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Alcheni: proprietà spettroscopiche, metodi di sintesi e reattività.

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

Alcheni: proprietà spettroscopiche, metodi di sintesi e reattività

Gli alcheni sono un tipo di idrocarburi con la formula generale C_nH_2n, caratterizzati da un doppio legame che si forma per sovrapposizione laterale degli orbitali 2p_z che non intervengono nell’ibridazione sp².

Proprietà spettroscopiche

*Infrarosso

*
Le vibrazioni di stiramento del legame C-H e C=C sono tra le principali caratteristiche degli alcheni nell’infrarosso. La posizione e il numero di bande in questa zona dello spettro servono a differenziare i vari tipi di alcheni. Le vibrazioni di deformazione del legame =C-H variano a seconda del tipo di sostituenti sul doppio legame.

*Ultravioletto

*
Le bande di assorbimento all’ultravioletto forniscono informazioni limitate sulla struttura degli alcheni.

*Risonanza magnetica nucleare

*
I protoni su atomi di carbonio con doppio legame sono molto schermati rispetto a quelli dei corrispondenti alcani. La risonanza magnetica nucleare è utile per riconoscere isomeri geometrici attraverso le costanti di accoppiamento.

Metodi di sintesi

Le reazioni di eliminazione sono comuni nei metodi di sintesi degli alcheni. Alcuni dei principali metodi includono la disidratazione degli alcoli catalizzata dagli acidi, la deidroalogenazione degli alogenuri alchilici, la dealogenazione di alogenuri vicinali, la formazione da eteri, la reazione di Witting e le reazioni di alogenuri allilici con reattivi di Grignard.

Reattività

Gli alcheni, grazie alla nuvola di elettroni π nella loro struttura molecolare, mostrano una notevole reattività nei confronti di elettrofili. Le reazioni di addizione elettrofila sono comuni, ma anche le reazioni di addizione nucleofila possono verificarsi in presenza di alcheni sostituiti con forti elettronattrattori.

Reazioni

Le reazioni comuni degli alcheni includono l’addizione di acidi alogenidrici, l’addizione di acido solforico con formazione di alcoli, l’idratazione degli alcheni e l’addizione di acqua secondo la regola di Markovnikov.

In conclusione, gli alcheni presentano interessanti proprietà spettroscopiche, diversi metodi di sintesi e mostrano una reattività significativa che li rende oggetto di interesse per numerose applicazioni in ambito chimico e industriale.

Addizione di alcheni: meccanismi, reagenti e applicazioni

La reazione di addizione degli alcheni è un processo fondamentale in chimica organica che porta alla formazione di nuovi legami carbonio-carbonio. Questa reazione può avvenire con diversi reagenti e solitamente segue meccanismi specifici. Vediamo alcuni esempi di reazioni di addizione degli alcheni e il relativo meccanismo.

Alogenazione

La alogenazione degli alcheni avviene tramite la formazione di un complesso a trasferimento di carica con la molecola di alogeno polarizzata dalla collisione con la nuvola di elettroni π dell’alchene. Questo porta alla formazione di uno ione alonio a ponte, con attacco da parte dei due atomi di carbonio del doppio legame e rottura del legame alogeno-alogeno. Infine, lo ione alogenuro X^– opera un attacco nucleofilo sullo ione alonio con formazione del dialogenuro vicinale trans.

Idroborazione

Nella idroborazione degli alcheni, l’atomo di boro del diborano agisce come un acido di Lewis (elettrofilo), dando luogo alla formazione del trialchilborano come prodotto di reazione.

Idrogenazione catalitica

L’idrogenazione catalitica, in presenza di catalizzatori quali Ni, Pd, Pt, è cis-stereospecifica e porta alla formazione dell’alcano corrispondente come prodotto di reazione.

Epossidazione

Gli alcheni reagiscono in presenza di peracidi con formazione dell’epossido e di un acido carbossilico.

Dimerizzazione

In presenza di acidi ad alta temperatura, gli alcheni danno prodotti di dimerizzazione.

Alchilazione

Questa reazione è utilizzata per la produzione su vasta scala dell’isottano per addizione di isobutano a isobutene in presenza di acidi a 0°C.

Ossidrilazioni

Sono reazioni stereospecifiche per ottenere cis o trans dioli.

Ozonolisi

Per demolizione ossidativa degli alcheni si ottengono composti carbonilici.

Ossidazione

Gli alcheni subiscono la demolizione ossidativa in presenza di forti agenti ossidanti, come KMnO₄ alcalino concentrato, CrO₃ in acido acetico, K₂Cr₂O₇ in acido solforico. Questa reazione può essere utilizzata per l’analisi strutturale di un alchene con particolare riferimento alla posizione del doppio legame.

Queste reazioni sono di fondamentale importanza in chimica organica e trovano numerose applicazioni sia in laboratorio che nell’industria chimica.

