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Combustibili nucleari: front end, service period, back end

Fabrice Deseaux
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Combustibili nucleari: front end, service period, back end

Il Ruolo dei Combustibili Nucleari nella Produzione di Energia

I combustibili nucleari sono essenziali per i nucleari, poiché danno origine a reazioni nucleari a catena. I due più comuni sono l’ 235 e il plutonio 239. L’uranio è stato scoperto nel 1789 da Martin Klaproth e ha diversi . L’uranio 235 è utilizzato a diverse concentrazioni, che vanno dallo 0.7% al 3-5%, a seconda del reattore. Il plutonio 239 viene ottenuto dai minerali di uranio tramite processi di cattura neutronica.

Ciclo dei Combustibili Nucleari

Il ciclo dei combustibili nucleari inizia con la fase di preparazione del combustibile, che coinvolge principalmente l’uso di ossido di uranio ottenuto dai minerali. L’ossido di uranio viene convertito in , un gas a basse temperature, che viene successivamente arricchito e immagazzinato prima di essere utilizzato nel reattore.

Durante il periodo di servizio nel reattore, avvengono processi di decadimento dei nuclei radioattivi che rilasciano energia attraverso reazioni a catena. Una volta terminato il periodo di servizio, il combustibile esaurito viene rimosso per il processo di “back end”, che mira a renderlo sicuro. Dopo il raffreddamento, il combustibile esaurito viene immagazzinato in vasche apposite.

Vantaggi e Svantaggi dei Combustibili Nucleari

Nonostante l’abbondanza di riserve di uranio nel mondo, i combustibili nucleari non sono rinnovabili ma considerati sostenibili. A differenza dei combustibili , l’utilizzo di combustibili nucleari non produce direttamente anidride carbonica o anidride solforosa.

Tuttavia, ci sono svantaggi nel loro utilizzo, come la gestione dei rifiuti radioattivi e la necessità di sistemi complessi per estrarre energia, che richiedono una regolamentazione rigorosa e tempi di costruzione lunghi.

In conclusione, i combustibili nucleari svolgono un ruolo significativo nella produzione di energia, ma è fondamentale bilanciarne vantaggi e svantaggi per garantirne un utilizzo responsabile e sicuro nel contesto energetico globale.

Fenolftaleina: proprietà, sintesi, usi

Fabrice Deseaux
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Fenolftaleina: proprietà, sintesi, usi

Fenolftaleina: scopri le proprietà e gli usi di questo composto organico

La fenolftaleina è un composto organico di formula C20H14O4, scoperto per la prima volta nel 1871 dal chimico tedesco Adolf von Baeyer. Si presenta come un solido bianco poco solubile in , benzene ed esano, ma molto solubile in etanolo, etere etilico e debolmente solubile in dimetilsolfossido.

Proprietà della fenolftaleina

Essa è un acido debole con una costante di dissociazione Ka di 4 x 10^-10. La fenolftaleina si presenta incolore a pH acidi e rosa a pH basici, con un intervallo di viraggio compreso tra 8.2 e 9.8. Queste caratteristiche la rendono un indicatore acido-base utilizzato principalmente nelle titolazioni.

Sintesi della fenolftaleina

La fenolftaleina viene sintetizzata tramite una reazione di sostituzione elettrofila aromatica, facendo reagire un equivalente di anidride ftalica con due equivalenti di fenolo a 90°C in presenza di acido metansolfonico.

Usi della fenolftaleina

Oltre all’utilizzo come indicatore nelle titolazioni acido-base, la fenolftaleina è impiegata nel per rilevare tracce di sangue su una scena del crimine, in quanto in presenza di reagisce e diventa rosa.

Questo composto viene anche impiegato per rilevare la in materiali da costruzione. La fenolftaleina perde il suo colore se è presente carbonato di calcio a causa di variazioni del pH, risultando un metodo utile per verificare il processo di carbonatazione del legante.

È importante sottolineare che la fenolftaleina non viene più utilizzata come lassativo a causa dei suoi potenziali cancerogeni.

