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Cloruro di ferro (II): sintesi, reazioni, usi

Fabrice Deseaux

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10 Maggio 2021

Cloruro di ferro (II): sintesi, reazioni, usi

Il Cloruro di Ferro (II) – Proprietà e Utilizzi

Il cloruro di ferro (II), conosciuto anche come cloruro ferroso, è un composto che presenta il ferro con un numero di ossidazione +2 ed è comunemente presente nel minerale lawrencite.

# Proprietà

Questo composto è un sale igroscopico che si scioglie facilmente in acqua, etanolo, acetone e tetraidrofurano, mentre è poco solubile in benzene ed etere etilico. Si presenta come un solido cristallino biancastro che, cristallizzando con acqua, diventa cloruro di ferro (II) tetraidrato di colore verde. Talvolta può essere trovato anche come cloruro di ferro (II) biidrato.

# Sintesi

Il cloruro di ferro (II) può essere ottenuto mediante diverse reazioni. Ad esempio, dalla reazione tra polvere di ferro e acido cloridrico a 700°C, si ottiene cloruro di ferro (II) e idrogeno. Oppure, dalla reazione tra ferro e cloro oppure dalla riduzione del cloruro di ferro (III) con idrogeno gassoso ad elevate temperature. Il cloruro di ferro (II) tetraidrato può essere ottenuto dissolvendo il ferro in acido cloridrico e acqua, seguita dalla cristallizzazione a temperatura ambiente.

# Reazioni

Il cloruro di ferro (II) reagisce con diversi composti, come ad esempio con idrossido di sodio per formare idrossido di ferro (II), con ossigeno per produrre ossido di ferro (III), con acido nitrico e acido cloridrico per creare cloruro di ferro (III) e monossido di azoto, e infine con permanganato di potassio in presenza di acido cloridrico per generare cloruro di ferro (III) e cloruro di manganese (II).

# Usi

Questo composto trova applicazioni in diversi settori, come ad esempio agente di coagulazione e flocculazione nel trattamento delle acque reflue, nelle preparazioni farmaceutiche, come agente riducente e come mordente nella colorazione dei tessuti.

Cloruro di stagno (IV): sintesi, reazioni, usi

Fabrice Deseaux

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8 Maggio 2021

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Cloruro di stagno (IV): sintesi, reazioni, usi

Il cloruro di stagno (IV), conosciuto anche come cloruro stannico e con formula SnCl₄, è un composto inorganico in cui lo stagno presenta un numero di ossidazione +4.

Caratteristiche del cloruro di stagno (IV)

Il cloruro di stagno (IV) è un acido di Lewis che si presenta come un liquido fumante dall’odore pungente e igroscopico. Può essere presente in forma idrata, con il pentaidrato come il sale idrato più comune, ed è solubile in diversi solventi come etanolo, metanolo, benzene, toluene, cloroformio, acetone, tetracloruro di carbonio e solfuro di carbonio.

Processo di sintesi

Il cloruro di stagno (IV) è comunemente ottenuto dalla reazione tra stagno e cloro secondo l’equazione:
Sn_(s) + 2 Cl_2(g)→ SnCl_4(l)

Può anche essere sintetizzato tramite la pirolisi dell’esaclorostannato (IV) di potassio, secondo la reazione:
K₂SnCl_6(s) → 2 KCl_(s) + SnCl_4(l)

Principali reazioni del cloruro di stagno (IV)

Il cloruro di stagno (IV) in acqua calda reagisce formando idrossido di stagno (IV) e acido cloridrico. Inoltre, reagisce con cloruro di ferro (II) dando cloruro di ferro (III) e cloruro di stagno (II), con idrossido di sodio formando stannato di sodio e cloruro di sodio, con fluoruro di idrogeno producendo fluoruro di stagno (IV) e acido cloridrico, e con reattivi di Grignard per ottenere composti organici dello stagno.

Utilizzi del cloruro di stagno (IV)

Il cloruro di stagno (IV) viene impiegato per la sintesi di composti organici dello zolfo e come catalizzatore nelle reazioni di acilazione e alchilazione di Friedel-Crafts.

Acetato di etile: proprietà, sintesi, reazioni

Fabrice Deseaux

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3 Maggio 2021

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Acetato di etile: proprietà, sintesi, reazioni

L’acetato di etile, con formula CH3COOCH2CH3, è un estere che si presenta come un liquido incolore con un gradevole odore fruttato.

