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Aragonite: diffusione, proprietà, usi

Aragonite: un minerale di carbonato di calcio dalle molteplici proprietà

L’aragonite è un minerale composto da carbonato di calcio, simile alla ma diverso nella struttura cristallina. Mentre la calcite si presenta in cristalli trigonali, l’aragonite forma cristalli ortorombici ed è uno dei due polimorfi del carbonato di calcio. Questo minerale si trova principalmente nelle aree ossidate dei giacimenti minerari, nelle evaporiti, depositi di sorgenti termali e nelle grotte. È presente anche in alcune rocce metamorfiche e ignee, risultante da processi biologici e fisici, ed è il componente principale di varie sostanze organiche come perle e , con la superficie iridescente di queste ultime composta da strati di aragonite secreti da molluschi e invertebrati.

Caratteristiche e diffusione

Il nome aragonite deriva da Molina de Aragón, un comune spagnolo in Castiglia-La Mancia. Questo minerale è meno comune e stabile della calcite ma si trova in depositi di sorgenti termali in diverse parti del mondo, tra cui Germania, Austria, Cecoslovacchia, Grecia, Spagna, Giappone, Marocco, Francia, California, Messico, Namibia e Stati Uniti sud-occidentali. In Italia, si trova a Girgenti, in Sicilia, spesso associata ad altri minerali come gesso, barite, smithsonite, malachite, calcite, serpentino, quarzo, dolomite, limonite, e wulfenite.

Proprietà

L’aragonite è nota per il fenomeno del gemellaggio, in cui due cristalli separati condividono parte del reticolo cristallino in modo simmetrico, creando così formazioni incrociate. Questo minerale può presentarsi in diverse tonalità, tra cui rosso, giallo, arancione, marrone, verde e blu. Ha una durezza nella scala di Mohs compresa tra 3.5 e 4 e un peso specifico di 2.9. In presenza di acidi, reagisce producendo biossido di carbonio.

Utilizzi

L’aragonite svolge un ruolo essenziale nella vita marina fornendo materiali fondamentali e aiutando a mantenere il pH dell’acqua per proteggere il carbonato di calcio biogenico dalla dissoluzione. I cristalli di aragonite possono essere utilizzati per creare gioielli originali e artistici grazie ai loro vivaci. Questo minerale è stato impiegato con successo per la rimozione di contaminanti come zinco, cobalto e piombo dalle acque reflue.

Ossido di argento (I): sintesi, reazioni, usi

L’Ossido di Argento (I): un Introduzione

L’ossido di argento (I) è un composto inorganico contenente argento con un numero di ossidazione di +1, con formula Ag2O. Questo composto, insieme all’ossido di argento (I,III) con formula Ag4O4, rappresenta uno degli ossidi dell’argento.

Proprietà dell’Ossido di Argento (I)

Presenta come una polvere nera, stabile termicamente e si decompone a temperature superiori ai 280°C secondo la seguente reazione: 2 Ag2O (s) → 4 Ag (s) + O2 (g). L’ossido di argento (I) cristallizza in un reticolo cubico a facce centrate ed è praticamente insolubile in acqua ed etanolo, ma solubile in acidi e alcali.

Sintesi dell’Ossido di Argento (I)

L’ossido di argento (I) si ottiene industrialmente mediante azione dell’ossigeno sotto pressione sull’argento a 300°C: 4 Ag (s) + O2 (g) → 2 Ag2O (s). In alternativa, può essere ottenuto dalla reazione tra nitrato di argento e idrossido di sodio: 2 AgNO3 + 2 NaOH → Ag2O + 2 NaNO3 + H2O.

dell’Ossido di Argento (I)

– Con l’ammoniaca forma il complesso idrossido di diamminoargento (I): Ag2O + 4 NH3 + H2O → 2 [Ag(NH3)2]OH.
– Con gli acidi alogenidrici produce i corrispondenti alogenuri di argento: Ag2O + 2 HX → 2 AgX + H2O.
– Con l’ forma argento metallico e acqua: Ag2O + H2 → 2 Ag + H2O.
– Con gli alogenuri alchilici reagisce per formare un etere e un alogenuro di argento.

