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Anellazione di Robinson: prodotto di reazione, meccanismo

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

Anellazione di Robinson: prodotto di reazione, meccanismo

Anellazione di Robinson: meccanismo di reazione e applicazioni

L’anellazione di Robinson, chiamata così in onore del premio Nobel per la chimica Robert Robinson, è una reazione che porta alla formazione di cicli esenone a partire da chetoni. Questa reazione è di fondamentale importanza per la sintesi di numerosi composti organici, compresi antibiotici e steroidi.

Applicazioni dell’anellazione di Robinson

La reazione di anellazione di Robinson gioca un ruolo cruciale nella sintesi di composti organici di grande importanza, come ad esempio il cortisone. L’ottenimento dei cicli esenone e dei loro derivati è fondamentale per la produzione di sostanze naturali e composti farmaceutici.

Meccanismo della reazione

Il meccanismo di questa reazione coinvolge diverse fasi. Inizialmente, avviene la deprotonazione di un idrogeno in posizione alfa rispetto al carbonile. Successivamente, avviene un’addizione 1,4 sull’enone, nota come addizione di Michael, seguita dalla formazione di un nuovo enolato attraverso la protonazione di un dichetone. Questo enolato reagisce tramite condensazione aldolica intramolecolare, formando un alcossido intermedio ciclico che, tramite un processo di eliminazione (meccanismo E2), porta infine alla formazione dell’enone.

Questo processo è essenziale per la produzione di cicli esenone e dei relativi composti, che trovano un’ampia gamma di applicazioni nella sintesi di prodotti naturali e farmaceutici.

Con la sua importanza nella sintesi di composti essenziali, l’anellazione di Robinson rappresenta uno dei processi fondamentali nella chimica organica che continua a essere oggetto di studio e ricerca.

Titolazione di una miscela di acidi: caso studio risolto e commentato

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Titolazione di una miscela di acidi: caso studio risolto e commentato

Titolazione di una Miscela di Acidi: Come Risolverla Paso dopo Paso

La titolazione di una miscela di acidi richiede il rispetto di determinate condizioni, tra cui la K_a dell’acido più forte deve essere almeno 10⁴ volte maggiore della K_a dell’acido meno forte. Inizialmente, si procede titolando l’acido più forte per evitare la dissociazione dell’acido più debole. Durante questo processo, è fondamentale comprendere i concetti di soluzione tampone e idrolisi e affrontare diverse tipologie di esercizi.

Esercizio Pratico

Immaginiamo di avere una miscela di 50.0 mL di soluzione, composta da 0.10 M di acido cloridrico (HCl) e 0.10 M di acido acetico (con K_a = 1.75 ∙ 10^-5). L’obiettivo è determinare il pH dopo l’aggiunta di 0, 25.0, 50.0, 75.0, 100.0 e 150 mL di NaOH 0.10 M.

Dopo l’aggiunta di 0 mL di NaOH 0.10 M
Prima dell’inizio della titolazione, quando il NaOH non è stato ancora aggiunto, la soluzione contiene entrambi gli acidi. A seguito della dissociazione dell’HCl, la concentrazione dell’ione H⁺ in soluzione è di 0.10 M. Questa dissociazione influenzerà l’acido acetico. Successivamente, viene analizzata la dissociazione dell’acido acetico: CH₃COOH ⇌ CH₃COO^– + H⁺.

Successivamente, tramite un I.C.E. chart, vengono calcolati i valori ad equilibrio e si ottiene un pH di 1.0, dovuto al contributo trascurabile di ioni H⁺ dalla dissociazione dell’acido debole in presenza dell’acido forte.

Dopo l’aggiunta di 25 mL di NaOH 0.10 M
Dopo un calcolo dettagliato delle moli di HCl e NaOH aggiunte, con un volume totale di 75.0 mL, e delle concentrazioni degli acidi in soluzione, si ottiene un pH di 1.48. Anche in questo caso, il pH è determinato considerando solo la concentrazione di ioni H⁺ derivanti dalla dissociazione dell’HCl.