Caratteristiche dell’acetato di etile

Questo composto è poco solubile in acqua ma si dissolve facilmente in diversi solventi organici come benzene, acetone, etanolo, etere etilico e cloroformio. Inoltre, è un solvente efficace per nitrocellulosa, gomma clorinata, plastificanti, oli, cere, resine naturali e sintetiche come polivilacetato, poliacrilato, polistirene e resine alchidiche. Una soluzione al 20% di acetato di etile ed etanolo è un solvente adatto per l’acetato di cellulosa.

Processo di sintesi

L’acetato di etile può essere prodotto su larga scala attraverso diverse metodologie sintetiche, tra cui l’esterificazione di Fischer. Questo processo coinvolge la reazione tra etanolo e acido acetico in presenza di un catalizzatore acido come acido solforico o acido cloridrico:

CH3CH2OH + CH3COOH → CH3COOCH2CH3 + H2O

Sono presenti alcune limitazioni legate alla cinetica di reazione e alla resa non ottimale, che possono essere superate rimuovendo l’acqua prodotta durante la reazione per spostare l’equilibrio verso la formazione di acetato di etile.

Un’altra via sintetica è la deidrogenazione dell’etanolo, un metodo meno costoso ma che richiede un eccesso di etanolo come reagente. Questa reazione avviene a temperature comprese tra 200 e 260 °C in presenza di rame o cromito di rame come catalizzatore, con produzione di idrogeno come sottoprodotto.

Altre metodologie di sintesi

È possibile ottenere acetato di etile tramite la reazione di Tishchenko, che comporta la combinazione di due molecole di acetaldeide in presenza di un alcossido metallico come catalizzatore. Questo processo genera acetato di etile e idrogeno come prodotti.

In conclusione, l’acetato di etile è un composto versatile con numerose applicazioni industriali e chimiche, ottenuto tramite diverse vie sintetiche che presentano vantaggi e limitazioni specifiche.

Acetato di etile: reazioni e usi principali

Reazioni

L’acetato di etile, con formula CH₃COOCH₂CH₃, è soggetto a diverse reazioni tipiche degli esteri.

–

Idrolisi

:
L’idrolisi dell’acetato di etile può avvenire in ambiente acido, producendo acido acetico e etanolo. La reazione seguente si verifica: CH₃COOCH₂CH₃ + H₂O → CH₃COOH + CH₃CH₂OH.

–

Ammonolisi

:
In presenza di ammoniaca, che agisce come nucleofilo nei confronti del gruppo carbonilico, si forma acetammide e etanolo: CH₃COOCH₂CH₃ + NH₃ → CH₃CONH₂ + CH₃CH₂OH.

–

Reazione con idrossido di sodio

:
L’acetato di etile in presenza di idrossido di sodio produce acetato di sodio e etanolo: CH₃COOCH₂CH₃ + NaOH → CH₃COONa + CH₃CH₂OH.

–

Reazione con bromuro di metilmagnesio

:
La reazione dell’acetato di etile con bromuro di metilmagnesio porta alla formazione di 2-metil-2-propanolo (CH₃)₃COH, conosciuto anche come alcol t-butilico.

Usi

L’acetato di etile trova diversi impieghi, tra cui:

– Come

solvente

nella produzione di vernici, gomma, adesivi, fibre e detergenti.
– Come solvente per

estrazione della caffeina

dai chicchi di caffè.
– Come

eluente

nelle tecniche cromatografiche.
– Come mezzo di estrazione per concentrare e purificare gli antibiotici.
– Come aroma fruttato in caramelle, gomme da masticare e prodotti da forno.

In conclusione, l’acetato di etile è una sostanza versatile con diverse applicazioni nell’industria chimica e alimentare, sfruttando le sue proprietà e reattività uniche.

Cinabro: reazioni

Fabrice Deseaux

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1 Maggio 2021

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Il cinabro, conosciuto anche come solfuro di mercurio (II), è un minerale che fa parte della categoria dei solfuri. Questi minerali derivano dalla combinazione dello ione S2- con elementi metallici o semimetallici, come nel caso specifico del cinnabrite, dove lo ione solfuro si lega all’ione mercurio, conferendo al minerale il tipico colore rosso.