Usi dell’Ossido di Argento (I)

L’ossido di argento (I) trova impiego come agente ossidante lieve nelle reazioni organiche e viene utilizzato per conferire colorazione gialla al vetro, per la lucidatura del vetro, come catalizzatore, nella purificazione dell’acqua, e nelle all’ossido di argento. Questo composto svolge un ruolo significativo in vari settori grazie alle sue proprietà chimiche uniche.

Idrossido di ferro (II): solubilità, preparazione, reazioni

Il composto inorganico noto come idrossido ferroso, o idrossido di ferro (II), ha formula chimica Fe(OH)2, dove il ferro ha un numero di ossidazione di +2. Questo composto è solubile negli acidi, moderatamente solubile in soluzioni di e poco solubile in acqua, presentando una colorazione bianca che può tendere al verde in presenza di ossigeno.

Proprietà

La dell’idrossido di ferro (II) in acqua è scarsa, ed il suo valore di prodotto di solubilità è di 4.87 × 10^-17.

Solubilità

La solubilità di Fe(OH)2, espressa in g/L, corrisponde a 2.07 × 10^-4 g/L.

Preparazione

L’idrossido di ferro (II) si ottiene come precipitato flocculante bianco quando i sali di ferro (II) reagiscono con soluzioni alcaline. Una delle vie di sintesi è la reazione tra solfato di ferro (II) e idrossido di sodio.


L’idrossido di ferro (II) reagisce con acido cloridrico per formare cloruro di ferro (II) e con l’ossido cromato per produrre il complesso tetraidrossocromato (III). A temperature elevate avviene decomposizione termica in ossido di ferro (II). Inoltre, in ambiente anaerobico si ossida dando origine ad ossido di ferro (II) e (III), insieme a gassoso.

Usi

L’idrossido di ferro (II) trova impiego in settori quali , purificazione delle acque e produzione di pigmenti, oltre ad essere utilizzato nel campo farmaceutico.

Idrossido di rame (II): solubilità, sintesi, reazioni

L’idrossido di (II), noto anche come , è un composto con formula Cu(OH)2 in cui il rame ha un numero di ossidazione +2. Insieme all’idrossido di rame (I), rappresenta uno degli idrossidi del rame. Questo composto è stato ottenuto dagli alchimisti trattando il solfato di rame in un ambiente fortemente alcalino, e la sua conoscenza risale a circa 5000 a.C., durante l’età del rame e del bronzo.


L’idrossido di rame (II) è scarsamente solubile in acqua, con un valore del prodotto di solubilità pari a 2.20 × 10^-20. La sua dissociazione avviene secondo l’equilibrio eterogeneo: Cu(OH)2(s) ⇄ Cu2+(aq) + 2 OH-(aq). L’espressione del prodotto di solubilità è data da Kps = 2.20 × 10^-20 = [Cu2+][OH-]^2.

Proprietà

Questo composto si presenta come un solido di colore blu o blu-verde. Si solubilizza in ammoniaca con la formazione del complesso diamminorame (II): Cu(OH)2(s) + 2 NH3(aq) → Cu(NH3)2^2+(aq) + 2 OH-(aq). In soluzioni fortemente alcaline si solubilizza per dare il complesso tetraidrossocuprato (II) Cu(OH)4^2-: Cu(OH)2(s) + 4 OH-(aq) → Cu(OH)4^2-(aq).

Sintesi

L’idrossido di rame (II) può essere preparato mediante una reazione di precipitazione tra il nitrato di rame (II) e idrossido di sodio, o tra il solfato di rame (II) e idrossido di sodio.


A una temperatura di 185°C, l’idrossido di rame (II) subisce una decomposizione termica con la formazione di ossido di rame (II): Cu(OH)2(s) → CuO(s) + H2O(l). Reagisce con biossido di carbonio per formare un carbonato basico di rame (II) di colore verde: 2 Cu(OH)2(s) + CO2(g) → Cu2CO3(OH)2(s) + H2O(l).