Dopo l’aggiunta di 50.0 mL di NaOH
Analogamente al passaggio precedente, vengono calcolate le moli di HCl e NaOH aggiunte, conducendo a una concentrazione di ioni H⁺ dovuta esclusivamente alla dissociazione dell’HCl, che determina il pH risultante.Determinazione del pH in una soluzione di acido acetico titolato con idrossido di sodio

Dopo la titolazione dell’acido cloridrico con idrossido di sodio e aver raggiunto il punto equivalente, bisognerà considerare solo gli ioni H+ presenti in soluzione a causa della dissociazione dell’acido acetico. Le moli di acido acetico presenti in soluzione possono essere calcolate moltiplicando il volume (0.0500 L) per la concentrazione (0.10 M), ottenendo così 0.00500. Con un volume totale di 100.0 mL, la concentrazione di acido acetico risulta essere 0.0500 M.

Per determinare il pH della soluzione si può utilizzare l’equazione di Henderson-Hasselbalch, che tiene in considerazione la concentrazione dell’acido acetico e del suo sale. Successivamente, dopo l’aggiunta di 75.0 mL di NaOH, si ottiene una soluzione tampone con un pH di 4.76.

Dopo l’aggiunta di 100.0 mL di NaOH, si ha una soluzione in cui l’acido acetico è stato completamente neutralizzato, ottenendo un pH di 8.64. Infine, con l’aggiunta di 150.0 mL di NaOH, si raggiunge un pH di 12.4.

Questi calcoli aiutano a comprendere il comportamento della soluzione in diverse fasi della titolazione, consentendo di determinare il pH in relazione alle variazioni della concentrazione degli ioni acetato e idrossido di sodio.

Reazioni di decomposizione: termica, elettrolitica, fotodecomposizione

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Reazioni di decomposizione: termica, elettrolitica, fotodecomposizione

Le diverse forme di reazioni di decomposizione

Le reazioni di decomposizione sono un tipo di reazioni di ossidoriduzione in cui una sostanza si divide in due o più prodotti. Queste reazioni possono essere rappresentate come AB → A + B.

Le reazioni di decomposizione sono generalmente endotermiche e avvengono a una temperatura specifica per ogni sostanza coinvolta. In alcuni casi, se la reazione è esotermica, può essere esplosiva, come nel caso della decomposizione della nitroglicerina:

4 C3H5(ONO2)3 → 12 CO2 + 10 H2O + 6 N2 + O2

Esistono diversi tipi di decomposizione, tra cui la decomposizione termica, elettrolitica e fotodecomposizione. Nelle reazioni di decomposizione compare un solo reagente a sinistra e due o più prodotti a destra.

Alcuni esempi di decomposizione includono l’ossido di mercurio (II) che si decompone in mercurio e ossigeno, l’acqua che si decompone in idrogeno e ossigeno, i carbonati che si decompongono in ossidi metallici e biossido di carbonio, e i clorati che si decompongono nei loro sali binari e ossigeno.

Alcune reazioni di decomposizione possono anche essere reazioni di ossidoriduzione, come la decomposizione dell’ossido di mercurio (II) in cui il mercurio passa da numero di ossidazione +2 a zero e l’ossigeno passa da numero di ossidazione -2 a zero.

La fotodecomposizione avviene quando la decomposizione è indotta dalla luce. Esempi includono la decomposizione del cloruro di argento in argento e cloro, e la decomposizione del perossido di idrogeno in acqua e ossigeno.

Per concludere, le reazioni di decomposizione sono un fenomeno importante in chimica che può essere influenzato da diversi fattori come temperatura, elettricità e luce.

Eccezioni alla regola dell’ottetto: molecole elettrondeficienti, ipervalenti

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Eccezioni alla regola dell’ottetto: molecole elettrondeficienti, ipervalenti

Eccezioni alla regola dell’ottetto nelle molecole elettrondeficienti e ipervalenti

La regola dell’ottetto afferma che gli atomi, durante la formazione delle molecole, tendono a acquisire, perdere o condividere elettroni in modo da avere otto elettroni nel loro livello più esterno. Ad esempio, considerando il sodio con configurazione elettronica 1s², 2s², 2p⁶, 3s¹, quando si lega al fluoro con configurazione elettronica 1s², 2s², 2p⁵, forma il fluoruro di sodio in cui il sodio perde un elettrone diventando uno ione positivo e il fluoro guadagna un elettrone diventando uno ione negativo. Questi ioni formano un legame ionico a causa dell’attrazione elettrostatica tra cariche opposte.