Forza degli acidi e delle basi

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Forza degli acidi e delle basi: come determinarla in base alla costante di dissociazione

La forza degli acidi e delle basi può essere dedotta dal valore della costante di dissociazione che assume bassi valori per elettroliti deboli. Si passa da acidi la cui costante Ka è estremamente bassa, cui corrisponde un acido debolissimo, ad acidi con valori di Ka abbastanza alti, quindi acidi di media forza fino ad arrivare agli acidi forti totalmente dissociati. Le stesse considerazioni possono essere estese alle basi.

La forza degli acidi e delle basi è influenzata da diversi fattori, tra cui la possibilità di un composto di dissociarsi dipende dalla polarizzazione del legame A-H. Più l’elemento A è elettronegativo, più è polarizzato il legame con l’idrogeno; questo permette all’acqua di intervenire, unendosi con la sua parte negativa (l’ossigeno) all’idrogeno caricato positivamente e staccandolo dal resto della molecola.

Poiché l’elettronegatività aumenta nel sistema periodico da sinistra verso destra, l’acidità dei composti idrogenati aumenta da sinistra verso destra, come ad esempio, nella seguente serie: LiH

I gas nobili: proprietà e composti

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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I gas nobili: caratteristiche e scoperta di composti

I gas nobili, noti anche come gas rari o gas inerti, si contraddistinguono per la loro struttura elettronica chiusa, che può essere un duetto per l’elio o un ottetto per gli altri elementi. Queste configurazioni particolarmente stabili spiegano la loro scarsa reattività chimica. I loro punti di fusione, ebollizione e calori di evaporazione crescono al crescere del peso atomico, poiché le uniche interazioni esistenti sono quelle di van der Waals, che aumentano con l’aumentare degli atomi e della loro polarizzabilità.

I gas nobili costituiscono una parte secondaria dell’atmosfera e possono essere ottenuti tramite distillazione frazionata dell’aria liquida. L’argo, il più abbondante di essi, è presente in grandi quantità a causa del decadimento del 40K per cattura di un elettrone. Al contrario, l’elio è molto scarso poiché non viene trattenuto dal campo gravitazionale, nonostante sia l’elemento più abbondante nel cosmo dopo l’idrogeno.

È interessante notare che l’elio è presente in quantità significative (fino al 70%) in alcuni gas naturali e rocce, dove si è formato dal decadimento di elementi radioattivi emettitori di particelle α. È formato principalmente dall’isotopo 4He. L’argo si trova in minerali che contengono potassio, dove si è formato dall’isotopo 40K. Il radon, un elemento radioattivo a vita breve, forma continuamente i suoi isotopi per decadimento nelle famiglie radioattive naturali dell’238U, 235U e 232Th. L’isotopo a vita più lunga è il 222Rn, che con emissione α e un tempo di dimezzamento di 3.8 giorni dà il 218Po.

Possibili composti

In passato, si conoscevano solo i clatrati come composti dei gas nobili, sostanze in cui gli atomi dei gas non sono legati, ma semplicemente intrappolati nelle cavità di una struttura ospitante. Tuttavia, il 1962 segnò una svolta quando Barlett, considerando che l’ossigeno reagisce con l’esafluoruro di platino, fece reagire lo xeno con esafluoruro di platino a temperatura ambiente e ottenne un solido rosso che si è rivelato essere Xe[PtF6]x con x compreso tra 1 e 2.

Altri composti noti dei gas nobili includono fluoruri termodinamicamente instabili come RnF6, RhF6, PuF6, che reagiscono in modo analogo. È ora noto che lo xeno può formare composti con il fluoro e l’ossigeno in vari stati di ossidazione da II a VI, tra cui XeF2, XeF4 e XeF6.

Il difluoruro si ottiene per sintesi diretta dagli elementi in condizioni controllate per impedire che la reazione proceda verso il tetrafluoruro. XeF2 è un solido cristallino bianco che fonde a 140°C e ha una struttura molecolare lineare. Il tetrafluoruro, ottenuto scaldando xeno e fluoro in rapporto molare 1:5, è un solido bianco che fonde a 114°C e ha una struttura molecolare quadrata. L’esafluoruro di xeno richiede condizioni più drastiche per formarsi dagli elementi ed è un solido bianco che fonde a 47.7°C in un liquido giallo. È noto anche che esso reagisce con l’acqua producendo XeO3 e HF.

Inoltre, sono noti composti dello xeno in stati di ossidazione compresi tra II e VI, tra cui XeOF4, che si prepara da XeF6 e H2O e può ancora accettare ioni F-. Evidenze di composti sono state ottenute anche per il cripto, ad esempio il difluoruro KrF2, sebbene reagisca con maggiore difficoltà rispetto allo xeno.

Diazocomposti e sali di diazonio

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Diazocomposti e Sali di Diazonio: Struttura, Sintesi e Reattività

I diazocomposti e i sali di diazonio rappresentano importanti composti organici azotati che contengono un gruppo diazoico, costituito da due atomi di azoto uniti da un triplo legame.

I diazocomposti alifatici sono sostanze tossiche ed esplosive allo stato puro, le cui strutture di risonanza sono rappresentate come mostrato di seguito.