Itterbio: proprietà, reazioni, usi

Fabrice Deseaux
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Itterbio: proprietà, reazioni, usi

L’itterbio: un elemento dai mille volti

L’itterbio è un elemento appartenente alla serie dei lantanidi, con una configurazione elettronica [Xe] 4f¹⁴, 6s². È presente in minerali come la monazite, l’euxenite e il xenotime insieme ad altri elementi delle .

L’evoluzione storica dell’itterbio

Il chimico svizzero Jean Charles Galissard de Marignac isolò l’itterbio nel 1878 presso l’Università di Ginevra. Inizialmente confuso con altri elementi come l’erbio, nel 1907 si comprese che conteneva anche il lutezio. Solo nel 1953 fu possibile ottenere un campione puro del metallo.

Le peculiarità dell’itterbio

L’itterbio è un metallo tenero, duttile e malleabile, con una superficie lucida e brillante. A contatto con l’aria si oxida lentamente, formando uno strato protettivo. Rispetto agli altri lantanidi, è più reattivo e può presentare numeri di ossidazione +1, +2 e +3, con quest’ultimo che è il più stabile.

Reazioni chimiche dell’itterbio

L’itterbio reagisce con diversi elementi:
– Con l’ forma idrossido di itterbio e idrogeno;
– Con l’ossigeno si trasforma in ossido;
– Con gli alogeni dà origine agli alogenuri corrispondenti;
– Con l’ si ottiene il solfato di itterbio e idrogeno. In soluzione ammoniacale, può interagire con complessi metallo carbonili.

Applicazioni dell’itterbio

L’itterbio trova svariate applicazioni:
– Come agente dopante in materiali;
– Nei e nella di laser;
– Come catalizzatore in diverse reazioni chimiche;
– In lega con l’ittrio per la creazione di acciai speciali.

In definitiva, l’itterbio si rivela un elemento versatile e dalle diverse potenzialità applicative, contribuendo in vari settori grazie alle sue proprietà e caratteristiche uniche.

Pirene: proprietà, produzione, reazioni

Fabrice Deseaux
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Pirene: proprietà, produzione, reazioni

Il Pirene: un Idrocarburo Policiclico Aromatico

Il pirene, scoperto nel 1837 da Auguste Laurent, è un idrocarburo policiclico aromatico composto da quattro anelli benzenici condensati con la formula C16H10. Questo composto si presenta come un solido incolore, ma può apparire giallo a causa di impurità di naftacene, con un punto di di 156°C.

Proprietà del Pirene

Il pirene è ottenuto dalla combustione incompleta di composti organici ed è isolato per la prima volta nel . È scarsamente solubile in e tetracloruro di carbonio, ma solubile in etanolo, etere etilico, solfuro di carbonio, benzene e toluene.

In soluzione, il pirene mostra una discreta fluorescenza blu, rendendolo una sonda utile per determinare la polarità del solvente. La polarità del solvente influisce sulla fluorescenza del pirene, rendendolo ideale per questo tipo di analisi.

Produzione e Fonti di Pirene

Il pirene deriva dalla combustione incompleta di sostanze organiche, come olio combustibile, gas, carbone e legno. Le fonti antropiche principali includono automobili, impianti termici, centrali termoelettriche, raffinerie, cartiere, industrie chimiche e plastiche, e depositi di sostanze tossiche. Ambienti interni con riscaldamento a legna e carbone possono contenere elevate concentrazioni di pirene, che è uno degli inquinanti organici più persistenti.

Reazioni del Pirene

Il pirene può subire reazioni di ossidazione fotochimica o elettrochimica per formare chetoni e lattoni. Inoltre, può essere sottoposto ad , alogenazione, nitrazione, ozonolisi e .

Applicazioni del Pirene

Il pirene è impiegato nella produzione di coloranti, plastiche e pesticidi ed è precursore del benzo[a]pirene, una sostanza altamente nociva per la salute. Questo idrocarburo aromatico policiclico ha diversi utilizzi industriali, ma è importante considerarne l’impatto sulla salute e sull’ambiente.