Usi

L’idrossido di rame (II) è utilizzato per ottenere sali rame, come catalizzatore, nella preparazione del , come mordente, pigmento, in fungicidi e insetticidi per le sue proprietà antimicrobiche, e come additivo per mangimi.

Ossido di rame (II): sintesi, reazioni, usi

L’Ossido di (II), noto anche come o con formula CuO, è un composto in cui il rame presenta un numero di ossidazione +2. Insieme all’ossido di rame (I), è uno dei composti ossidanti del rame, essendo un composto ionico e un precursore per molti composti chimici contenenti rame.

Proprietà dell’Ossido di Rame (II)

L’Ossido di Rame (II) si presenta di colore nero ed è scarsamente solubile in acqua e solventi organici. È solubile in acidi diluiti, ammoniaca, cloruro di ammonio e cianuro di sodio. Nella struttura del composto, l’atomo di rame è coordinato da quattro atomi di ossigeno, conferendo al composto una geometria di tipo quadrato-planare.

Sintesi dell’Ossido di Rame (II)

L’Ossido di Rame (II) può essere ottenuto mediante la reazione tra rame e ossigeno in presenza di ammoniaca. Inizialmente si forma il complesso tetraamminico rame (II):
2 Cu(s) + O2(g) + 2 H2O(l) + 8 NH3(aq) → 2 Cu(NH3)42+(aq) + 4 OH(aq)

Successivamente, quando la soluzione del complesso è satura, l’ossido precipita:
Cu(NH3)42+(aq) + 2 OH(aq) → CuO(s) +  H2O(l) + NH3(aq)

Un’altra modalità di sintesi è la reazione tra rame e ossigeno a temperature comprese tra 300 e 800 °C:
2 Cu + O2 → 2 CuO

In laboratorio, l’Ossido di Rame (II) può essere prodotto mediante la decomposizione termica di vari composti, come ad esempio il:

Reazioni dell’Ossido di Rame (II)

L’Ossido di Rame (II) reagisce con diversi composti, ad esempio:

  • Idrogeno a caldo per produrre rame metallico e vapore acqueo: CuO(s) + H2(g) → Cu(s) + H2O(g)
  • Acido nitrico per generare nitrato di rame (II) e acqua: CuO(s) + 2 HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + H2O(l)

Rame

: le sue proprietà chimiche e i suoi usi

Il rame è un metallo versatile che reagisce con vari composti chimici per formare svariati prodotti. Ad esempio, la reazione del solfato di rame(II) con l’acido solforico produce rame solfato e acqua. Allo stesso modo, l’ammide di rame reagisce con l’ammoniaca a temperature elevate per produrre rame metallico, azoto e vapore acqueo.

Applicazioni del rame

Il rame è ampiamente utilizzato in diversi settori per le sue proprietà uniche. In particolare, viene impiegato come pigmento nelle ceramiche e come semiconduttore in dispositivi come celle solari e elettrocromici.

Inoltre, il , un complesso di ossicloruro tetrarameico, è comunemente usato come anticrittogamico nelle colture.

Usi industriali e tecnologici

Il rame trova impiego anche nella produzione di batterie a secco e umido, e può sostituire il ferro (III) in termiche come la termite. Le nanoparticelle di rame sono fondamentali in diverse applicazioni, tra cui nanomedicina, industria tessile, pigmenti, sistemi solari, trattamento delle acque reflue, industria alimentare, batterie agli ioni di litio, sensori e catalisi.

In conclusione, il rame è un elemento chimico essenziale con un ampio spettro di utilizzi e applicazioni in molteplici settori industriali e tecnologici.

Forza del legame ionico: energia reticolare

La forza del legame ionico si basa sull’attrazione elettrostatica tra ioni di carica opposta, influenzata dalla dimensione e carica degli ioni coinvolti. solidi ionici, la complessa struttura è determinata dai diversi raggi ionici degli ioni, che generano sia attrazioni che repulsioni tra di essi.

L’importanza dell’

L’ reticolare di un solido ionico rappresenta l’energia rilasciata durante la formazione del reticolo cristallino dallo stato gassoso degli ioni isolati. Questa energia è strettamente correlata alla stabilità del composto ionico, con valori elevati che indicano una forte forza del legame ionico. Ad esempio, il cloruro di sodio ha un’energia reticolare di 769 kJ, evidenziando la robustezza del legame ionico presente.