La violazione della regola dell’ottetto può verificarsi in tre casi: quando sono presenti un numero dispari di elettroni di valenza, quando gli elettroni di valenza sono pochi o quando sono troppi. Ad esempio, nel monossido di azoto, l’azoto presenta 2 + 3 = 5 elettroni nel suo guscio esterno e l’ossigeno ne ha 2 + 4 = 6, risultando in un totale di 11 elettroni di valenza. La molecola presenta un disegno di Lewis che mostra che l’azoto non ha l’ottetto completo.

Un altro esempio è il trifluoruro di boro (BF₃), in cui il boro presenta 2 + 1 = 3 elettroni di valenza e ciascun atomo di fluoro presenta 2 + 5 = 7. La molecola viola la regola dell’ottetto, comportandosi da acido secondo Lewis.

Gli elementi dal terzo periodo in poi spesso possono dare luogo a molecole che presentano eccezioni alla regola dell’ottetto, come nel caso del fosforo che può promuovere un elettrone. Questo comportamento è evidente nel composto PCl₅, in cui il fosforo risulta essere ipervalente con 10 elettroni nel suo guscio esterno, violando la regola dell’ottetto.

In conclusione, queste eccezioni illustrano come la regola dell’ottetto possa essere violata in presenza di molecole elettrondeficienti e ipervalenti, offrendo casi interessanti di comportamento chimico non conforme al modello tradizionale.

Pseudoalogeni: definizione, esempi, reazioni

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Pseudoalogeni: definizione, esempi, reazioni

Pseudoalogeni: caratteristiche, esempi e reazioni

I composti chimici biatomici o poliatomici con proprietà fisiche e chimiche simili a quelle degli alogeni in forma molecolare sono definiti come pseudoalogeni. Un esempio di pseudoalogeno è il cianogeno, composto formato da carbonio e azoto che ha struttura N≡ C-C ≡N. Mostra proprietà simili a quelle degli alogeni, come la reazione con l’idrossido di potassio in modo analogo al cloro: (CN)2 + 2OH- → CN- + CNO- + H2O. Altri esempi di pseudoalogeni includono il tiocianogeno, formato da carbonio, azoto e zolfo con struttura N≡ C-S-S-C ≡N, e il cianuro di iodio I- C ≡N.

Vi sono anche anioni poliatomici, noti come pseudoalogenuri, che mostrano similitudini con gli alogenuri nelle reazioni acido-base e nelle reazioni redox. Essi hanno una basicità relativamente bassa e comprendono, tra gli altri, lo ione isocianuro (NC-), lo ione fulminato (ONC-), lo ione cianato (OCN-), lo ione isocianato (NCO-), lo ione isotiocianato (NCS-), lo ione selenocianato (SeCN-), lo ione isoselenocianato (NCSe-), e lo ione tellurocianato (TeCN-).

I dimeri degli pseudoalogenuri sono noti come pseudoalogeni, e sono simili ai dimeri degli alogenuri. Come gli alogeni, gli pseudoalogeni sono dimeri e volatili, ad eccezione del tiocianogeno. Possono essere isomorfi, ad esempio Cl2 è isomorfo con (CN)2 e Br2 è isomorfo con (SCN)2. Gli pseudoalogeni si combinano con molti metalli per formare sali, simili a quelli degli alogeni. Essi possono anche formare sali tra loro, sali doppi e sali complessi, e possono essere preparati per ossidazione degli idracidi dei loro sali.

I composti di alogeni e pseudoalogeni presentano similitudini, di seguito è riportato un confronto:
– Pseudoalogeni: ICN, Si(NCS)4, Pb(SCN)4, Co(N3)2
– Alogeni: ICl, SiCl2, PbCl4, CoCl2

Gli pseudoalogeni danno molti tipi di reazioni analoghe a quelle degli alogeni, tra cui reazioni in ambiente basico, reazioni con idrocarburi insaturi, decomposizione di alcuni composti del Piombo (IV) e reazioni con agenti ossidanti.

