclusione, i legami covalenti presentano una complessa interazione determinata dagli atomi coinvolti, che porta alla formazione di legami con diverse lunghezze e polarità in base alle caratteristiche degli elementi.

Cianato di ammonio: sintesi, reazioni, idrolisi

Fabrice Deseaux

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2 Febbraio 2024

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Cianato di ammonio: sintesi, reazioni, idrolisi

Il cianato di ammonio è un composto solido cristallino di colore bianco con la formula NH₄OCN, composto dagli ioni poliatomici ammonio NH₄⁺ e cianato. La struttura dell’ione cianato è O=C=N^–, determinata tramite spettroscopia a raggi X.

Sintesi del Cianato di Ammonio

Il cianato di ammonio può essere sintetizzato dalla reazione tra cianato d’argento e cloruro di ammonio, che porta alla formazione di cloruro d’argento come precipitato:
AgOCN + NH₄Cl → AgCl + NH₄OCN

Reazioni del Cianato di Ammonio

A 60°C, il cianato di ammonio si trasforma in urea:
NH₄OCN → (NH₂)₂CO

Il cianato di ammonio reagisce con varie sostanze:
– Acido cloridrico concentrato per dare acido cianico e cloruro di ammonio.
– Idrossido di sodio concentrato per produrre carbonato di sodio e ammoniaca.
– Ipoclorito di sodio per formare azoto, biossido di carbonio, cloruro di sodio e acqua.
– Nitrato d’argento per ottenere nitrato di ammonio e cianato di argento precipitante.

Idrolisi del Cianato di Ammonio

In soluzione, il cianato di ammonio si dissocia nei suoi ioni NH₄⁺ e OCN^–. Essendo derivato da una base debole, sia l’ione ammonio che l’ione cianato subiscono idrolisi:
– NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃ + H₃O⁺
– OCN^– + H₂O ⇄ HCNO + OH^–

Poiché il valore di K_a dell’acido cianico è circa 10^-4 e il valore di K_b di NH₃ è dell’ordine di 10^-5, la soluzione risulta debolmente acida.

Soluzioni: proprietà colligative, classificazione

Fabrice Deseaux

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2 Febbraio 2024

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Soluzioni: proprietà colligative, classificazione

Il mondo delle soluzioni: una visione generale

Le soluzioni sono miscele omogenee costituite da due o più componenti, di cui il principale è il solvente, presente in maggiore quantità, e il secondo è il soluto.

Classificazione delle soluzioni

Le soluzioni possono essere di diversi tipi:

–

Gassose:

composte da due gas, come l’aria, in cui l’azoto funge da solvente e l’ossigeno e altri gas sono i soluti.
–

Liquide:

caratterizzate da un liquido come solvente, consentendo la presenza di solidi, liquidi o gas come soluti. Ad esempio, l’etanolo in acqua.
–

Solide:

con un solido come solvente, possono contenere solidi, liquidi o gas come soluti. Un esempio è una lega metallica.

Proprietà colligative delle soluzioni

Le soluzioni presentano proprietà colligative, influenzate dal numero di particelle di soluto presenti, indipendentemente dalla loro natura chimica. Queste proprietà includono l’innalzamento ebullioscopico, l’abbassamento crioscopico, la pressione osmotica e l’abbassamento della tensione di vapore.

In conclusione, le soluzioni sono sistemi omogenei con proprietà specifiche che dipendono dalla natura e dalla quantità dei loro componenti. La comprensione delle soluzioni e delle loro proprietà è essenziale in vari campi, dalla chimica alla farmacologia.

Epossidi: reazioni in ambiente basico

Fabrice Deseaux

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2 Febbraio 2024

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Come avviene la reazione degli epossidi con i nucleofili

Gli epossidi sono composti che reagiscono con i nucleofili attraverso un meccanismo di tipo SN2, che porta all’apertura dell’anello. La tensione dell’anello conferisce loro una maggiore reattività rispetto agli eteri alifatici o ciclici con almeno 5 termini.

Reazione con i nucleofili

I principali nucleofili utilizzati in questa reazione includono i reattivi di Grignard, i composti litio-organici, il litio alluminio idruro, l’ione idrossido OH- e gli alcossidi RO-. Questi agenti attaccano gli epossidi in modo selettivo, determinando l’apertura dell’anello.

Meccanismo di reazione

La reazione degli epossidi avviene tramite un meccanismo di tipo SN2. In questo processo, il nucleofilo attacca il carbonio meno sostituito dell’epossido. Successivamente, si verifica un’inversione di configurazione nel prodotto della reazione, come avviene tipicamente nelle reazioni SN2.

Un esempio pratico

Consideriamo la reazione del 2,2-dimetilossirano con etanolo in presenza di etossido di sodio. In questa situazione, l’etossido attacca il carbonio meno sostituito dell’epossido, provocando l’apertura dell’anello e la formazione di un intermedio con l’ossigeno portatore di carica negativa. Successivamente, l’ossigeno reagisce con l’idrogeno dell’etanolo, generando l’1-etossi-2-metil-2-propanolo come prodotto finale.

In conclusione, la reazione degli epossidi con i nucleofili segue un meccanismo ben definito che porta all’apertura dell’anello e alla formazione di nuovi composti con configurazioni specifiche. Questo processo rappresenta un importante aspetto della chimica organica e trova numerose applicazioni in diversi settori della chimica.

Reazione rompicapo: bilanciamento

Fabrice Deseaux

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2 Febbraio 2024

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Come Bilanciare una Reazione di Ossidoriduzione Utilizzando il Metodo delle Semireazioni

Le reazioni di ossidoriduzione possono essere bilanciate con diversi metodi, tra cui il metodo del numero di ossidazione e il metodo delle semireazioni. Alcune reazioni, in particolare quelle in cui due specie si ossidano e una si riduce o viceversa, possono presentare una complessità maggiore. Tuttavia, seguendo le regole specifiche, è possibile arrivare con relativa facilità alla soluzione.