[Immagine Strutture di Risonanza]

I diazocomposti a basso peso molecolare sono gassosi o liquidi molto volatili di colore giallo e sono utilizzati in soluzione eterea. Questi composti vengono denominati ponendo il prefisso diazo- al nome dell’alcano corrispondente, ad esempio, CH2N2 viene chiamato diazometano e CH3CH2CHN2 è conosciuto come 1-diazopropano.

Metodi di Sintesi
Il diazometano è il più semplice tra i diazocomposti ed è preparato per azione di alcali su composti precursori del tipo A-N(CH3)NO, essendo A un gruppo elettronattrattore. Gli stadi della reazione possono essere schematizzati come segue:
1) H2N–CO-N(CH3)N=O + OH- → H2N–COO- + H3CN=N-OH (attacco dello ione OH- al carbonile con conseguente rottura del legame carbonio-azoto)
2) H3CN=N-OH (per disidratazione) → CH2=N2 (formazione di un doppio legame carbonio-azoto)

Reattività
I diazocomposti alifatici, specialmente il diazometano, trovano largo impiego nella sintesi organica grazie alla loro elevata reattività e alla notevole versatilità nel tipo di reazioni cui possono dar luogo.

La reazione più importante è la reazione di Arndt-Eisert che prevede la reazione di un alogenuro acilico con diazometano per dare un α-diazochetone, che in presenza di Ag2O, dà un riarrangiamento di Wolff portando alla formazione di un acido carbossilico.

Un’altra reazione tipica è quella del diazometano con un’ammina secondaria in presenza di BF3 che porta alla formazione di un’ammina terziaria.

I sali di diazonio derivano dalla reazione di diazotazione delle ammine aromatiche primarie in ambiente acido. Hanno la formula generale Ar-N+=N X-, con X- che può essere Cl-, Br-, NO3-, BF4- e altri.

Le ammine aromatiche danno isolabili sali di arildiazonio come solidi cristallini dovuto alla delocalizzazione della carica positiva sull’anello aromatico. Essi vengono denominati unendo il suffisso –diazonio al nome del gruppo arilico.

Reazioni
La presenza del gruppo – N+=N nell’anello aromatico influenza in modo determinante la reattività del sistema. L’effetto induttivo del gruppo diazonio è paragonabile a quello di due sostituenti in meta tra loro, causando un abbassamento della reattività nelle reazioni di sostituzione elettrofila e favorendo le reazioni di sostituzione nucleofila nelle posizioni orto e para.

Il gruppo diazonio può essere sostituito da diversi agenti nucleofili con meccanismo SN1 con formazione del catione arilico.

La carica positiva de localizzata sugli atomi di azoto e dell’anello aromatico conferisce ai sali di diazonio proprietà di elettrofilo. Così essi reagiscono con substrati aromatici attivati quali fenoli e ammine dando luogo ad azocomposti attraverso una reazione di copulazione.Reazioni di Sostituzione, Copulazione e Riduzione dei Sali di Arildiazonio

I sali di arildiazonio sono importanti intermedi in vari tipi di reazioni di sintesi organica come le reazioni di copulazione, riduzione e sostituzione radicalica. Vediamo in dettaglio come si svolgono tali reazioni.

Copulazione con Ammine Aromatiche e Fenoli

La copulazione dei sali di arildiazonio con ammine aromatiche avviene in ambiente neutro o debolmente acido per evitare la trasformazione di tutta l’ammina in sale, che impedisce la copulazione. Con le ammine aromatiche primarie e secondarie, si forma inizialmente diazoamminocomposti, che sono reversibili in presenza di acido. La copulazione dei fenoli avviene in soluzione neutra o debolmente alcalina, dove la specie reattiva è lo ione fenato.

Reazioni di Sostituzione Radicalica

I sali di arildiazonio decompongono in presenza di sali rameosi dando azoto e radicali arilici che reagiscono con l’anione del sale rameoso attraverso un meccanismo radicalico. Inoltre, si verifica la reazione di Gomberg-Bachmann, che consiste nell’arilazione in ambiente alcalino di un substrato aromatico con i sali di arildiazonio.

Reazioni di Riduzione

La riduzione dei sali di arildiazonio con solfito di sodio porta alla formazione di arilidrazine attraverso un meccanismo di addizione nucleofila. Questo processo avviene in più step, generando infine le arilidrazine come prodotto finale.

In conclusione, i sali di arildiazonio svolgono un ruolo chiave in numerose reazioni organiche, contribuendo alla sintesi di una vasta gamma di composti di interesse chimico e farmaceutico.

