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Ioduro: reazioni

Fabrice Deseaux

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9 Gennaio 2021

L’Anione Ioduro e le Caratteristiche principali

L’ione ioduro è un anione monoatomico con formula I- ed è la base coniugata dell’acido iodidrico. La maggior parte dei sali di ioduro sono solubili in acqua, ma vi sono anche sali poco solubili come ioduro di piombo PbI2, ioduro di mercurio (I) Hg2I2, ioduro di argento AgI e ioduro di tallio (I) TlI.

Reazioni dell’Ion Ioduro

Nell’ione ioduro, lo iodio ha un numero di ossidazione -1. L’ione ioduro non può essere ridotto, ma solo ossidato a iodio molecolare, ipoiodito, iodito, iodato e periodato. È una base debole e può essere protonata da acidi forti come l’acido solforico.

Il potenziale normale di ossidazione dello ioduro a iodio è -0,54 V. Quindi, l’ione ioduro è in grado di ridurre specie con potenziale di riduzione maggiore di 0,54 V.

Le soluzioni contenenti l’ione ioduro sono in grado di solubilizzare lo iodio meglio dell’acqua grazie alla formazione dell’ione triioduro secondo una reazione esotermica.

Utilità dell’Ioduro nella Tiroide

Gli ormoni tiroidei T3 e T4, contenenti rispettivamente 3 e 4 atomi di iodio, svolgono un ruolo critico nel metabolismo dei carboidrati, lipidi e proteine, nella regolazione del metabolismo basale e della temperatura corporea. La carenza di iodio può avere effetti negativi sulla crescita e lo sviluppo ed è un fattore di rischio per il ritardo mentale.Il ruolo dell’iodio nell’organismo è fondamentale per la corretta funzione tiroidea, e una sua carenza può portare all’insorgenza di ipotiroidismo, spesso associato al gozzo. Per contrastare tale problematica, è consigliato l’utilizzo di sale iodato, composto da ioduro e iodato di potassio.

Importanza dei Composti di Iodio

L’iodio forma diversi composti, tra cui l’ioduro di potassio, che risulta essere il più diffuso. Questo composto è impiegato come integratore alimentare e per proteggere le ghiandole tiroidee dall’iodio radioattivo.

Il nitraturo d’argento è un materiale fotosensibile con proprietà disinfettanti, utilizzato in ambito medico, e anche in agricoltura come nucleante per l’inseminazione delle nuvole.

Applicazioni dell’Ioduro di Idrogeno

L’ioduro di idrogeno, che in soluzione forma l’acido iodidrico, trova ampio impiego nelle sintesi organiche. È utilizzato per convertire alcheni e alcoli primari in alogenuri alchilici, in diversi tipi di reazioni chimiche.

In conclusione, l’iodio e i suoi composti giocano un ruolo cruciale in vari settori, dalla salute al settore chimico, dimostrando la versatilità e l’importanza di questo elemento nella nostra vita quotidiana.

Cloruro: composti, conducibilità, reazioni

Fabrice Deseaux

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8 Gennaio 2021

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Cloruro: composti, conducibilità, reazioni

Benefici e Utilizzi Dell’Ione Cloruro: Tutto ciò che c’è da Sapere

Il cloruro, un anione monoatomico con formula Cl-, è un elettrolita fondamentale presente in tutti i fluidi corporei umani. Questo anione svolge un ruolo cruciale nell’omeostasi acido-base, nella trasmissione degli impulsi nervosi e nella regolazione dell’equilibrio dei liquidi all’interno e all’esterno delle cellule.

Importanza della Solubilità

La maggior parte dei sali contenenti ione cloruro sono solubili, ad eccezione di alcune eccezioni come il cloruro di bismutile BiOCl, il cloruro di rame (I) CuCl, il cloruro di piombo PbCl2, il cloruro di mercurio (I) Hg2Cl2, il cloruro di argento AgCl e il cloruro di tallio TlCl. Questo rende l’ione cloruro un agente precipitante utile per la ricerca di ioni come argento, piombo e mercurio.

Proprietà e Reazioni

L’ione cloruro presenta un numero di ossidazione -1, il più basso possibile per il cloro. Non può essere ridotto, ma può essere ossidato a cloro molecolare, ipoclorito, clorito, clorato e perclorato. Inoltre, l’ione cloruro può agire come una base debole e può essere protonato da acidi forti, come dimostrato dalla reazione con acido solforico: Cl- + H2SO4 → HCl + HSO4-.