Cenni storici

Il cinabro era conosciuto già nel periodo neolitico e veniva utilizzato come pigmento rosso in affreschi murali, come quelli presenti a Catalhoyuk in Turchia. Antichi scrittori come Teofrasto, Vitruvio e Plinio il Vecchio fecero riferimento alle miniere di cinabro e alla sua lavorazione per estrarre l’argento vivo. Durante l’epoca romana, il cinabro era il pigmento più pregiato e veniva impiegato in dipinti murali.

Dall’estrazione del mercurio

Il mercurio, o argento vivo, può essere ottenuto dal cinabro attraverso varie tecniche di lavorazione. Gli alchimisti antichi ritenevano che il mercurio fosse il metallo più importante e che altri metalli come oro, argento, rame, stagno, piombo e ferro fossero miscele di mercurio con altre sostanze. L’estrazione del mercurio dal cinabro avviene mediante processi di distillazione o arrostimento.

Processi di estrazione

Il processo di distillazione comporta la riduzione del cinabro con calce viva o ferro all’interno di recipienti chiusi riscaldati esternamente. Il mercurio vapore si condensa e viene raccolto sotto l’acqua come metallo. Nel processo di arrostimento, il cinabro viene riscaldato fino alla temperatura di sublimazione del mercurio, che viene poi raccolto. Esistono diversi tipi di forni utilizzati per l’arrostimento, come il forno a piani o Herreshoff.

Reazioni chimiche

Il mercurio può essere ottenuto riscaldando il cinabro in corrente d’aria per condensare il vapore di mercurio. Il solfuro di mercurio reagisce con l’ossigeno secondo la reazione HgS + O2 → Hg + SO2. Altri processi di estrazione del mercurio dal cinabro prevedono reazioni come HgS + Fe → Hg + FeS e 4 HgS + 4 CaO → 4 Hg + 3 CaS + CaSO4.

Il cinabro, per la sua composizione e le sue proprietà, ha rivestito un ruolo importante nella storia della chimica, contribuendo allo sviluppo delle conoscenze e delle tecnologie metallurgiche dell’epoca.

Polivinilacetato: sintesi, usi

Fabrice Deseaux

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29 Aprile 2021

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Il polivinilacetato è un polimero vinilico termoplastico derivato dall’acetato di vinile. È stato per la prima volta sintetizzato nel 1912 dal chimico tedesco Fritz Klatte, ritenuto un pioniere nella chimica dei polimeri. Il polivinilacetato è ampiamente utilizzato come base per molti adesivi in dispersione acquosa.

Proprietà del Polivinilacetato

Questo polimero amorfo è solubile in chetoni, metanolo, idrocarburi aromatici e acetato di butile, ma mostra una bassa solubilità in acqua, petrolio, etere etilico e trementina. Il polivinilacetato diventa malleabile a temperature comprese tra 30 e 45°C ed è stabile alla luce, all’ossigeno e agli agenti atmosferici. Tuttavia, al di sotto della sua temperatura di transizione vetrosa di circa 305°C, diventa fragile. Quando brucia, emette una fiamma gialla con odore di acido acetico.

Sintesi del Polivinilacetato

Il polivinilacetato viene prodotto principalmente attraverso la polimerizzazione in emulsione con l’uso di perossidi radicalici come iniziatori a partire dall’acetato di vinile.

Reazioni del Polivinilacetato

Il polivinilacetato subisce reazioni simili ai gruppi funzionali presenti nel monomero. Ad esempio, l’idrolisi del polivinilacetato in un ambiente alcalino produce alcol polivinilico attraverso l’attacco dell’ione OH- al gruppo carbonilico.

Usi del Polivinilacetato

Il polivinilacetato trova ampio impiego nella produzione di colla vinilica, che consiste in una dispersione di polivinilacetato in acqua, ideale per incollare superfici porose. È preferito per il suo costo contenuto, la stabilità alla luce e la resistenza all’ingiallimento. Trova impiego anche come additivo nella malta, nella legatura di libri e come componente resinoso nelle vernici al lattice.

La scoperta del neutrone

Fabrice Deseaux

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27 Aprile 2021

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La scoperta del neutrone avvenne nel 1932 grazie al contributo del fisico inglese James Chadwick, insignito del premio Nobel per la fisica nel 1935 per questa importante scoperta.