Esafluoruro di Xeno: proprietà, sintesi, reazioni

Fabrice Deseaux
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Esafluoruro di Xeno: proprietà, sintesi, reazioni

L’esafluoruro di : una panoramica sul composto inorganico

L’esafluoruro di xeno, con formula XeF6, è un composto inorganico che rappresenta il composto fluorurato dello xeno con la massima quantità di atomi di fluoro. Rispetto ad altri composti come il difluoruro e il tetrafluoruro di xeno, l’esafluoruro di xeno spicca per la sua complessità e importanza.

Proprietà dell’esafluoruro di xeno

A temperatura ambiente, l’esafluoruro di xeno si presenta come un solido incolore e volatili, mentre allo stato liquido e gassoso assume una colorazione gialla. Conservato in contenitori di nichel, è un composto stabile. La dell’esafluoruro di xeno corrisponde a un ottaedro distorto.

Sintesi

Per sintetizzare l’esafluoruro di xeno, viene utilizzato un processo che coinvolge il xeno e un eccesso di fluoro in condizioni specifiche di temperatura e pressione. In alternativa, è possibile ottenere il composto tramite l’ossidazione del tetrafluoruro di xeno con perossido di fluoro.

Reazioni

L’esafluoruro di xeno reagisce in diverse modalità, ad esempio con il biossido di per produrre XeOF4 e . In particolare, la reazione con il porta alla formazione di XeO3, un composto esplosivo.

Usi

L’esafluoruro di xeno ha diverse applicazioni, tra cui l’uso come agente ossidante e fluorurante in vari contesti chimici e industriali. La sua capacità di agire come donatore di ioni fluoruro lo rende un elemento versatile in numerose reazioni chimiche.

In conclusione, l’esafluoruro di xeno rappresenta un composto fondamentale nel campo della chimica inorganica, con una vasta gamma di proprietà e possibilità di reazione che lo rendono un materiale interessante per molteplici applicazioni.

Legge di Hess: esercizi

Fabrice Deseaux
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Legge di Hess: esercizi

La legge di Hess è un principio fondamentale in che permette di determinare il calore di una reazione considerando solo lo stato iniziale e finale del sistema, indipendentemente dalle fasi intermedie. Questo concetto è utile quando non è possibile misurare direttamente il calore di una reazione tramite calorimetria.

Calcolo di ΔH° per alcune reazioni utilizzando la legge di Hess

# Reazione :

Consideriamo la reazione:
C(s) + ½ O2(g) → CO(g)

Utilizzando i dati:
– C(s) + O2(g) → CO2(g) : ΔH°= -394 kJ/mol
– CO2(g) → CO(g) + ½ O2(g) : ΔH°= +283 kJ/mol

Sommiamo le due equazioni per ottenere la reazione desiderata e calcolare ΔH°:
C(s) + ½ O2(g) → CO(g)
ΔH°= -394 kJ + 283 kJ = -111 kJ/mol

# Reazione 2:

Consideriamo la reazione:
C(s) + 2 H2(g) → CH4(g)

Utilizzando i dati:
– C(s) + O2(g) → CO2(g) : ΔH°= -393 kJ/mol
– H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) : ΔH°= -286 kJ/mol
– CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) : ΔH°= -890 kJ/mol

Seguendo la stessa procedura, otteniamo ΔH°= -75 kJ/mol per la reazione desiderata.

# Reazione 3:

Consideriamo la reazione:
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l)

Utilizzando i dati:
– C(s) + O2(g) → CO2(g): ΔH°= -393 kJ/mol
– H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l): ΔH°= -286 kJ/mol
– 3 C(s) + 4 H2(g) → C3H8(g): ΔH°= -104 kJ/mol

Applicando la legge di Hess, calcoliamo ΔH°= -1179 kJ/mol per la reazione sopra indicata. Con questo metodo, è possibile determinare il per situazioni complesse in modo efficiente e accurato.Come calcolare il ΔH° per una reazione usando la legge di Hess

La legge di Hess è una tecnica utile per determinare il calore standard di una reazione conosciendo i calori standard di altre reazioni correlate. Vediamo come calcolare il ΔH° per la seguente reazione:

2 C2H6(g) + 7 O2(g) → 4 CO2(g) + 6 H2O(g)

Per utilizzare la legge di Hess, abbiamo bisogno dei seguenti dati:

– C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(g) ΔH° = -1323 kJ
– C2H4(g) + H2(g) →  C2H6(g) ΔH° = -137 kJ
– H2(g) + ½ O2(g) →  H2O(g)    ΔH° = -242 kJ

Svolgimento della procedura:

1. Scriviamo la reazione per C2H6(g) da destra a sinistra per invertire il segno di ΔH°:

C2H6(g) → C2H4(g) + H2(g)   ΔH° = 137 kJ

2. Moltiplichiamo per 2 la reazione sopra per tener conto del coefficiente:

2 C2H6(g) → 2 C2H4(g) + 2 H2(g)   ΔH° = 274 kJ

3. Moltiplichiamo per 2 la reazione per C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(g):

2 C2H4(g) + 6 O2(g) → 4 CO2(g) + 4 H2O(g)   ΔH° = -2646 kJ

4. Moltiplichiamo per 2 la reazione per H2(g) +  ½ O2(g) →  2 H2O(g):

2 H2(g) +  O2(g) →  2 H2O(g)    ΔH° = -484 kJ

5. Sommiamo i valori ottenuti per le reazioni:

2 C2H6(g) + 2 C2H4(g) + 7 O2(g) + 2 H2(g) → 2 C2H4(g) + 2 H2(g) + 4 CO2(g) + 6 H2O(g)  

Alla fine, otteniamo la reazione 2 C2H6(g) + 7 O2(g) → 4 CO2(g) + 6 H2O(g)  per la quale ΔH°= 274 – 2646 – 484 = – 2856 kJ/mol.

Acido esafluorosilicico: sintesi, reazioni, usi

Fabrice Deseaux
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Acido esafluorosilicico: sintesi, reazioni, usi

# Scopriamo tutto sull’acido esafluorosilicico

L’acido esafluorosilicico, con formula H2SiF6, è una sostanza inorganica liquida incolore che emette fumi dall’odore pungente.

Sintesi dell’acido esafluorosilicico

La sintesi dell’acido esafluorosilicico avviene in due stadi distinti. Inizialmente, il biossido di e l’acido fluoridrico reagiscono per formare il secondo l’equazione:

SiO2 + 4 HF → SiF4 + 2 H2O

Successivamente, il tetrafluoruro di silicio reagisce con l’ per produrre l’acido esafluorosilicico:

3 SiF4 + 2 H2O → 2 H2SiF6 + SiO2

Reazioni dell’acido esafluorosilicico

L’acido esafluorosilicico è coinvolto in varie reazioni. Quando viene messo in contatto con l’acqua, si trasforma in acido fluoridrico e acido ortosilicico:

H2SiF6 + 4 H2O → 6 HF + Si(OH)4

Allo stesso modo, la reazione con il cloruro di sodio porta alla formazione di esafluorosilicato di sodio e :

H2SiF6 + 2 NaCl → Na2SiF6 + 2 HCl

Interagendo con l’idrossido di sodio, si ottiene essafluorosilicato di sodio e cloruro di sodio:

H2SiF6 + 2 NaOH → Na2SiF6 + 2 NaCl

Anche la reazione con i cianuri produce esafluorosilicato e cianuro di idrogeno:

H2SiF6 + 2 CN– → SiF62- + 2 HCN

Inoltre, in presenza di acido solforico concentrato, l’acido esafluorosilicico si decompone generando tetrafluoruro di silicio e fluoruro di idrogeno:

H2SiF6 → SiF4 + 2 HF

Usi dell’acido esafluorosilicico

L’acido esafluorosilicico, insieme all’ossido di , è impiegato nella produzione di alluminio per via elettrolitica. Questa sostanza è ampiamente utilizzata nella fluorurazione delle acque.

Tuttavia, la Commissione europea ha vietato l’uso dell’acido esafluorosilicico come biocida a causa della mancanza di dati tossicologici che ne garantiscano la sicurezza per l’uomo e l’ambiente.