Numero di Reynolds: applicazioni, flusso laminare, flusso turbolento

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Numero di Reynolds: applicazioni, flusso laminare, flusso turbolento

Il Numero di Reynolds e le sue Applicazioni nei Flussi di Fluidi

Il numero di Reynolds, indicato con Re, è un parametro adimensionale che esprime il rapporto tra le forze inerziali e le forze viscose di un fluido in moto. La sua formula è definita come:

Re = ρVd/μ

Dove ρ rappresenta la densità del fluido, V la sua velocità, d la lunghezza caratteristica della superficie attraverso cui avviene il flusso e μ la viscosità del fluido, che è una proprietà intrinseca di ciascun fluido e rappresenta la sua capacità di scorrere agevolmente.

Il numero di Reynolds trova numerose applicazioni e viene utilizzato per determinare il tipo di flusso che si verifica in un sistema. Ad esempio, se il valore di Re è basso, il flusso è laminare, caratterizzato da un movimento regolare e ordinato del fluido. Al contrario, un valore elevato di Re indica un flusso turbolento, dove il movimento del fluido avviene in maniera caotica.

Il valore di Re influisce direttamente sul comportamento del flusso: se Re è minore di 2000, il moto è laminare; se Re è maggiore di 4000, il moto è turbolento; se il valore si situa tra 2000 e 4000, ci si trova in un regime di transizione.

Il punto in cui il flusso passa dal regime laminare a quello turbolento è noto come “punto critico di Reynolds”, ma la sua determinazione risulta complessa e dipende fortemente dalla geometria del sistema e dalla rugosità delle superfici attraverso cui il fluido scorre.

Il numero di Reynolds trova applicazioni in diversi campi, tra cui l’aerodinamica e la biomedicina, e rappresenta uno strumento fondamentale per comprendere e analizzare il comportamento dei fluidi in diversi contesti.

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Reazioni redox nella vita di tutti i giorni: fotosintesi, respirazione, imbrunimento, alterazione dei cibi, corrosione

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Reazioni redox nella vita di tutti i giorni: fotosintesi, respirazione, imbrunimento, alterazione dei cibi, corrosione

Reazioni redox nella vita di tutti i giorni: come influenzano fotosintesi, respirazione, imbrunimento, alterazione dei cibi e corrosione

Le reazioni redox rappresentano un aspetto significativo della vita di tutti i giorni poiché avvengono costantemente intorno a noi. Fenomeni comuni come l’imbrunimento di una mela tagliata, la lucidatura dell’argento o la corrosione di oggetti metallici sono tutti esempi di reazioni redox che influenzano la nostra routine quotidiana.

La fotosintesi, ad esempio, è un processo fondamentale che coinvolge una reazione redox. Le piante utilizzano la luce per convertire anidride carbonica e acqua in glucosio, una fonte essenziale di energia, e ossigeno. Questo processo è di vitale importanza per l’ecosistema, poiché favorisce la riduzione dell’anidride carbonica e la produzione di ossigeno, contribuendo così a mantenere l’equilibrio ambientale.

Anche la respirazione, un altro esempio di reazione redox, svolge un ruolo cruciale per gli esseri viventi. Durante la respirazione, gli organismi viventi assorbono ossigeno e rilasciano anidride carbonica e acqua attraverso vari processi fisiologici. Questo processo, sebbene contrario alla fotosintesi, riflette l’importanza delle reazioni redox per il sostentamento della vita.

Le reazioni redox contribuiscono anche all’imbrunimento e all’alterazione dei cibi. Il taglio di frutta e verdura può avviare reazioni che alterano aspetto, sapore e valore nutrizionale degli alimenti a causa della presenza di ossigeno nell’aria. Allo stesso modo, la conservazione degli alimenti coinvolge reazioni redox, come l’irrancidimento dei grassi, che provoca l’alterazione degli alimenti.

Infine, la corrosione dei metalli è un altro esempio di reazione redox che influenza la vita di tutti i giorni. Problematiche come la formazione della ruggine danneggiano irreversibilmente oggetti metallici e impianti, contribuendo a limitarne la durata nel tempo. Questi processi richiamano l’attenzione sull’importanza di comprendere e gestire le reazioni redox per preservare e mantenere diversi aspetti della vita quotidiana.