La Scoperta del Neutrone da Parte di James Chadwick

La scoperta di Chadwick ebbe origine dagli studi condotti nel 1930 dal fisico tedesco Walther Bothe insieme al suo studente Herbert Becker. Durante le ricerche sull’irraggiamento di elementi leggeri con particelle α composte da due protoni e due neutroni, notarono l’emissione di una radiazione sconosciuta quando si irradiavano elementi come berillio, boro e litio con particelle α.

Successivamente, nel 1932, i coniugi Irène Curie e Jean Frédéric Joliot dimostrarono che quando questa radiazione colpiva materiali contenenti idrogeno, come la paraffina, si generava un’espulsione di protoni ad alta energia, indicando un processo di decadimento.

La Scoperta del Neutrone da Parte di Chadwick

James Chadwick, nel 1932, condusse esperimenti simili utilizzando diversi bersagli oltre alla paraffina. Attraverso l’uso di un contatore di ionizzazione e una camera a nebbia, scoprì l’esistenza di una nuova particella neutra chiamata neutrone.

Si ipotizzò che il neutrone fosse una particella neutra altamente penetrante con una massa simile a quella del protone. Il berillio, ad esempio, subisce una reazione nucleare quando bombardato da particelle α, trasformandosi in carbonio 13 il quale si decompone in carbonio 12 e un neutrone secondo la seguente equazione:

9 4 Be + 4 2α → 13 6 C → 12 6 C + 1 0 n

La scoperta del neutrone da parte di Chadwick ha avuto un impatto significativo nel campo della fisica nucleare, contribuendo alla comprensione della struttura atomica e dei processi di decadimento nucleare.

EDTA: standardizzazione, calcoli

Fabrice Deseaux

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25 Aprile 2021

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Standardizzazione dell’EDTA con ione Zinco e Indicatori Metallocromici

L’EDTA, acido etilendiamminotetraacetico, possiede due atomi di azoto con un doppietto elettronico solitario. In soluzione basica, si presenta come Y4- formando complessi con vari ioni metallici in un rapporto stechiometrico di 1:1. Questa caratteristica lo rende ideale per le titolazioni complessometriche, come nella determinazione della durezza dell’acqua.

Standardizzazione dell’EDTA

L’EDTA non è utilizzato come standard primario a causa della scarsa solubilità della forma H4Y e della necessità di eliminare l’acqua di idratazione dalla forma Na2H2Y2· 2 H2O. Per standardizzare l’EDTA, si utilizza uno standard primario contenente un catione metallico come zinco, che offre risultati ottimali nella standardizzazione.

Procedimento standardizzazione EDTA

La standardizzazione avviene in presenza di indicatori metallocromici come il nero eriocromo T. Le reazioni tra l’EDTA e gli ioni metallici dipendono dal pH, pertanto è fondamentale mantenere costante questo parametro.

Preparazione delle soluzioni

Per preparare una soluzione approssimativa di EDTA 0.01 M, si scioglie circa 3.7 g di EDTA bisodico biidrato in acqua. Per la soluzione standard di Zn2+, si pesa circa 0.25 g di zinco metallico che verrà disciolto in acido nitrico 3.0 M.

Titolazione

Si diluisce la soluzione di zinco e si regola il pH a 10 con una soluzione tampone ammoniacale. Aggiungendo il nero eriocromo T come indicatore, si titola con la soluzione di EDTA fino al viraggio dell’indicatore da rosso a blu. Si ripete il procedimento per ottenere una misura precisa.

Calcoli

Calcolando la concentrazione della soluzione di zinco e la quantità di EDTA utilizzata, si determina la concentrazione finale di EDTA. Questo processo garantisce la corretta standardizzazione dell’EDTA per le titolazioni successive.

In conclusione, la standardizzazione dell’EDTA con ione zinco e indicatori metallocromici è un passaggio cruciale nelle analisi complessometriche, assicurando risultati accurati e precisi nella determinazione di ioni metallici in soluzioni complesse.

Composti organici dello stagno: sintesi, reazioni, usi

Stechiometria

Fabrice Deseaux

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23 Aprile 2021

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Composti organici dello stagno: sintesi, reazioni, usi

Scoperta dei Composti Organici dello Stagno

La storia dei composti organici dello stagno inizia nel 1849 con la scoperta del dioduro di dietilstagno da parte del chimico britannico Sir Edward Frankland. Questo evento segnò l’avvento dei composti metallorganici nello studio della chimica.