Il ruolo della

Nei solidi ionici, gli ioni positivi e negativi si combinano formando cristalli, legati da forze coulombiane. Queste forze, regolate dalla legge di Coulomb, sono attrattive per ioni di carica opposta. L’energia reticolare, esprimibile tramite l’equazione derivata da Coulomb, dipende dalle cariche e dalle distanze degli ioni coinvolti.

Esempio pratico

Consideriamo i composti Al2O3 e Al2Se3 per valutare la forza del legame ionico. Entrambi condividono l’ione Al3+, e le cariche negative (O2- e Se2-) sono uguali. Tuttavia, la differenza di forza del legame è determinata dai raggi ionici. Poiché il aumenta lungo un gruppo della Tavola Periodica, Se2- ha un raggio maggiore rispetto a O2-, influenzando la distanza e quindi l’energia reticolare. Di conseguenza, Al2O3 presenta una maggiore forza del legame ionico rispetto ad Al2Se3.

Potenza: unità di misura, esercizi

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Calcolo della Potenza in Fisica: Principi e Unità di Misura

Nel campo della fisica, la potenza viene definita come il rapporto tra il lavoro svolto e l’intervallo di impiegato per completarlo. In termini matematici, può essere espressa come P = L/Δt, dove P rappresenta la potenza, L il lavoro e Δt l’intervallo di tempo.

Unità di Misura della Potenza

Nel Sistema Internazionale (SI), il lavoro si misura in joule e il tempo in secondi, quindi l’unità di misura della potenza è il joule al secondo, noto come (W) in onore dello scienziato James Watt, pioniere nello sviluppo della macchina a vapore.

Un watt corrisponde alla potenza di una macchina che compie un lavoro di un joule in un secondo.

L’equazione dimensionale del watt è espressa in kg·m2·s^-3.

Quando la potenza diventa molto elevata, vengono utilizzati multipli del watt come il (kW) e il (MW), definiti rispettivamente come:

  • 1 kW = 1000 W
  • 1 MW = 1000000 W

Inoltre, esiste un’unità di misura non appartenente al SI, il (CV), utilizzata in alcuni contesti per determinare la potenza delle macchine. Un cavallo vapore equivale a circa 735.45 watt.

Esempi di Calcolo della Potenza

Esempio 1: Calcoliamo la potenza di una macchina che solleva un oggetto di 200 kg ad un’altezza di 17 m in 20 secondi:

Il lavoro svolto è pari a 33320 joule. Quindi, la potenza sarà:

P = 33320 J / 20 s = 1666 W

Esempio 2: Calcoliamo la potenza di un corpo con massa di 60 kg che accelera da fermo e raggiunge una velocità finale di 2.00 m/s, portandosi ad un’altezza di 3.00 m in 3.50 secondi:

Il lavoro compiuto sarà di 1884 joule. Quindi, la potenza sarà:

W = 1884 J / 3.50 s = 538 W

Questi esempi dimostrano come la potenza possa essere calcolata in diversi contesti applicando i principi fondamentali della fisica.

Calcite: diffusione, proprietà, usi

La Versatile Calcite: Caratteristiche e Utilizzi

La

calcite

, composta da carbonato di calcio e con la formula CaCO3, trae il suo nome dal latino “calx”, che significa calce, come lo descrisse Plinio il Vecchio. Questo minerale è ampiamente diffuso nelle rocce ignee, sedimentarie e metamorfiche, costituendo una parte significativa della crosta terrestre. È un minerale unico che forma rocce non silicatiche ed è comune negli ambienti idrotermali.