Ammine: sintesi

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Sintesi delle Ammine

Le ammine vengono sintetizzate attraverso vari metodi che possono essere raggruppati in quattro principali classi di reazioni:

Reazioni di sostituzione nucleofila
Le ammine primarie ottenute dalla reazione degli alogenuri alchilici con ammoniaca possono ulteriormente reagire con gli alogenuri alchilici per produrre ammine secondarie, terziarie e sali di ammonio quaternario. Tuttavia, l’uso eccessivo di ammoniaca è necessario per ottenere rese migliori di ammine primarie, ma il risultato sarà comunque una miscela di ammine primarie, secondarie, terziarie e sali di ammonio quaternario, rendendo questa reazione di limitata utilità. Gli alogenuri arilici subiscono reazioni di sostituzione nucleofila con ammoniaca o ammine solo se contengono nella loro molecola gruppi elettronattrattori che stabilizzano l’intermedio carbanione. Un altro metodo di sintesi notevole è la Sintesi di Gabriel dove il sale potassico della ftalimmide reagisce con gli alogenuri alchilici, producendo una N-alchilftalimmide da cui, tramite idrolisi, si ottiene l’ammina primaria esente da altri tipi di ammine.

Reazioni di addizione
Gli alcheni in condizioni drastiche (alte pressioni e catalizzatori costituiti da sali di cobalto) addizionano ammoniaca, ammine primarie, secondarie e terziarie. L’addizione di ammoniaca a substrati epossidici provoca l’apertura dell’anello con formazione di β-ammino, β-(N-alchilammino) e β-N,N-dialchilammino) etanoli.

Reazioni di riduzione
La riduzione di nitro- e nitrosocomposti viene effettuata soprattutto in ambiente acido con metalli quali zinco, stagno e ferro. Il miglior metodo di riduzione dei nitrocomposti alifatici utilizza il litio alluminio idruro in etere anidro. L’anilina viene sintetizzata per riduzione del nitrobenzene con ferro metallico in soluzione acquosa. Analoghe riduzioni ad ammine primarie vengono effettuate sui nitroso composti alifatici e aromatici.

Riduzioni di ossime, azocomposti, azidi, isocianati, N-ossidi
Le ossime per idrogenazione catalitica o per riduzione con amalgama di sodio e acidi o con sodio in etanolo, vengono ridotte ad ammine primarie. Gli azocomposti, per riduzione catalitica, danno ammine primarie attraverso la formazione intermedia di idrazocomposti.

Questi sono solo alcuni dei metodi utilizzati per la sintesi delle ammine, e l’uso di ciascun metodo dipende dalle specifiche esigenze della sintesi molecolare e della chimica organica.

Riduzione di composti azotati in chimica organica

La riduzione di composti azotati è una reazione comune in chimica organica. Gli azocomposti possono essere ridotti a diaminobenzeni, mentre gli alchiazidi e gli isocianati possono essere ridotti ad ammine utilizzando litio alluminio idruro. Inoltre, gli N-ossidi possono essere ridotti ad ammine da trifenilfosfina. Le ammidi e i nitrili possono essere ridotti ad ammine primarie, secondarie e terziarie tramite litio alluminio idruro, diborano o idrogenazione catalitica.

Reazioni di riarrangiamento

Le reazioni di riarrangiamento, anche conosciute come reazioni di trasposizione, includono la trasposizione di Beckmann. In presenza di acidi minerali forti, le chetossime riarrangiano a N-acilammine, le quali, tramite idrolisi, producono ammine primarie e acidi carbossilici. L’ammide di Hofmann è un altro esempio di riarrangiamento in cui le ammidi sono degradate ad ammine primarie con un atomo di carbonio in meno rispetto all’ammide di partenza quando vengono trattate con bromo e cloro in soluzione alcalina. Infine, il riarrangiamento di Curtius coinvolge l’acilazidi che, per riscaldamento in ambiente acido o basico, traspongono a isocianati, dai quali, per idrolisi, si ottengono ammine primarie con un atomo di carbonio in meno.

Queste reazioni di riduzione e riarrangiamento sono cruciali in chimica organica e vengono utilizzate per ottenere una vasta gamma di composti azotati con differenti strutture e proprietà.

Solidi molecolari e loro struttura

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Struttura dei solidi molecolari: caratteristiche e esempi

I solidi molecolari sono formati da particelle neutre che interagiscono mediante forze di van der Waals. Questi solidi includono i gas nobili, l’ossigeno, l’azoto, gli alogeni, il biossido di carbonio, alcuni alogenuri metallici e la maggior parte dei composti organici. Mantengono le proprietà delle molecole gassose, indicando che le forze di interazione sono relativamente deboli.

La struttura cristallina di questi solidi dipende dalle forze di interazione e dalla geometria molecolare. Alcuni solidi presentano una struttura a massimo impacchettamento, come nel caso dei gas nobili e di composti come gli alogeni. Altri elementi, come quelli dei Gruppo 15 e Gruppo 16, mostrano fenomeni di allotropia, con diverse forme molecolari identificate per ciascun elemento.

Un esempio notevole è il carbonio che si presenta in forme allotropiche come il diamante, la grafite, il grafene, i fullerene e i nanotubi di carbonio. Altri elementi come il fosforo e lo zolfo esibiscono diversi modelli di allotropia, celebrando la complessità strutturale di tali sostanze. Le molecole poliatomiche possono formare strutture complesse a massimo impacchettamento, indipendentemente dalla polarità molecolare.