In conclusione, le reazioni redox svolgono un ruolo essenziale nella vita di tutti i giorni, influenzando processi vitali come la fotosintesi e la respirazione, ma anche contribuendo a fenomeni indesiderati come l’alterazione dei cibi e la corrosione dei metalli. Comprendere queste reazioni può aiutarci a gestire e preservare gli elementi che costituiscono il tessuto quotidiano della nostra esistenza.

Penicillina: struttura, tipi

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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La Penicillina: Struttura e Vari Tipi

La penicillina, scoperta nel 1927 da Alexander Fleming, è il primo antibiotico utilizzato nel trattamento di infezioni batteriche. La sintesi della penicillina coinvolge una fermentazione comprensiva di vari processi chimici, microrganismi e sterilizzazione. Le penicilline fanno parte della famiglia degli antibiotici con struttura simile, caratterizzate da azione battericida sui batteri Gram-positivi.

Struttura della Penicillina

La molecola di penicillina presenta un sistema biciclico contenente un anello β-lattamico fuso con un anello tiazolidinico. Le varie penicilline commerciali differiscono tra loro per i gruppi costituenti la catena laterale unita al sistema biciclico. Esse esercitano il loro effetto biologico inibendo la sintesi di componenti essenziali delle pareti delle cellule batteriche.

Tipologie di Penicillina

La penicillina G, o benzil-penicillina, è un esempio di penicillina di prima generazione. Una serie di penicilline di seconda generazione o biosintetiche è stata ottenuta per l’addizione di precursori al liquido di fermentazione. La penicillina V è un esempio di penicillina biosintetica, resistente agli acidi diluiti e somministrabile per via orale. La terza generazione, le penicilline semisintetiche, sono ottenute dai liquidi di fermentazione senza l’aggiunta di precursori.

Struttura dell’Acido 6-Aminopenicillanico

Tutte le penicilline note sono degli acilderivati dell’acido 6-amminopenicillanico e si differenziano tra loro per la natura del gruppo acilico R-CO- unito all’amminogruppo. Le penicilline semisintetiche hanno reso possibile trattare le infezioni causate da batteri penicillino-resistenti.

Infine, esiste una varietà di tipi di penicillina, ognuno con la propria struttura chimica e il rispettivo nome commerciale, noti nella farmacopea ufficiale.

In conclusione, le penicilline, con le loro diverse caratteristiche strutturali e tipologie, rappresentano una parte significativa dell’arsenale terapeutico contro le infezioni batteriche. La loro capacità di trattare infezioni causate anche da batteri resistenti le rende agenti importanti nella lotta contro le malattie infettive.

Esercizi svolti sulle soluzioni tampone

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Esercizi pratici sul calcolo delle soluzioni tampone

Le soluzioni tampone rappresentano una parte essenziale della chimica. I tamponi sono costituiti da un acido debole o una base debole e la loro base coniugata o acido coniugato, rispettivamente. Sono in grado di mantenere costante il pH in presenza di piccole aggiunte di acidi o basi forti. Qui di seguito vengono presentati alcuni esercizi svolti sulle soluzioni tampone con la spiegazione dettagliata su come ottenerli.

Esercizi

1.

Acido propanoico CH3CH2COOH

–

a)

Calcolare la concentrazione dello ione H+ di una soluzione 0.20 M di acido propanoico
–

b)

Calcolare il grado di ionizzazione percentuale della soluzione
–

c)

Calcolare il rapporto tra lo ione propanoato e l’acido propionico se il pH di tale soluzione tampone vale 5.20
–

d)

Calcolare il pH di una soluzione 0.35 M di acido propionico e 0.50 M di propanoato di sodio se a 100 mL di tale soluzione tampone vengono aggiunte 0.0040 moli di NaOH

Risoluzione

a) Considerando l’equilibrio di dissociazione dell’acido propanoico.
CH3CH2COOH ⇄ CH3CH2COO- + H+
Scrivendo l’espressione della costante acida e sostituendo i valori, si ottiene x = 0.0016 M = [H+]
b) Il grado di dissociazione percentuale si ottiene applicando la formula α = 0.80 %
c) Applicando l’Equazione di Henderson-Hasselbalch si ricava il rapporto tra lo ione propanoato e l’acido propionico.
d) Calcolando il pH durante la reazione con NaOH, si ottiene pH = 5.1

2.