Diffusione della Calcite

La calcite è presente in varie aree nel mondo. Si trova nell’altopiano carsico tra Venezia Giulia, Slovenia e Croazia, così come in diversi stati degli Stati Uniti come Ohio, Illinois, New Jersey, Tennessee e Oklahoma. Altri paesi ricchi di calcite includono Brasile, Messico, India, Germania e Inghilterra.

e

La calcite è il componente principale del calcare e del marmo. Il

calcare

è una roccia sedimentaria composta principalmente da calcite, che si forma dalla precipitazione chimica del carbonato di calcio o dalla trasformazione di conchiglie, e detriti. Il

marmo

, invece, è una roccia metamorfica che si crea quando il calcare viene sottoposto a e pressione. Il marmo è ampiamente utilizzato per monumenti e sculture grazie alla sua lavorabilità e resistenza.

Proprietà e Usi

La calcite si presenta in varie tonalità, dalla trasparenza al bianco o sfumature di altri colori come giallo, arancio, blu e rosa. Ha un effetto di doppia rifrazione a causa dei suoi indici di rifrazione caratteristici. Con una durezza di 3 sulla scala di Mohs e un peso specifico di 2.7, la calcite è usata anche come abrasivo e reagisce con gli acidi per formare cloruro di calcio, biossido di carbonio e acqua.

La calcite ha numerosi utilizzi industriali, tra cui la produzione di cemento, ceramiche e come neutralizzante degli acidi. In campo medico, il carbonato di calcio di elevata purezza viene utilizzato per produrre compresse masticabili come . Inoltre, la calcite trova impiego come pigmento in vari settori.

Dolomite: diffusione, proprietà, usi

Scopriamo insieme la Dolomite: caratteristiche, propietà e utilizzi

La dolomite è un minerale che si presenta come un carbonato doppio di calcio e magnesio con formula CaMg(CO3)2. È il componente principale della roccia sedimentaria chiamata dolomia e della roccia metamorfica conosciuta come dolomitico.

Origine della Dolomite

Le rocce ricche di dolomite si sono formate inizialmente come fanghi di carbonato di calcio che in seguito sono stati trasformati dall’acqua ricca di magnesio per diventare dolomite. Il minerale si trova anche comunemente nelle vene idrotermali, spesso associato a barite, fluorite, pirite, , o .

Diffusione della Dolomite nel Mondo

La dolomite è ampiamente diffusa in diverse parti del mondo, tra cui Spagna, Italia, Svizzera, Romania, Austria, Stati Uniti, Canada, Messico, Brasile, Congo, Marocco, Namibia, Cina e altri paesi.

Proprietà della Dolomite

La dolomite si presenta in vari come incolore, bianco, grigio, pesca, rosa, giallo, arancione, verde, rosso e nero. Ha una durezza che va da 3.5 a 4 sulla scala di Mohs e un peso specifico tra 2.8 e 3. La dolomite reagisce con acido cloridrico a causa della presenza del carbonato.

Utilizzi della Dolomite

Uno dei principali utilizzi della dolomite è nel settore delle costruzioni, come base stradale negli aggregati di calcestruzzo e asfalto. Viene anche utilizzata nella produzione di cemento e come agente neutralizzante nella lavorazione chimica. Inoltre, la dolomite è impiegata come fonte di ossido di magnesio, additivo per mangimi, agente di sinterizzazione, fondente per metalli e nella produzione di vetro, mattoni e ceramica.

In conclusione, la dolomite è un minerale versatile con diverse applicazioni nell’industria e nell’edilizia, grazie alle sue proprietà uniche e alla sua diffusa presenza in molte regioni del mondo.

Cerussite: diffusione, proprietà, usi

La Scoperta della Cerussite e le sue Caratteristiche

La cerussite è un minerale composto principalmente da , contenente circa il 77.5% di piombo, ed è considerata una delle principali fonti del metallo insieme alla . Questo minerale, di natura sedimentaria o metamorfica, fa parte del gruppo dell’aragonite e cristallizza seguendo il sistema ortorombico. Si forma come minerale secondario da depositi di piombo ossidato, soprattutto in ambienti aridi, e viene spesso trovato insieme ad altri minerali come anglesite, smithsonite, piromorfite, malachite, fosgenite e azzurrite.

La Diffusione della Cerussite nel Mondo

La cerussite si trova diffusa in varie parti del mondo, tra cui la Namibia, il Congo, il Marocco, l’Australia, la Germania e gli Stati Uniti, in particolare in Arizona e a Leadville in Colorado. La scoperta di grandi quantità di cerussite contenente argento a Leadville ha portato a un aumento dell’estrazione di questo metallo insieme a piombo e zinco, contribuendo così a un vero e proprio boom economico.