Sviluppi nella Chimica degli Composti Organostannici

Il 1852 vide un ulteriore passo avanti quando si scoprì che reagendo un alogenuro alchilico con una lega stagno-sodio si potevano ottenere composti organici dello stagno. Da allora iniziò a diffondersi lo studio e la ricerca sui composti organostannici.

Proprietà dei Composti dello Stagno

Le proprietà chimico-fisiche dei composti organici dello stagno sono influenzate dal numero di sostituenti legati allo stagno. Ad esempio, il tetrabutilstagno è solubile in solventi non polari ma poco solubile in acqua, mentre il tricloruro di butilstagno è solubile in acqua.

Sintesi dei Composti Organici dello Stagno

La sintesi dei composti organici dello stagno può avvenire attraverso la reazione tra cloruro di stagno (IV) e bromuro di etilmagnesio, generando i composti desiderati e alcuni sottoprodotti.

Reazioni dei Composti Organici dello Stagno

I composti organici dello stagno possono reagire con il cloruro di stagno (IV) dando origine a diversi composti clorurati in cui lo stagno è legato a gruppi alchilici. Queste reazioni sono importanti per la sintesi e la modifica dei composti organici dello stagno.

Applicazioni dei Composti Organici dello Stagno

I composti organici dello stagno trovano applicazioni in vari settori, come pesticidi, fungicidi agricoli, conservanti per materiali vari, stabilizzanti termici, vernici antivegetative, catalizzatori e altro ancora. Tuttavia, a causa della loro tossicità, l’uso di alcuni di questi composti è regolamentato e limitato in alcuni contesti.

In conclusione, i composti organici dello stagno hanno una vasta gamma di applicazioni e continuano a essere studiati per sviluppare nuove tecnologie e innovazioni in diversi settori industriali e scientifici.

Metalli alcalini e alcalino-terrosi a confronto

Chimica

Fabrice Deseaux

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21 Aprile 2021

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Metalli alcalini e alcalino-terrosi a confronto

Differenze tra Metalli Alcalini e Metalli Alcalino-Terrosi: Proprietà e Caratteristiche

I metalli alcalini e i metalli alcalino-terrosi sono elementi appartenenti al gruppo 1 e al gruppo 2 della tavola periodica. Benché facciano parte di gruppi diversi, condividono diverse caratteristiche comuni come il carattere metallico, l’elevata reattività, la bassa elettronegatività e la bassa energia di ionizzazione.

Caratteristiche e Differenze

I metalli alcalini e quelli alcalino-terrosi, nonostante entrambi appartenenti al blocco s, presentano differenze significative sia nelle proprietà fisiche che chimiche.

Configurazione elettronica

– I metalli alcalini hanno un solo elettrone nell’orbitale s con configurazione ns1, mentre i metalli alcalino-terrosi hanno due elettroni nell’orbitale s con configurazione ns2.

Proprietà fisiche

– I metalli alcalini sono teneri, con bassa temperatura di fusione e paramagnetici, mentre i metalli alcalino-terrosi sono più duri, con elevata temperatura di fusione e diamagnetici.

Valenza

– I metalli alcalini sono monovalenti, mentre i metalli alcalino-terrosi sono bivalenti.

Elettronegatività

– I metalli alcalini sono meno elettronegativi rispetto ai metalli alcalino-terrosi.

Varie Proprietà Chimiche

– I metalli alcalini formano basi forti, solubili e stabili al calore, mentre i metalli alcalino-terrosi formano basi deboli, meno solubili e instabili al calore.
– I metalli alcalini esistono come bicarbonati allo stato solido, mentre i metalli alcalino-terrosi esistono solo in soluzione.
– I metalli alcalini mostrano solubilità in acqua nei carbonati, mentre i metalli alcalino-terrosi sono poco solubili e si decompongono con il calore.
– I metalli alcalini non si combinano direttamente con l’azoto, mentre i metalli alcalino-terrosi si combinano con l’azoto per formare nitruri.
– I metalli alcalini non si combinano direttamente con il carbonio, mentre i metalli alcalino-terrosi si combinano con il carbonio per formare carburi.