I legami fortemente direzionali, come i legami a idrogeno, influenzano la struttura dei solidi molecolari. Ad esempio, la struttura del ghiaccio è determinata dai legami direzionali a idrogeno. Le caratteristiche dei solidi molecolari includono una bassa temperatura di fusione, scarsa durezza, alta tensione di vapore e forze intermolecolari più deboli rispetto ai legami interatomici.

In conclusione, la struttura e le caratteristiche dei solidi molecolari sono determinate dalle forze di interazione e dalla geometria molecolare delle particelle costituenti, portando a un’ampia varietà di forme e comportamenti nei diversi solidi molecolari.

Idrolisi del bicarbonato di sodio. Esercizi svolti.

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Idrolisi del bicarbonato di sodio: esercizi svolti per calcolare il pH delle soluzioni

L’idrolisi del bicarbonato di sodio è un processo complesso che coinvolge diversi equilibri chimici. In soluzione, il carbonato acido di sodio può comportarsi sia come acido di Brønsted-Lowry, liberando un protone, sia come base di Brønsted-Lowry, acquistando un protone. Per calcolare il pH o le concentrazioni delle specie in soluzione, è necessario tener conto di diversi equilibri e costanti chimiche come K1, K2 e Kw.

Una possibile semplificazione di questo problema coinvolge l’equazione principale in una soluzione di carbonato acido di sodio, che rappresenta il principale equilibrio in gioco. Attraverso questa semplificazione è possibile affrontare gli esercizi svolti per determinare la costante della reazione relativa all’equilibrio e calcolare le concentrazioni delle specie presenti in una soluzione di NaHCO3.

La risoluzione degli esercizi prevede il calcolo delle costanti di equilibrio, come K1 e K2, e richiede l’applicazione di formule e metodi specifici per determinare le concentrazioni delle diverse specie chimiche presenti in soluzione, come il bicarbonato, il carbonato e il biossido di carbonio. Questo procedimento consente di ottenere informazioni utili per valutare il pH della soluzione risultante dall’idrolisi del bicarbonato di sodio.

Inoltre, l’articolo fornisce il calcolo delle concentrazioni delle specie presenti in una soluzione contenente sia NaHCO3 che NaOH, integrando le informazioni sulle quantità di reagenti e sulle reazioni che si verificano. Tale analisi permette di determinare le concentrazioni finali di ioni idrossido, carbonato, bicarbonato e ioni idrogeno nella soluzione complessiva.

Infine, vengono presentate le formule e i calcoli necessari per ottenere i valori di pH e di concentrazione dei diversi ioni in una soluzione contenente NaHCO3 e NaOH, tenendo in considerazione la reazione tra idrossido di sodio e carbonato acido, oltre alle costanti di equilibrio K1 e K2.

In conclusione, l’articolo fornisce un’approfondita trattazione teorico-pratica sull’idrolisi del bicarbonato di sodio, presentando esercizi svolti e i relativi calcoli per determinare il pH e le concentrazioni delle specie chimiche coinvolte in questo processo chimico.

Miscele di sali poco solubili: esercizi

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Miscele di sali poco solubili: come risolvere esercizi di chimica

Le miscele di sali poco solubili possono formarsi attraverso una reazione di doppio scambio, in cui ioni di sali solubili possono dar luogo a sali poco solubili. Inoltre, possono formarsi se un sale entra in contatto con una soluzione che contiene ioni capaci di generare un sale poco solubile in presenza degli ioni presenti nella soluzione satura del primo sale.

Risolvere problemi relativi alle miscele di sali poco solubili può presentare un certo grado di difficoltà, ma è possibile seguendo un determinato schema.

Esercizio:
Supponiamo di mescolare 25.0 mL di BaCl2 a 0.012 M con 50.0 mL di Ag2SO4 a 0.010 M. Calcolare la concentrazione finale degli ioni in soluzione. (Kps di AgCl = 1.7 ∙ 10^-10 e Kps di BaSO4 = 1.5 ∙ 10^-9)

Il metodo per risolvere questo tipo di problema consiste nel costruire una tabella che mostri quali ioni sono coinvolti, quante moli sono disponibili, le variazioni durante la reazione, le moli in eccesso e infine la concentrazione finale.

Calcoliamo innanzitutto le moli di ciascun ione. Per esempio, le moli di Ba^2+ sono 0.00030, mentre le moli di Cl^- sono 0.00060.

La tabella da costruire ha colonne che indicano l’ione, le moli disponibili, la variazione, le moli in eccesso e infine la concentrazione.

Per quanto riguarda la colonna relativa alla variazione, dobbiamo stabilire quante moli di ciascuna specie vengono usate durante la reazione. Le reazioni coinvolte devono essere prese in considerazione singolarmente.

Una volta completata la tabella, è necessario calcolare le concentrazioni. Ad esempio, il volume totale della soluzione è di 75.0 mL o 0.075 L. Quindi, le concentrazioni di Ag^+ e SO4^2- corrispondono rispettivamente a 0.005 M e 0.0027 M.

Risolvere esercizi relativi alle miscele di sali poco solubili richiede attenzione e precisione nel calcolo delle concentrazioni finali degli ioni coinvolti in base alle reazioni chimiche che si verificano.