Le Proprietà Fisiche della Cerussite

La cerussite si presenta in varie colorazioni, tra cui incolore, bianca, grigia, blu o verde, e possiede una durezza nella scala di Mohs compresa tra 3 e 3.5. La sua elevata densità, che varia da 6.53 a 6.67, è dovuta al contenuto significativo di piombo. I cristalli di cerussite possono assumere varie forme, tra cui lastre piccole, piatte e sottili, o cristalli prismatici e tabulari. Spesso si osserva la formazione di geminazioni che creano strutture simili a stelle e cuori.

Gli Usi della Cerussite

Nonostante alcune varianti della cerussite possano presentare una notevole trasparenza, il loro utilizzo in gioielleria è limitato a causa della difficoltà nel taglio e della consistenza morbida del minerale. In passato la cerussite veniva impiegata come pigmento in vernici e cosmetici, ma il suo utilizzo è diminuito a causa della sua tossicità. Attualmente, viene principalmente utilizzata come fonte di piombo.

La cerussite è un minerale affascinante e dalle proprietà uniche che ha giocato un ruolo significativo nella storia dell’estrazione mineraria e nella produzione di metalli come il piombo e l’argento.

Carbonato di piombo: sintesi, reazioni, usi

Il è un composto inorganico con formula PbCO3 in cui il piombo ha un numero di ossidazione +2. Questo composto si trova comunemente nel minerale cerussite e deriva dall’alterazione chimica della a seguito della sua reazione con biossido di carbonio.


Il carbonato di piombo è scarsamente solubile in acqua e il suo prodotto di solubilità è di 7.4 · 10^-14. L’equilibrio di dissociazione del composto è dato da: PbCO3(s) ⇄ Pb^2+(aq) + CO3^2-(aq). L’espressione del prodotto di solubilità, Kps = 7.4 · 10^-14 = [Pb^2+][CO3^2-], porta alla solubilità molare all’equilibrio x = √7.4 · 10^-14 = 2.7 · 10^-7 M. Pertanto, la solubilità in g/L corrisponde a 7.3 · 10^-5 g/L.

Proprietà

Il carbonato di piombo è un solido bianco che si decompone a 315°C in ossido di piombo (II) PbO e biossido di carbonio. È insolubile in acqua ed etanolo ma solubile in acido acetico e acido nitrico. Nonostante la sua tossicità, trova applicazioni in diversi settori.

Sintesi

Il carbonato di piombo può essere ottenuto in laboratorio tramite di precipitazione. Ad esempio, facendo reagire un sale di piombo solubile come il nitrato con un carbonato solubile si ottiene PbCO3(s). A livello industriale, il composto può essere ottenuto dalla reazione tra acetato di piombo e biossido di carbonio. In alternativa, è possibile ottenere il carbonato di piombo reagendo l’acetato di piombo con il carbonato di ammonio.

Reazioni

Il carbonato di piombo reagisce con l’acido nitrico per formare nitrato di piombo (II) e biossido di carbonio: PbCO3 + 2 HNO3 → Pb(NO3)2 + CO2 + H2O.Il composto chimico del piombo, noto come biossido di piombo (PbCO3), può essere ottenuto reagendo con acido cloridrico per formare cloruro di piombo (II), biossido di carbonio e acqua. Questa reazione è rappresentata dall’equazione chimica:

” PbCO3 + 2 HCl → PbCl2 + CO2 + H2O ”

Un altro modo per ottenere un composto a base di piombo è tramite la reazione del PbCO3 con idrossido di sodio che porta alla formazione di triidrossopiombato (II) di sodio e carbonato di sodio. L’equazione chimica corrispondente è la seguente:

” PbCO3 + 3 NaOH → Na[Pb(OH)3] + Na2CO3 ”

Usi del Piombo

Il piombo trova diversi utilizzi in ambito industriale. Tra i principali possiamo menzionare:

# Catalizzatore

Il piombo è utilizzato come catalizzatore nella polimerizzazione di vari composti, tra cui la formaldeide per produrre poliossimetilene e le .