Conclusione

In definitiva, i metalli alcalini e i metalli alcalino-terrosi presentano differenze significative nelle loro proprietà fisiche e chimiche, nonostante siano elementi appartenenti allo stesso blocco nella tavola periodica. La comprensione di tali differenze è fondamentale per comprendere il comportamento chimico di questi elementi e la loro interazione con altri composti.

Promezio: storia, proprietà, reazioni, usi

Fabrice Deseaux

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17 Aprile 2021

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Promezio: storia, proprietà, reazioni, usi

Il promezio è un elemento appartenente alla famiglia dei lantanidi, contrariamente agli altri metalli delle terre rare, è ottenuto sinteticamente. Presenta esclusivamente isotopi radioattivi, e quantità di questo metallo si trovano nei minerali di uranio, risultato della fissione nucleare. È stato anche rilevato nello spettro di una stella nella costellazione di Andromeda.

Scoperta

Nel 1902, il chimico Bohuslav Branner ipotizzò l’esistenza di un elemento tra il neodimio e il samario, predendo l’esistenza del promezio. La prova della sua esistenza venne ottenuta nel 1944 dai chimici statunitensi Jacob Akkiba Marinsky, Lawrence Elgin Glendenin e Charles DuBois Coreyell, che confermarono la loro scoperta nel 1946 attraverso analisi tramite cromatografia a scambio ionico.

Ottenimento

Attualmente, il promezio può essere ottenuto bombardando con neutroni il neodimio 146 che si trasforma in neodimio 147. Quest’ultimo, con un tempo di dimezzamento di 11 giorni, si trasforma poi in promezio 147 con emissione di un elettrone e un antineutrino elettronico.

Aspetto e proprietà

Il promezio è un metallo grigio-argenteo con proprietà intermedie tra neodimio e samario. Ha numeri di ossidazione +2 e +3, con il secondo più frequente. Tra i suoi isotopi, i più noti sono 145Pm, 146Pm e 147Pm, di cui il più stabile è 145Pm, che decade emettendo particelle α per trasformarsi in praseodimio 141.

Proprietà chimiche

Gli studi sulla reattività del promezio sono ancora in corso, e sono stati sintetizzati pochi composti del promezio, la maggior parte di colore rosa o rosato, come l’ossido di promezio (III) Pm2O3.

Proprietà chimiche del Promezio

Il Promezio, un elemento metalloide raro appartenente alla serie dei lantanidi, forma differenti composti tra cui PmCl₃ e il fluoruro PmF₃, di cui il secondo è poco solubile in acqua e reagisce con il litio per produrre fluoruro di litio e promezio metallico:

PmF₃ + 3 Li → 3 LiF + Pm

Quando un’acqua contenente ioni Pm^3+ viene mescolata con ammoniaca, si forma idrossido di promezio, che precipita:

Pm^3+(aq) + 3 OH^-(aq) → Pm(OH)₃(s)

Il promezio, in presenza di acido solforico, produce una soluzione rosa contenente ioni Pm^3+, con produzione di idrogeno gassoso:

2 Pm(s) + 3 H₂SO₄(aq) → 2 Pm^3+(aq) + 3 SO₄^2-(aq) + 3 H₂(g)

Usi del Promezio

Il Promezio viene principalmente impiegato a fini di ricerca. L’isotopo prevalente è il Promezio-147, che non emette raggi gamma e possiede un lungo tempo di dimezzamento.

Alcune luci di segnalazione sfruttano una vernice luminosa che contiene il Promezio-147, in grado di assorbire le radiazioni beta emesse e di emettere luce.

L’isotopo 147 è utilizzato nelle batterie nucleari, dove le particelle beta emesse inducono il fosforo a emettere luce, convertita successivamente in energia elettrica.

Il Promezio è oggetto di potenziali sviluppi futuri come fonte:

– Di raggi X portatili
– Nei generatori termoelettrici di radioisotopi per la fornitura di elettricità a sonde spaziali e satelliti
– Come fonte di radioattività per calibri utilizzati nella misurazione dello spessore dei materiali
– Per la creazione di laser impiegati nella comunicazione con sottomarini.

Poliurea: proprietà, sintesi, usi

Fabrice Deseaux

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14 Aprile 2021

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Poliurea: caratteristiche e utilizzi

La poliurea è un elastomero derivante dalla reazione tra un diisocianato e una diammina primaria o secondaria. Questo materiale presenta una bassa permeabilità all’acqua ed è comunemente utilizzato per proteggere le superfici dall’umidità.