Inoltre, troviamo applicazioni dell’acido esafluorosilicico nei prodotti per la pulizia della ruggine in combinazione con l’acido ossalico. Infine, il fluorosilicato di potassio è utilizzato nella produzione della porcellana, mentre quello di magnesio trova impiego nel settore del calcestruzzo.

Prochiralità: esempi

Fabrice Deseaux
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Prochiralità: esempi

La prochiralità è un concetto fondamentale in organica, che si riscontra nelle molecole che possono essere trasformate in molecole chiral attraverso un singolo passaggio chimico.

Atomi di carbonio planari ibridati sp²

Un esempio di prochiralità si evidenzia nel 2-butanone (CH₃COCH₂CH₃), che non ha centri chirali. Dopo la riduzione del chetone, si ottiene il 2-butanolo (CH₃CH(OH)CH₂CH₃), dove il carbonio 2 è legato a quattro gruppi diversi: CH₃-, -OH, idrogeno e -CH₂CH₃, rendendo il carbonio 2 asimmetrico e la molecola chirale. In questo contesto, il 2-butanone è considerato una molecola prochirale.

Atomi di carbonio tetraedrici ibridati sp³

La prochiralità è osservabile anche in composti con atomi di carbonio ibridati sp³. Ad esempio, nell’etanolo (CH₃CH₂OH), il carbonio legato al gruppo -OH è un centro prochirale, in quanto la sostituzione di uno dei due atomi di idrogeno con un altro atomo rende la molecola chirale. Questo fenomeno è essenziale nelle reazioni biochimiche dove gli possono distinguere tra gruppi legati a un carbonio prochirale grazie alla diversa disposizione spaziale.

Citosina: proprietà, derivati

Fabrice Deseaux
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Citosina: proprietà, derivati

La citosina, nota anche come 4-ammino-2-osso-,2-diidropirimidina secondo la nomenclatura I.U.P.A.C., è una base azotata che fa parte degli eterocicli aromatici di tipo pirimidinico.

Questa molecola presenta un gruppo amminico legato al carbonio 4 e un gruppo chetonico legato al carbonio 2. Insieme alla timina e all’uracile, la citosina è una delle tre basi azotate pirimidiniche fondamentali presenti sia nel che nell’.

Studiata per la prima volta dal medico e chimico tedesco Albrecht Kossel, vincitore del Premio Nobel per la medicina nel 1910, la citosina fu isolata per la prima volta negli del tessuto del timo di vitello nel 1894. La sua venne scoperta nel 1903 e successivamente sintetizzata in laboratorio.

Altri Aspetti della Citosina

Nel DNA e nell’RNA, i due filamenti complementari di nucleotidi sono uniti da legami a idrogeno. Le basi azotate si appaiano in modo complementare: una base pirimidinica si lega a una base purinica di uguale lunghezza. Nello specifico, la citosina si appaia con la guanina attraverso tre legami, formando una coppia di basi.

Derivati della Citosina

Dalla condensazione della citosina con il ribosio si forma la citidina, un nucleoside presente nell’RNA. Per mezzo della fosforilazione, la citidina può generare il citidinmonofosfato (CMP), il citidindifosfato (CDP), e il citosintrifosfato (CTP).

Il CTP agisce come coenzima nel metabolismo dei carboidrati e dei lipidi, e può trasformare l’ADP in ATP donando un gruppo fosfato. Inoltre, la citidina si lega al desossiribosio per dar vita alla deossicitidina, uno dei nucleosidi che costituiscono il DNA insieme alla desossiadenosina, desossiguanosina e desossitimidina.

Cloruro di alluminio: proprietà, sintesi, reazioni, usi

Fabrice Deseaux
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Cloruro di alluminio: proprietà, sintesi, reazioni, usi

Il cloruro di alluminio, con formula AlCl3, è un composto inorganico che presenta un rapporto di 1:3 tra alluminio e cloro. Questo composto può contenere molecole di acqua di cristallizzazione in numero variabile da zero a sei.

Caratteristiche

Nella forma anidra, il cloruro di alluminio si mostra come una polvere che va dal bianco al grigio con un odore pungente. È un composto igroscopico, solubile in acqua e in solventi organici come benzene, tetracloruro di carbonio, cloroformio, benzofenone e nitrobenzene.