# Componente in:

– Grassi lubrificanti ad alta pressione
– Griglie resistenti alla corrosione negli accumulatori al piombo
– Lubrificanti e stabilizzanti nel PVC
– Cere antiscivolo per cavi d’acciaio per fornire resistenza all’usura

Il piombo viene anche impiegato per migliorare l’adesione del policloroprene ai metalli e come rivestimento su fogli termosensibili per la copia termografica. Queste diverse applicazioni evidenziano l’importanza e la versatilità di questo metallo nel settore industriale.

Poliossimetilene: proprietà, sintesi, usi

Il poliossimetilene, conosciuto anche come POM o poliacetale, è un ampiamente utilizzato per la produzione di componenti ad alta precisione grazie alle sue proprietà lubrificanti. Questo materiale presenta una serie di caratteristiche distintive che lo rendono adatto a svariati settori industriali.

Proprietà

Il POM si distingue per le seguenti proprietà:
– Elevata rigidità
– Basso coefficiente di attrito
– Elevata resistenza all’abrasione
– Elevata resistenza al
– Basso assorbimento d’acqua
– Buone proprietà elettriche e dielettriche
– Eccellente stabilità dimensionale

Tuttavia, presenta anche alcune limitazioni come la combustibilità, un intervallo operativo limitato in termini di temperatura e una scarsa resistenza agli acidi e agli alcali.

Sintesi

La sintesi del poliossimetilene coinvolge la polimerizzazione della formaldeide in forma anidra. Questo processo inizia con la reazione della formaldeide con un alcool per produrre un emiacetale. Successivamente, la formaldeide anidra è ottenuta mediante distillazione sotto vuoto della miscela acqua-emiacetale, seguita da un riscaldamento per disidratare l’emiacetale. La formaldeide anidra è quindi polimerizzata per via anionica e il polimero risultante è stabilizzato con anidride acetica.

Struttura

La struttura del poliossimetilene consiste in catene in cui si ripetono un ponte metilene e un atomo di ossigeno noto come ossimetilene.

Copolimero

Nel caso del copolimero di poliossimetilene, una piccola percentuale di gruppi -CH2O- è sostituita da gruppi -CH2CH2O-. Per produrre il copolimero, la formaldeide viene generalmente convertita in triossano catalizzata con acido solforico, con contemporanea rimozione del triossano e successiva essiccazione per eliminare impurità. L’altro monomero impiegato è l’1,3-diossolano, un composto eterociclico saturo e un acetale ciclico.

La produzione di poliossimetilene (POM)

Il poliossimetilene, noto anche come Delrin, è un polimero che si ottiene tramite la reazione di glicole etilenico con una fonte di formaldeide come triossano o formaldeide acquosa concentrata su un catalizzatore acido. Questo processo di produzione avviene mediante la polimerizzazione del triossano e del diossolano utilizzando un catalizzatore acido, spesso eterato di trifluoruro di boro, BF3·OEt2. Tale polimerizzazione può avvenire in un solvente non polare o nel fuso, seguita dalla disattivazione del catalizzatore acido e dalla stabilità al calore del polimero.

Usi del poliossimetilene

Il Delrin, grazie alle sue caratteristiche di resistenza e durata, trova numerose applicazioni in diversi settori. Componenti in POM stampati a iniezione vengono impiegati in una vasta gamma di prodotti in plastica, tra cui ingranaggi meccanici, cerniere per abbigliamento, motori per azionamento, vetro strutturale e penne per insulina. Questo polimero viene utilizzato anche per applicazioni specializzate come , yo-yo, sigarette elettroniche, cinturini per orologi e strumenti musicali per plettri.

Nell’industria alimentare, il poliossimetilene viene impiegato per pompe per il latte e rubinetti del caffè, mentre nel settore dei profumi e degli aromatizzanti, viene utilizzato come solvente e ingrediente aromatizzante sintetico. Le sue proprietà lo rendono un materiale versatile e adatto a molteplici utilizzi che richiedono prestazioni elevate.

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