Metilammina CH3NH2

–

a)

Calcolare la concentrazione dello ione OH- di una soluzione 0.225 M di metilammina
–

b)

Calcolare il pH di una soluzione ottenuta aggiungendo 0.0100 moli di nitrato di metilammonio solido a 120.0 mL di una soluzione 0.225 M di metilammina
–

c)

Quante moli di NaOH o di HCl bisogna aggiungere alla soluzione b) per ottenere una soluzione il cui pH = 11.00

Risoluzione

a) La metilammina agisce come base secondo Brönsted e Lowry. Scrivendo l’espressione della costante basica e sostituendo i valori si ottiene x = 0.0109 M = [OH-]
b) Calcolando il pH durante la reazione con il nitrato di metilammonio
c) Calcolando la quantità di NaOH o HCl necessaria per ottenere un pH di 11.00

I tamponi sono importanti in molti contesti, dalla chimica analitica a quella farmaceutica. La comprensione della loro natura e del loro comportamento è fondamentale per molte applicazioni pratiche.Calcolo del pH e calcolo di HCl aggiunto in una soluzione tampone

Nel caso b), la concentrazione del ione metilammonio in soluzione è 0.0833 M, ottenuta utilizzando l’equazione di Henderson-Hasselbalch. Il valore di pKb è calcolato come 3.28. Sostituendo i valori, si ottiene un valore di pH di 11.2.

Per la domanda c), se il pH desiderato è di 11.00, sarà necessario aggiungere HCl alla soluzione. L’aggiunta di HCl porterà a una diminuzione della concentrazione di metilammina e un aumento della concentrazione di metilammonio. Applicando l’equazione di Henderson-Hasselbalch, viene calcolato che la quantità di HCl da aggiungere è di 0.00275 moli.

In conclusione, per raggiungere un pH di 11.00 dalla soluzione b), è necessario aggiungere 0.00275 moli di HCl.

Con queste considerazioni, è possibile comprendere come aggiungere HCl a una soluzione tampone influenzi il pH complessivo.

Teorema di Nernst ed estensione di Planck

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Teorema di Nernst ed estensione di Planck

Teorema di Nernst e Estensione di Planck: Principi della Termodinamica

Il teorema di Nernst, essenziale in termodinamica, afferma che l’entropia di un sistema tende a zero quando la temperatura assoluta del sistema tende a zero. Nel primo decennio del ventesimo secolo, Walther Nernst, mediante lo studio delle capacità termiche e dei calori di reazione a temperature decrescenti, formulò il proprio teorema, noto anche come teorema del calore.

Le reazioni chimiche possono essere classificate in due categorie: quelle che producono calore (reazioni esotermiche) e quelle che assorbono calore dall’ambiente (reazioni endotermiche). A pressione costante, il calore acquisito o perso corrisponde a un aumento o una diminuzione dell’entalpia H. La variazione del calore di reazione, espressa come ΔH, risulta positiva per le reazioni endotermiche e negativa per le reazioni esotermiche.

L’entità della variazione di entalpia non fornisce informazioni sulla spontaneità della reazione. Infatti, sia le reazioni endotermiche che quelle esotermiche possono avvenire spontaneamente. L’unico parametro che consente di predire la spontaneità di una reazione dal punto di vista termodinamico è la variazione dell’energia libera di Gibbs.

Nernst dedusse dai suoi esperimenti che, con la diminuzione della temperatura, la variazione di entalpia e dell’energia libera di Gibbs assumevano valori sempre più simili, e che la variazione di ΔG con il variare della temperatura diventava sempre più ridotta man mano che la temperatura diminuiva.

Tali evidenze sperimentali sono coerenti con l’espressione della variazione dell’energia libera di Gibbs: ΔH = ΔG – T( δ(ΔG/δT)_p.