Conducibilità e Applicazioni

L’ione cloruro ha dimensioni minori rispetto ad altri ioni come F-, O2-, e alla maggior parte dei cationi metallici, il che influisce sulla sua capacità di migrare nei solidi. Tuttavia, esistono conduttori di ione cloruro, come il piombo dopato con cloruro di potassio. Le batterie a ioni litio, ad esempio, utilizzano l’ione litio come catione e spesso l’ione cloruro come anione.

Utilizzo nei Composti

I cloruri metallici sono ampiamente utilizzati in diversi settori grazie alla loro solubilità e alla varietà di composti che possono formare con diversi cationi. L’ione cloruro dà vita a numerosi composti inorganici, tra cui il cloruro di…
Per saperne di più sui benefici e sull’importanza dell’ione cloruro, esplora ulteriori approfondimenti nel mondo della chimica e della scienza.I principali sali di cloruro utilizzati in diversi settori

Il sodio è presente nell’acqua di mare ed è ampiamente impiegato nell’industria alimentare come esaltatore di sapidità. Insieme al cloruro di potassio (KCl), che come il cloruro di sodio (NaCl) è un composto ionico, viene impiegato nella produzione di fertilizzanti. Il cloruro di magnesio è utilizzato negli integratori alimentari per contrastare eventuali carenze di magnesio nell’organismo.

Il cloruro di calcio (CaCl2) è utilizzato come liquido antigelo ed è ampiamente impiegato nelle soluzioni saline degli impianti frigoriferi. Allo stesso modo, il cloruro di alluminio (AlCl3) viene impiegato come catalizzatore nelle reazioni di Friedel-Crafts.

Il cloruro di ammonio (NH4Cl) trova impiego come fertilizzante e come elettrolita nelle batterie a cella secca. L’ione cloruro (Cl-) insieme all’ione fosfato, è un elettrolita presente nelle bevande energetiche utilizzato per mantenere costante la concentrazione degli elettroliti durante uno sforzo fisico.

Fluoruro e carie dentale

Fabrice Deseaux

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7 Gennaio 2021

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Il fluoruro e i suoi usi in chimica

Il fluoruro è un anione monoatomico con formula F^- che si ottiene dalla base coniugata dell’acido fluoridrico. Tra i fluoruri poco solubili ci sono quelli dei metalli alcalino-terrosi come il fluoruro di bario, calcio, magnesio, stronzio, piombo, scandio e litio.

Solubilità dei sali poco solubili

La solubilità di questi sali poco solubili dipende dal pH e aumenta al diminuire di quest’ultimo. Ad esempio, lo ione fluoruro idrolizza in acqua secondo l’equilibrio: F^- + H2O ⇌ HF + OH^-. Questo processo ha una costante di equilibrio di K_b = 1.5 x 10^-11.

Ruolo del fluoruro nella prevenzione della carie dentale

La carie dentale è causata dall’azione di batteri cariogeni che metabolizzano i carboidrati per produrre acidi organici, abbassando il pH e danneggiando lo smalto dei denti costituito principalmente da idrossiapatite, un sale poco solubile. Quando il pH scende sotto 5.5, si verifica la demineralizzazione dello smalto dentale.

Per prevenire la carie dentale, il fluoruro ha un ruolo importante poiché aiuta a rafforzare lo smalto dei denti e a contrastare l’azione dei batteri cariogeni. Questo è il motivo per cui il fluoruro è presente in molti dentifrici e nella fluorizzazione dell’acqua potabile.L’importanza della remineralizzazione dei denti attraverso l’azione tamponante è fondamentale per garantire la salute dentale. Durante questo processo, in presenza dello ione F-, si forma la fluorapatite, un composto meno solubile dell’idrossiapatite. Questo avviene principalmente grazie agli alimenti contenenti fluoro come pesce, frutti di mare, carne, cereali integrali e alcuni tipi di formaggio, che però spesso ne contengono quantità limitate.

In diverse parti del mondo, come in America del Nord e in Australia, l’acqua viene fluorizzata per favorire la prevenzione della carie dentale, anche se ci sono opinioni contrastanti sulla quantità ottimale da utilizzare. Tuttavia, in Europa questo processo non è comune nonostante i recenti studi dimostrino i benefici del fluoruro nelle acque nel ridurre l’incidenza delle carie, incluso nei denti da latte.

Per integrare il fluoro e favorire la remineralizzazione dei denti, molte persone si affidano all’uso di dentifrici al fluoro. Questi prodotti sono ampiamente diffusi e disponibili sul mercato, offrendo un’alternativa pratica per garantire la corretta igiene orale e la protezione dei denti.