Calcolo delle concentrazioni di ioni in soluzione e loro equilibrio

Nel proseguire il calcolo delle concentrazioni degli ioni presenti in una soluzione, è necessario utilizzare i dati forniti e applicare le formule di equilibrio chimico.

La soluzione ottenuta dalla miscelazione di 1.50 ∙ 10^-2 moli di Sr(NO₃)₂ e 3.0 · 10^-3 moli di NaF in un volume di 0.200 L deve essere analizzata. La reazione di precipitazione di SrF₂ è limitata dall’ione F^–.Questo porta alla formazione di 0.0015 moli di SrF₂ e in 0.0135 moli di Sr²⁺ in eccesso.

Completamento della tabella e calcolo delle concentrazioni finali

Successivamente, tenendo conto che le molecole di nitrato e sodio non subiranno variazioni, possiamo calcolare le concentrazioni finali. La concentrazione di Sr²⁺ risulta essere 0.0135/ 0.200 L, pari a 0.0675 M. Inoltre, calcolando l’equilibrio di precipitazione di SrF₂, si ottiene che la concentrazione di F^– è 1.1 ∙ 10^-4M.

Infine, la tabella viene completata con le concentrazioni degli ioni finali ottenute al termine del calcolo.

Questi passaggi permettono di ottenere una comprensione approfondita delle concentrazioni degli ioni presenti in una soluzione complessa, fornendo gli strumenti necessari per interpretare e risolvere situazioni chimiche simili.Concentrazioni degli ioni in soluzione in chimica analitica quantitativa

Moli disponibili, variazione, moli in eccesso e concentrazione degli ioni sono parametri fondamentali da calcolare nel determinare le concentrazioni degli ioni in soluzione.

Una soluzione è ottenuta mescolando 0.10 L di NaCl 0.12 M, 0.20 L di NaBr 0.14 M e 0.30 L di AgNO₃ 0.10 M. Calcolare le concentrazioni degli ioni in soluzione. (K_ps AgCl = 1.7 ∙ 10^-10; K_ps AgBr = 5.0 ∙ 10^-13)

Calcolando le moli di ciascuno ione, si ottiene: moli di Ag⁺ = moli NO₃^– = 0.030; moli di Na⁺ = moli di Br^– = 0.028; moli totali di Na⁺ = 0.040.

Successivamente, viene costruita una tabella contenente i dati calcolati per i vari ioni nella soluzione.

Lo ione sodio e lo ione nitrato non danno luogo a reazioni di precipitazione e quindi il numero di moli rimane invariato. Lo ione argento, invece, è coinvolto in due equilibri e il bromuro di argento precipiterà per primo.

Dopo aver svolto i calcoli, si arriva a determinare tutte le concentrazioni degli ioni presenti in soluzione. La tabella è così completata:

Ione | Moli disponibili | Variazione | Moli in eccesso | Concentrazione
— | — | — | — | —
Ag⁺ | 0.030 | – 0.030 | ~ 0 | 1.0 ∙ 10^-8 M
NO₃^– | 0.030 | nessuna | 0.030 | 0.050 M
Na⁺ | 0.040 | nessuna | 0.040 | 0.067 M
Br^– | 0.028 | – 0.028 | ~ 0 | 5.0 ∙ 10^-5 M
Cl^– | 0.012 | 0.002 | 0.010 | 0.017 M

Da questo esempio, risulta evidente come determinare e calcolare le concentrazioni degli ioni in soluzione considerando diverse reazioni di precipitazione coinvolte.

Concentrazione delle soluzioni: esercizi

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Concentrazione delle soluzioni: esercizi

Concentrazione delle soluzioni: come calcolarla

La concentrazione di una soluzione può essere espressa in diverse unità di misura come la concentrazione percentuale in massa (o % m/m), la concentrazione percentuale volume/volume (% V/V), la densità, la concentrazione percentuale massa/volume (% m/V), la concentrazione molare o Molarità (M), normalità (N), concentrazione molale o Molalità (m) e Frazione Molare (X) di un dato componente A di una soluzione.

Esercizi di concentrazione delle soluzioni

# Esercizio 1

Per calcolare quanti grammi di Ca(NO3)2 sono contenuti in 250 mL di una soluzione acquosa al 25% m/m con densità 1.25 g/mL, possiamo utilizzare la formula: massa di sale = % m/m x massa di soluzione.

# Esercizio 2

Per calcolare i grammi di HNO3 disciolti in 250 mL di una soluzione acquosa 0.250 M dell’acido, possiamo utilizzare la formula: moli di acido = molarità x volume della soluzione.

# Esercizio 3

Per calcolare la concentrazione molare dello ione zinco e dello ione nitrato in 0.250 g di Zn(NO3)2 sciolti in acqua e portati a 150 mL, possiamo utilizzare la formula: concentrazione = moli di soluto / volume della soluzione.