Una Reazione Particolare

Un esempio di reazione che richiede il metodo delle semireazioni è la seguente:
KI + O3 + H2O → I2 + O2 + KOH

Mentre bilanciare questa reazione visivamente potrebbe sembrare semplice, è necessario utilizzare il metodo delle semireazioni per ottenerne il bilanciamento corretto.

Le Semireazioni

Iniziamo identificando che K+ è uno spettatore e procediamo con le semireazioni:
I- + O3 + H2O → I2 + O2 + OH-

La semireazione di ossidazione sarà quindi:
I- → I2

Dopo il bilanciamento della massa e delle cariche, otteniamo:
2 I- → I2 + 2 e-

Continuando con le altre semireazioni:
O3 → OH-
H2O → O2

Bilanciandole, avremo:
O3 + 3 H+ + 6 e- → 3 OH-
2 H2O → O2 + 4 H+ + 4 e-

In totale, avremo tre semireazioni, due di ossidazione e una di riduzione, che sono:
2 I- → I2 + 2 e-
2 H2O → O2 + 4 H+ + 4 e-
O3 + 3 H+ + 6 e- → 3 OH-

Il Bilanciamento Finale

Sommando le tre semireazioni e semplificando gli elettroni, otteniamo:
2 I- + 2 H2O + O3 + 3 H+ → I2 + O2 + 4 H+ + 3 OH-

Semplificando gli ioni H+ da entrambi i lati, otteniamo:
2 I- + 2 H2O + O3 → I2 + O2 + H+ + 3 OH-

Considerando che H+ + OH- → H2O, la reazione diventa:
2 I- + H2O + O3 → I2 + O2 + H2O + 2 OH-

Ulteriormente semplificando l’acqua da entrambi i lati, otteniamo:
2 I- + H2O + O3 → I2 + O2 + 2 OH-

Infine, introducendo gli ioni spettatori, otteniamo la reazione bilanciata:
2 KI + H2O + O3 → I2 + O2 + 2 KOH

Seguendo questo processo, è possibile bilanciare una reazione di ossidoriduzione in modo accurato utilizzando il metodo delle semireazioni.

Reazioni di neutralizzazione: esempi

Fabrice Deseaux

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2 Febbraio 2024

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Come funzionano le reazioni di neutralizzazione tra acidi e basi

La reazione di neutralizzazione è un processo chimico in cui un acido e una base si combinano per formare un sale e acqua. Questo tipo di reazione è comunemente rappresentato dall’equazione generale: acido + base → sale + acqua.

Un esempio di reazione di neutralizzazione solubile avviene tra acido cloridrico (HCl) e idrossido di sodio (NaOH), producendo cloruro di sodio (NaCl) e acqua. In forma ionica, questa reazione può essere scritta come H+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + H2O.

La reazione netta, che evidenzia la formazione dell’acqua dall’acido e dalla base, è rappresentata da H+ + OH- → H2O.

Esistono anche reazioni di neutralizzazione in cui il sale formato non è solubile in acqua, portando alla precipitazione. Ad esempio, l’acido fosforico (H3PO4) reagisce con l’idrossido di calcio (Ca(OH)2) per produrre fosfato di calcio (Ca3(PO4)2) e acqua.

Il pH della soluzione risultante da una reazione di neutralizzazione sarà neutro (pH 7) solo se avviene tra un acido forte e una base forte in quantità stechiometriche. Se un acido debole, come l’acido fluoridrico (HF), reagisce con una base forte come il NaOH, il pH sarà superiore a 7.

Allo stesso modo, se un acido forte come l’acido perclorico (HClO4) reagisce con una base debole come l’ammoniaca (NH3), il pH della soluzione sarà inferiore a 7.

Per determinare se la soluzione risultante sarà acida, basica o neutra, bisogna considerare la natura del sale e la possibilità di idrolisi, che può influenzare il pH della soluzione.

Il processo di idrolisi dei sali in soluzione acquosa

Quando i sali si sciolgono in acqua, gli ioni che li compongono possono interagire con le molecole d’acqua, generando reazioni che influenzano il pH della soluzione. Analizziamo due casi specifici: NaF e NH4Cl.

Idrolisi del sale NaF

Il NaF è un elettrolita forte che si dissocia completamente nei suoi ioni sodio (Na⁺) e ione fluoruro (F^–). In presenza di acqua, l’ione fluoruro reagisce secondo l’equilibrio: F^– + H₂O ⇄ HF + OH^–. In questa reazione si forma l’acido fluoridrico (HF), che è un acido debole, conferendo basicità alla soluzione. Di conseguenza, le soluzioni contenenti NaF avranno un pH maggiore di 7 e saranno basiche.

Idrolisi del sale NH4Cl

Analogamente, il NH4Cl si dissocia nei suoi ioni ammonio (NH₄⁺) e ione cloruro (Cl^–). L’ione ammonio reagisce con l’acqua secondo l’equilibrio: NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃ + H₃O⁺. Questa reazione porta alla formazione di ammoniaca (NH₃), una base debole, e ione idronio (H₃O⁺), che conferisce acidità alla soluzione. Quindi, le soluzioni contenenti NH4Cl avranno un pH inferiore a 7 e saranno acide.

In conclusione, l’interazione dei sali con l’acqua attraverso il processo di idrolisi influisce sul pH delle soluzioni, determinando se queste saranno basiche (come nel caso di NaF) o acide (come nel caso di NH4Cl).