Proprietà della poliurea

Le proprietà della poliurea variano in base al tipo, alifatico o aromatico. La poliurea alifatica è resistente ai raggi U.V. e meno soggetta a ossidazione e degradazione, sebbene i costi siano più elevati. D’altra parte, la poliurea aromatica è più tenace ma meno resistente ai raggi U.V.

Le caratteristiche della poliurea la rendono ideale per applicazioni che richiedono impermeabilità, protezione e durata. Grazie alla sua adattabilità e adesione, la poliurea trova impiego in diverse applicazioni, come l’impermeabilizzazione e la protezione dalla corrosione su vari tipi di supporti, dall’acciaio al calcestruzzo.

Sintesi della poliurea

La formazione della poliurea avviene attraverso la reazione delle diammine con i diisocianati, che porta alla creazione di legami del tipo [-NH-CO-NH-].

Utilizzi della poliurea

Le poliuree sono comunemente impiegate come barriera contro l’umidità grazie alla loro bassa permeabilità all’acqua. Trovano impiego nei rivestimenti industriali, anche in ambienti esposti a idrocarburi, acqua salata, acidi, basi diluiti, oli per motori e solfuro di idrogeno.

Queste resine vengono utilizzate per proteggere tubi e condutture dalla corrosione, isolare acciaio e calcestruzzo in ponti e gallerie, per l’isolamento acustico di imbarcazioni e la protezione di carrozzerie automobilistiche. La poliurea può sostituire le guaine tradizionali nel settore edile, in quanto può essere applicata a spruzzo per ottenere una membrana continua senza giunzioni, aderendo perfettamente a una vasta gamma di materiali come metalli, calcestruzzo, ceramica, legno e plastica.

Idrossido di alluminio: reazioni, preparazione, usi

Chimica Generale

Fabrice Deseaux

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9 Aprile 2021

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Idrossido di alluminio: reazioni, preparazione, usi

Benefici e Utilizzi dell’Idrossido di Alluminio

L’idrossido di alluminio, con formula Al(OH)3, è una sostanza inorganica versatile utilizzata in vari settori grazie alle sue proprietà uniche. Questo composto è comunemente noto per le sue applicazioni come antiacido, retardante di fiamma e precursore di altri composti dell’alluminio.

Reazioni dell’Idrossido di Alluminio

L’idrossido di alluminio è un elettrolita poco solubile in acqua ma, poiché è un idrossido anfotero, può solubilizzarsi reagendo con acidi e basi. Quando reagisce con gli acidi, agisce da base secondo la teoria di Brønsted-Lowry, producendo cloruro di alluminio secondo la reazione: Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3 H2O. Con le basi, si comporta da acido di Lewis, formando il complesso tetraidrossialluminato: Al(OH)3 + OH- → [Al(OH)4]-.

Il polimorfismo dell’idrossido di alluminio si manifesta nelle sue quattro forme cristalline, che possono influenzare le sue proprietà e applicazioni.

Preparazione e Produzione

L’idrossido di alluminio viene principalmente ottenuto da minerali come la bauxite, dove è presente come ossido di alluminio impuro. Trattando l’ossido di alluminio con una soluzione concentrata di idrossido di sodio, si forma il tetraidrossialluminato: Al2O3 + 2 OH- + 3 H2O → 2 Al(OH)4-. Aggiungendo un acido, il tetraidrossialluminato si trasforma nuovamente in idrossido di alluminio: Al(OH)4- + H+ → Al(OH)3 + H2O.

Usi e Applicazioni

L’idrossido di alluminio trova ampio impiego in diversi settori:
– Nell’industria cosmetica per ombretti, rossetti, lozioni, creme idratanti e prodotti abbronzanti come agente opacizzante.
– Nell’industria farmaceutica come antiacido e additivo in alcuni vaccini e farmaci.
– Come riempitivo in materiali polimerici ed elastomeri, nonché come ritardante di fiamma.
– Come precursore dell’ossido di alluminio utilizzato per la produzione di alluminio metallico.

In conclusione, l’idrossido di alluminio rappresenta un ingrediente versatile con numerose applicazioni che spaziano da settori come cosmetica e farmaceutica a quello industriale. La sua capacità di reagire con acidi e basi, insieme al suo polimorfismo, ne fanno una sostanza di grande interesse per la scienza e l’industria.