# Esercizio 4

Per calcolare la concentrazione molare dell’ammoniaca in seguito alla completa absorzione di 1.50 L di NH3 in acqua e portando il volume della soluzione a 1.00 L, possiamo utilizzare la formula: concentrazione = moli di soluto / volume della soluzione.

# Esercizio 5

Per calcolare il peso e il volume di una soluzione acquosa di H2SO4 al 20% m/m (d = 1.140 g/mL) che contiene 10.0 g di H2SO4 puro, possiamo utilizzare la formula: V = massa / densità.

# Esercizio 6

Per calcolare la concentrazione molare e molale di una soluzione acquosa al 48% m/m di HBr con densità 1.488 g/mL, possiamo utilizzare le formule: M = moli di soluto / volume della soluzione e m = moli di soluto / massa di solvente.

# Esercizio 7

Per calcolare il volume di una soluzione acquosa al 37% m/m di HCl (d= 1.184 g/mL) che contiene disciolta 1.00 mol dell’acido, possiamo utilizzare la formula: massa soluzione = % m/m x 100 / concentrazione.

# Esercizio 8

Per calcolare il volume dell’acido che deve essere diluito con acqua per preparare 2.00 L di una soluzione 0.500 M di H2SO4 partendo da una soluzione al 96.0 % m/m (d = 1.835 g/mL), possiamo utilizzare la formula: massa soluzione = % m/m x 100 / concentrazione.

# Esercizio 9

Per calcolare la molarità di una soluzione 0.511 m di un composto di peso molecolare 342 u con densità 1.15 g/mL, possiamo utilizzare la formula: M = moli di soluto / volume della soluzione.

# Esercizio 10

Per calcolare il volume di acqua da aggiungere a 50.0 mL di una soluzione acquosa contenente 5.00 g di HNO3 in modo da ottenere una concentrazione 0.250 M dell’acido, possiamo utilizzare la formula della molarità: M = moli di soluto / volume della soluzione.

# Esercizio 11

Per calcolare il volume di una soluzione 0.140 M di HCl che contiene tante moli di H+ quante sono quelle contenute in 25.0 mL di una soluzione 0.140 M di H2SO4, possiamo utilizzare la formula: Moli di H+ = moli di soluto x 2.

# Esercizio 12

Per calcolare la concentrazione molare di una soluzione di perossido di idrogeno, possiamo utilizzare la formula: concentrazione = moli di soluto / volume della soluzione.

I calcoli di concentrazione delle soluzioni possono richiedere un’attenta attenzione alle formule e alle unità di misura utilizzate. L’uso corretto delle formule e l’attenzione ai dettagli sono fondamentali per ottenere risultati accurati.

L’idrogeno: proprietà, preparazione e usi

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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L’idrogeno: proprietà, preparazione e usi

Idrogeno: Proprietà, Preparazione e Utilizzi

L’

idrogeno

è un elemento leggero e semplice con un alto potenziale di ionizzazione e una bassa affinità elettronica, il che lo rende unico tra gli altri elementi. Sebbene non si trovi libero in natura, è abbondante negli elementi del sistema solare e nel gas interstellare. Sulla Terra, si trova principalmente combinato in acqua, minerali, idrocarburi e materiali organici, presentandosi come una molecola biatomica di gas incolore e inodore che segue le leggi dei gas ideali.

Proprietà Chimico-Fisiche dell’Idrogeno

– Simbolo: H
– Numero atomico: 1
– Peso atomico: 1.00794
– Configurazione elettronica: 1s¹
– Potenziale di ionizzazione: 13.59 eV
– Affinità elettronica: 0.752 eV
– Elettronegatività: 2.1
– Forma molecolare: H₂
– Distanza di legame: 0.741 Å
– Energia di legame: 104.2 kcal mol^-1
– Punto di fusione: -259.23 °C
– Potenziale normale redox H⁺/H₂: 0.00 V
– Abbondanza (% in peso): 0.76

Sono noti tre isotopi dell’idrogeno: ¹H protio, ²H deuterio, ³H tritio, ognuno con differenti proprietà. L’idrogeno viene estratto da vari composti attraverso differenti processi, inclusa l’elettrolisi dell’acqua e la riduzione di composti metallici.

Preparazione dell’Idrogeno

L’Idrogeno può essere prodotto tramite diverse reazioni, inclusa la riduzione di ossidi metallici con l’acqua, la reazione di metalli elettropositivi con acidi forti, e processi industriali come il “gas d’acqua” e il “cracking catalitico degli idrocarburi”. Anche l’elettrolisi di soluzioni acquose di cloruro di sodio rappresenta una fonte di idrogeno puro.

Reazioni e Utilizzi

L’Idrogeno molecolare è poco reattivo ma può combinarsi con il fluoro in modo esplosivo. È utilizzato in reazioni di idrogenazione catalitica e nella produzione di composti binari, noti come idruri, con diversi elementi.

In sintesi, l’articolo esplora le proprietà, i metodi di preparazione e gli utilizzi chiave dell’Idrogeno, ponendo un’attenzione particolare alla sua importanza e diversi modi di sfruttarlo.