Nernst avanzò l’ipotesi che, nel limite in cui T tende a zero, ΔH dovrebbe essere uguale a ΔG, giustificato dal fatto che, per ( δ(ΔG/δT)_p = – ΔS, “le reazioni chimiche che avvengono alle temperature prossime allo zero assoluto avvengono senza variazione di entropia”, istituendo il teorema di Nernst.

Successivamente, Planck estese tali considerazioni suggerendo che non solo ΔG tende a ΔH quando T tende a zero, ma che l’entalpia e la funzione di Gibbs del sistema si avvicinano reciprocamente in modo asintotico allo stesso modo nel limite per T tendente a zero, G tende a H e ( δ(ΔG/δT)_p tende a 0.

Questa estensione porta a una vasta gamma di risultati, come ad esempio la definizione del significato di variazione di entropia, stabilendo che l’entropia si avvicina a zero quando la temperatura si avvicina a zero. Il teorema di Nernst e l’estensione di Planck portano alla formulazione del terzo principio della termodinamica: “Ogni sostanza pura ha un valore positivo di entropia che diviene pari a zero allo zero assoluto quando essa, in queste condizioni, è un solido cristallino perfetto”.

Acido ialuronico: usi, effetti

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Acido ialuronico: usi e benefici per la pelle

L’acido ialuronico, derivato sodico, è un composto che si trova nei tessuti connettivi, epiteliari e neurali del corpo umano, costituendo un importante componente della matrice extracellulare. Il suo peso molecolare spesso supera il milione e contribuisce alla proliferazione e migrazione cellulare, essendo coinvolto anche nella progressione di tumori maligni.

Usi dell’acido ialuronico

Questo composto ha numerose funzioni biologiche ed è ampiamente utilizzato nel settore cosmetico. Con il passare degli anni, la produzione di acido ialuronico diminuisce, contribuendo alla minore produzione di collagene, componente essenziale per la struttura fibrosa del tessuto connettivo e per la tensione della pelle.

Applicato topicamente, l’acido ialuronico contribuisce a ricreare un ambiente fisiologico ideale per le cellule del tessuto cutaneo, aiutandole ad assorbire e trattenere l’umidità e conferendo un effetto di pelle morbida ed elastica. È possibile suddividere l’acido ialuronico in acido a basso e alto peso molecolare, con quello a basso peso che consente una maggiore penetrazione e quindi è preferito nel campo cosmetico.

Effetti dell’acido ialuronico

Le iniezioni a base di acido ialuronico sono considerate un trattamento efficace e meno invasivo di un intervento di lifting. Tuttavia, i loro effetti non sono permanenti e richiedono ripetizioni periodiche a causa del graduale riassorbimento del filler. La FDA ha approvato l’uso di fillers a base di acido ialuronico che hanno un effetto tensore e riempitivo, offrendo immediati effetti di ringiovanimento della pelle.

Queste iniezioni non sono prive di effetti collaterali, causando lividi, intorpidimento, bruciore e sensazione di fastidio, ma grazie alla tecnica delle microcannule a punta smussata è possibile ridurre al minimo il traumatismo del trattamento. È di fondamentale importanza rivolgersi a medici qualificati, come specialisti in chirurgia plastica o dermatologia operanti in strutture autorizzate, per garantire la sicurezza e l’efficacia del trattamento.

In conclusione, l’acido ialuronico è un prezioso alleato per contrastare i segni dell’invecchiamento cutaneo, offrendo numerosi benefici nel campo cosmetico e medico.

Catalisi eterogenea nell’industria: esempi

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Catalisi eterogenea nell’industria: esempi

La catalisi eterogenea: un’analisi dei suoi esempi più rilevanti

La catalisi eterogenea, un importante fenomeno industriale, si basa sulla capacità delle superfici solide di formare e rompere legami con le molecole. Questo processo è cruciale nella produzione di sostanze chimiche su scala industriale. Coinvolge reazioni superficiali che richiedono l’adsorbimento di almeno uno dei reagenti sulla superficie del catalizzatore. I catalizzatori, elementi o composti che riducono l’energia di attivazione, sono essenziali per accelerare la velocità di una reazione. Spesso, questi catalizzatori sono specifici per una particolare reazione, caratteristica tipica anche degli enzimi, che agiscono come catalizzatori biologici.