L’alluminio nella molecola è ibridato sp2 e in una geometria trigonale planare con angoli di 120°, rendendo la molecola apolare. A seconda dello stato di aggregazione, può presentarsi con una struttura dimerica Al2Cl6 in fusa o vapore.

Le soluzioni di cloruro di alluminio sono acide poiché è un acido di Lewis che in acqua forma l’ione esaidrossoalluminio [Al(H2O)6]3+.

Sintesi

Il cloruro di alluminio può essere sintetizzato attraverso diverse reazioni:
– Scambio tra alluminio e cloruro di ferro (III): Al + FeCl3 → AlCl3 + Fe
– Scambio tra alluminio e cloruro di rame (II): 2 Al + 3 CuCl2 → 2 AlCl3 + 3 Cu
– Scambio tra alluminio e acido cloridrico: 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
– Sintesi tra alluminio e cloro: 2 Al + 3 Cl2 → 2 AlCl3

Reazioni

Il cloruro di alluminio reagisce con:
– Idrossido di ammonio per formare idrossido di alluminio e cloruro di ammonio: AlCl3 + 3 NH4OH → Al(OH)3 + 2 NH4Cl

Scopri come il cloruro di alluminio viene utilizzato in diverse reazioni chimiche

Il cloruro di alluminio, noto anche come AlCl3, è un composto chimico versatile che può essere utilizzato in varie reazioni per produrre differenti composti. Ecco alcuni di come il cloruro di alluminio interagisce con altre sostanze:

# Reazione con idrossido di sodio

Utilizzando l’idrossido di sodio, è possibile ottenere idrossido di alluminio e cloruro di sodio:
AlCl3 + 3 NaOH → Al(OH)3 + 3 NaCl

# Reazione con magnesio

Mescolando cloruro di alluminio e magnesio è possibile produrre alluminio e cloruro di magnesio:
2 AlCl3 + 3 Mg → 2 Al + 3 MgCl2

# Reazione con acido solforico

Un’altra reazione interessante è quella con l’acido solforico, che porta alla formazione di solfato acido di alluminio e acido cloridrico:
AlCl3 + 3H2SO4 → Al(HSO4)3 + 3HCl

Usi del cloruro di alluminio

Il cloruro di alluminio è stato ampiamente impiegato in diverse applicazioni, tra cui:

– Nella di alluminio
– Come catalizzatore acido
– Nell’alogenazione del benzene
– Nelle reazioni di acilazione di Friedel-Crafts
– Nella riduzione di Meerwein-Ponndorf-Verley dei chetoni

È interessante notare che il cloruro di alluminio esaidrato è stato utilizzato nei primi deodoranti per i suoi antitraspiranti.

Per ulteriori informazioni sulle reazioni chimiche che coinvolgono il cloruro di alluminio, ti consigliamo di consultare risorse specializzate nel campo della .

Tetrafluoruro di silicio: proprietà, sintesi, reazioni, usi

Fabrice Deseaux
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Tetrafluoruro di silicio: proprietà, sintesi, reazioni, usi

Il tetrafluoruro di , noto anche come tetrafluorosilano, è un composto inorganico con la formula SiF4. Si presenta come un gas incolore, non infiammabile, corrosivo e tossico con un odore pungente simile a quello dell’acido cloridrico. La sua geometria molecolare è di tipo tetraedrico, simile a quella del metano, rendendolo una molecola apolare.

Proprietà

Il tetrafluoruro di silicio ha proprietà fisiche e chimiche peculiari, essendo corrosivo e tossico. Questo composto è utilizzato come precursore per la produzione di materiali siliconici.

Sintesi

Esistono diverse vie sintetiche per la preparazione del tetrafluoruro di silicio. Può essere ottenuto dalla reazione dell’esafluoruro di xeno con , dalla combinazione di fluoruro di calcio e biossido di silicio in presenza di , da biossido di silicio e fluoro o dal tetracloruro di silicio e fluoruro di piombo in presenza di acetonitrile.