Il pirrolo: un eterociclo aromatico a cinque termini

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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Il pirrolo: un eterociclo aromatico a cinque termini

Il pirrolo e le sue caratteristiche principali

Il pirrolo è un eterociclo aromatico avente formula C4H5N, composto da quattro atomi di carbonio e un atomo di azoto che contribuisce al sestetto aromatico. A differenza delle ammine secondarie, ha una basicità molto bassa (Kb = 2.5 · 10-14), mostrando anche caratteristiche anfotere in quanto è anche un acido molto debole.

Questo nucleo è presente in numerosi composti naturali di rilevanza, come la clorofilla, l’emina, la vitamina B12, i pigmenti biliari e molti alcaloidi. Si ritrova anche tra i prodotti di distillazione del catrame o di materiali proteici.

Il pirrolo deve essere considerato un ibrido di risonanza tra le strutture che mostrano una carica formale positiva sull’eteroatomo e negativa sui carboni: la densità elettronica è maggiore nelle posizioni 2 e 5 piuttosto che in quelle 3 e 4.

Reattività del pirrolo

a)

Sostituzione elettrofila

: il pirrolo presenta una notevole reattività verso l’attacco di reagenti elettrofili a causa del contributo elettronico dell’eteroatomo. Nello specifico, è simile alla reattività di un nucleo aromatico attivato come il fenolo. Tuttavia, l’ambiente fortemente acido deve essere evitato a causa dell’instabilità del pirrolo in tali condizioni.

b)

Riduzione

: il pirrolo e i suoi derivati non sono ridotti con facilità. L’idrogenazione catalitica in presenza di platino in ambiente acido e in condizioni drastiche porta al tetraidroderivato, noto come pirrolidina, che trova impiego come solvente in numerose reazioni organiche.

Una reazione importante della chimica del pirrolo è l’introduzione diretta di un gruppo aldeidico con il metodo di Vilsmeier-Haak.

Metodi di sintesi del pirrolo

L’anello del pirrolo è sintetizzato principalmente tramite reazioni di ciclizzazione di una catena a quattro atomi di carbonio. Queste reazioni avvengono con composti contenenti un gruppo amminico o tramite reazioni di ciclizzazione con formazione del legame C3-C4.

a)

Sintesi di Knorr

: consiste nella riduzione di un α-amminochetone in presenza di un chetone con un gruppo etilenico attivato.

b)

Sintesi di Hantzsch

: i pirroli si formano per condensazione a freddo in ammoniaca o in un’ammina primaria, di un β-chetoestere e di un α-alogeno chetone (o anche α,β –dicloroetil-etiletere). Come prodotti secondari si ottengono furani.

La piridina: un eterociclo aromatico

Fabrice Deseaux

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15 Novembre 2023

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La piridina: un’importante molecola eterociclica

La piridina, con la formula C5H5N, è un composto eterociclico aromatico a sei termini con lo stesso sistema ciclico a sei elettroni del benzene. La delocalizzazione e l’aromaticità della piridina sono essenzialmente simili a quelle del benzene.

Risonanza

Tuttavia, a causa della maggiore elettronegatività dell’azoto rispetto al carbonio, le strutture di risonanza dipolari con il polo negativo sull’azoto assumono un’importanza significativa. La piridina ha un momento dipolare e le strutture di risonanza più rilevanti mostrano una parziale carica positiva sulle posizioni α e γ dell’anello. Sia la piridina che l’ione piridinio risultano disattivati all’attacco da parte di agenti elettrofili, ma le posizioni β sono meno disattivate.

La nomenclatura delle piridine semplici richiede particolare attenzione. Ad esempio, le monometilpiridine sono chiamate picoline e presentano tre isomeri. Le dimetilpiridine sono definite lutidine e le trimetilpiridine collidine.

La piridina e le sue varianti metiliate si trovano comunemente nel catrame di carbon fossile e sono facilmente reperibili in commercio. Ha anche proprietà fisiche uniche, è un liquido con punto di ebollizione a 115°C, ed è miscibile in acqua, con un odore caratteristico e sgradevole.

Reazione con elettrofili

La coppia di elettroni basica rappresenta il primo punto di attacco per gli elettrofili. L’azione degli elettrofili forma l’ione piridinio, conferendo una stabilità significativa all’anello, prevenendo ulteriori attacchi degli elettrofili sugli atomi di carbonio. Le sostituzioni elettrofile avvengono nelle posizioni orto e para rispetto ai sostituenti elettronattrattori.

Contrariamente al benzene e al pirrolo, la piridina mostra reazioni insolite con reagenti nucleofili molto forti a causa della polarizzazione degli elettroni verso l’azoto. La reazione di maggior rilevanza è la sintesi di Hantzsch, che prevede la preparazione di derivati della diidropiridina tramite la condensazione di un’aldeide con due equivalenti di un β-chetoestere in presenza di ammoniaca, seguita da un’ossidazione.

Numerose piridine sono presenti in natura e alcune di esse svolgono ruoli biochimici importanti, come l’acido nicotinico, il principale alcaloide del tabacco.