La ricerca sulle caratteristiche dei catalizzatori in relazione alle loro funzioni durante le reazioni chimiche è in corso. Trovare il catalizzatore adatto offre l’opportunità di variare le condizioni di temperatura e pressione per la reazione in assenza di catalizzatore. La catalisi è definita come omogenea quando il catalizzatore si trova nella stessa fase dei reagenti, mentre è considerata eterogenea quando si trova in una fase diversa rispetto ai reagenti.

Esempi rilevanti della catalisi eterogenea in ambito industriale riguardano le reazioni dei gas, per le quali vengono impiegati solidi come metalli, ossidi metallici e zeoliti come catalizzatori. Alcuni processi industriali di catalisi eterogenea includono la sintesi dell’ammoniaca, la produzione di gas di sintesi mediante reforming del vapore, il reforming della nafta, la produzione di acido nitrico e la produzione di acido solforico.

Il fisisorbimento e il chemisorbimento sono processi fondamentali associati alla catalisi eterogenea. Le molecole gassose interagiscono con gli atomi o gli ioni sulla superficie del solido. Il fisisorbimento coinvolge l’associazione deboli tra adsorbente ed adsorbato, senza instaurare legami chimici, mentre il chemisorbimento comporta uno scambio di carica tra molecole adsorbite e la superficie, stabilendo veri e propri legami chimici.

Un esempio concreto di catalisi eterogenea è rappresentato dall’ossidazione del monossido di carbonio a biossido di carbonio, utilizzando il palladio come catalizzatore. Le automobili sono dotate di marmitte catalitiche contenenti palladio e rodio dispersi su un supporto ceramico. Questi catalizzatori favoriscono la reazione dei gas di combustione contenenti monossido di carbonio e idrocarburi incombusti con un eccesso di ossigeno per produrre biossido di carbonio e acqua.

Il meccanismo di catalisi eterogenea in questo contesto coinvolge anche la trasformazione dell’ossido di azoto (II) in azoto molecolare, catalizzata dal rodio. La catalisi eterogenea emerge così come un processo cruciale in numerosi contesti industriali, rivelandosi fondamentale per agevolare reazioni chimiche di rilievo.

In conclusione, la catalisi eterogenea ha un impatto significativo su diverse industrie e processi produttivi, svolgendo un ruolo cruciale nell’accelerare reazioni chimiche fondamentali.La chimica della catalisi: come avviene la reazione di biossido di carbonio
Il processo di conversione di monossido di carbonio in biossido di carbonio coinvolge il chemisorbimento di molecole di monossido di carbonio e di ossigeno sulla superficie dei metalli. Le molecole di ossigeno si dissociano in due atomi di ossigeno atomico, che reagiscono con la molecola di monossido di carbonio chemisorbita, producendo biossido di carbonio che viene rilasciato dalla superficie del catalizzatore.

Energia di attivazione e nanotecnologie nella catalisi
Ogni fase del processo presenta un’energia di attivazione minore rispetto alla reazione che avviene in fase omogenea tra monossido di carbonio e ossigeno. Date le alte spese associate al platino, palladio e rodio, la ricerca si concentra su ottenere particelle estremamente piccole, sfruttando le nanotecnologie.

Meccanismo di catalisi e contributo di Gerhard Ertl
La comprensione dei meccanismi di catalisi e della sintesi dell’ammoniaca è stata avanzata da Gerhard Ertl, vincitore del Premio Nobel per la Chimica nel 2007. Egli ha dimostrato come il ferro, usato come catalizzatore, catalizzi la dissociazione delle molecole di azoto e di idrogeno per produrre ammoniaca. Le energie di attivazione in questa reazione sono significativamente inferiori rispetto a una sintesi dell’ammoniaca senza catalizzatore.

I requisiti dell’efficace catalizzatore
Un catalizzatore efficace deve abbassare l’energia di attivazione della reazione, ma anche rispondere a criteri di economicità. Deve permettere la reazione a temperature e pressioni più basse possibili e garantirne la prolungata durata nel tempo.