Reazioni

Il tetrafluoruro di silicio reagisce con diversi composti per formare nuovi prodotti. Ad esempio, reagisce con fluoruro di sodio per produrre l’esafluorosilicato di sodio e con idruro di magnesio per formare silano e fluoruro di magnesio.

Usi

Il tetrafluoruro di silicio è impiegato nei processi di impianto ionico e come precursore della . È utilizzato anche nei come gas dopante e come fonte di fluoro in processi che richiedono concentrazioni controllate di fluoro.

Inoltre, miscele di tetrafluoruro di silicio, silano e idrogeno sono utilizzate per depositare film sottili di silicio policristallino tramite deposizione chimica da vapore. Questi film fluorurati mostrano fotoluminescenza visibile a temperatura ambiente, rendendoli utili in diverse applicazioni tecnologiche.

Esafluoruro di uranio: sintesi, reazioni, usi

Fabrice Deseaux
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Esafluoruro di uranio: sintesi, reazioni, usi

L’esafluoruro di è un composto inorganico con formula UF6, formato dal fluoro, che ha un solo isotopo stabile, e dall’uranio, che possiede due isotopi stabili. Si può considerare come una miscela binaria di 235UF6 e 238UF6.

Questo composto si presenta come una specie cristallina bianca con ottaedrica, simile a una roccia di sale. È solubile in cloroformio, tetracloruro di carbonio, bromo e cloro liquido, ma si solubilizza anche in nitrobenzene.

A temperatura inferiore a 57°C e pressione atmosferica, l’esafluoruro di uranio si presenta allo stato solido e sublima a temperature più elevate. In condizioni di pressione superiore a .5 atm, diventa liquido a temperature superiori a 64°C.

Sintesi dell’esafluoruro di uranio

I chimici Ruff e Heinzelmann nel 1911 sintetizzarono per la prima volta l’esafluoruro di uranio utilizzando la fluorurazione dell’uranio e del carburo di uranio. Questo composto può essere ottenuto attraverso varie vie sintetiche, come ad esempio:
– facendo reagire pellets di uranio con fluoro a 727 °C e 1 atm, secondo la reazione: U(s) + 3 F2(g) → UF6(g).
– in una reazione a due stadi, utilizzando biossido di uranio e fluoruro di idrogeno per formare UF4, che successivamente reagisce con fluoro per ottenere UF6.
– facendo reagire il tetrafluoruro di uranio con ossigeno o il carburo di uranio con fluoro per ottenere l’esafluoruro di uranio.

Reazioni

L’esafluoruro di uranio non reagisce con ossigeno, azoto, biossido di carbonio o aria secca, ma reagisce con l’acqua per dare e fluoruro di uranile. Inoltre, reagisce con l’ammoniaca a temperature comprese tra 200 e 300°C, producendo ammonio uranio pentafluoruro, fluoruro di ammonio e azoto.

Utilizzo dell’Esfluoruro di Uranio nella Chimica

Processo di Riduzione

L’Esfluoruro di Uranio (UF6) viene ridotto con l’idrogeno a una temperatura compresa tra i 1200°C e i 1700°C per ottenere tetrafluoruro di uranio e fluoruro di idrogeno secondo la seguente reazione di riduzione: UF6 + H2 → UF4 + 2 HF.

Usi

L’Esfluoruro di Uranio è impiegato nei processi di arricchimento dell’uranio. Nelle centrali atomiche, viene utilizzato l’isotopo 235U, ma per concentrarlo non è possible agire chimicamente poiché è necessario separarlo dall’isotopo 238U.

Per fare ciò, si fa passare l’Esfluoruro di Uranio contenente entrambi gli isotopi attraverso setti porosi. Dal momento che 235UF6 ha una massa inferiore a 238UF6, la sua velocità di diffusione è maggiore. Con un elevato numero di setti porosi, si arricchisce il 235UF6.

Al termine del processo, l’Esfluoruro di Uranio viene decomposto a uranio secondo la reazione: UF6 → U + 3 F2. L’uranio ottenuto viene poi ossidato a biossido di uranio, utilizzato come combustibile fissile.

Per ulteriori informazioni su generale e reazioni di decomposizione, visita il sito di Chimica Today.

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