Inchiostri: composizione

Fabrice Deseaux

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6 Gennaio 2021

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La storia e l’evoluzione degli inchiostri

Gli inchiostri sono essenziali per la registrazione della storia umana e sono stati utilizzati per secoli in varie forme. Sin dai tempi del Paleolitico, diversi popoli hanno creato inchiostri con ingredienti provenienti da piante, animali e minerali. I cinesi, ad esempio, conoscevano già l’inchiostro nel 23 ° secolo a.C. e lo utilizzavano per dipingere su seta e carta. Nel corso dei secoli, con l’avvento della stampa, la formulazione degli inchiostri è stata rivoluzionata per adattarsi a nuove esigenze e tecniche.

Composizione e caratteristiche degli inchiostri

Gli inchiostri sono composti da una serie di elementi che conferiscono loro diverse proprietà. I coloranti e i pigmenti sono responsabili del colore dell’inchiostro, con i pigmenti insolubili in acqua a fornire colori più intensi e duraturi. Gli stabilizzanti sono aggiunti per mantenere uniforme la miscela di pigmenti, garantendo un flusso regolare dell’inchiostro. I solventi, in base al tipo di inchiostro, aiutano a controllarne il tempo di asciugatura. Infine, vari additivi come regolatori di pH e riempitivi vengono utilizzati per ottimizzare le prestazioni dell’inchiostro.

Innovazioni nella composizione degli inchiostri

Con il passare del tempo, gli inchiostri hanno subito continue innovazioni per migliorare la loro qualità e adattarli a diversi scopi. La scoperta di nuovi stabilizzanti e solventi ha permesso di ottenere inchiostri sempre più performanti, con una maggiore resistenza all’usura e ai fattori esterni. L’introduzione di polimeri e altre sostanze avanzate ha contribuito a rendere gli inchiostri più efficienti e versatili.

Impatto ambientale e prospettive future

Negli ultimi anni, c’è stato un crescente interesse per gli inchiostri ecologici e sostenibili, che riducano l’impatto ambientale della loro produzione e smaltimento. Nuove formule di inchiostri a base di materiali biodegradabili e riciclati stanno emergendo sul mercato, spingendo verso una maggiore sostenibilità nel settore della stampa e della scrittura.

In conclusione, gli inchiostri hanno rappresentato un elemento fondamentale nella trasmissione delle conoscenze e della cultura umana nel corso dei secoli, e continuano a evolversi per soddisfare le esigenze del mondo moderno in maniera sempre più sostenibile ed efficiente.

Ossalati: idrolisi, usi

Fabrice Deseaux

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5 Gennaio 2021

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Ossalati: proprietà, idrolisi e utilizzi

Gli ossalati sono ioni poliatomici con la formula C2O4^2- derivanti dall’acido ossalico, il più semplice tra gli acidi bicarbossilici. Essi formano numerosi sali poco solubili, tra cui l’ossalato di cadmio, di calcio, di magnesio e di zinco.

Idrolisi

Lo ione ossalato subisce un processo di idrolisi secondo gli equilibri:
– C2O4^2- + H2O ⇌ HC2O4^- + OH^-
– HC2O4^- + H2O ⇌ C2O4^2- + OH^-
regolati dalle costanti K_b2 e K_b1.

Una soluzione contenente un ossalato solubile darà luogo a un’ idrolisi basica.

Ossalati in natura

Gli ossalati, in particolare l’ossalato di calcio, sono presenti nei vacuoli di molte piante come il rabarbaro, l’altea e la pastinaca, dove svolgono un ruolo difensivo contro gli erbivori. L’ossalato di calcio, insieme al fosfato di calcio, costituisce il 70% dei calcoli renali che si formano in soggetti predisposti, a seguito dell’assunzione di cibo ricco di calcio e di acido ossalico.

Usi

L’ossalato di calcio viene impiegato nella produzione di ceramiche. L’ossalato di stronzio, sottoposto al calore, si decompone dando luogo a un processo di reazione con formazione di ossido di stronzio, biossido di carbonio e monossido di carbonio ed è usato nei fuochi pirotecnici.

L’ossalato di bario, che conferisce una colorazione verde ai fuochi pirotecnici, è impiegato per le sue proprietà riducenti. Questi composti trovano applicazioni anche in ambito industriale, come nei fuochi pirotecnici.

L’utilizzo dell’ossalato di potassio nella fotografia e nella rimozione delle macchie di inchiostro

L’acido di potassio KHC2O4, noto anche come ossalato di potassio, trova impiego in svariati settori. In particolare, viene utilizzato nella fotografia, nella molatura del marmo e nella rimozione delle macchie di inchiostro.

Applicazioni dell’ossalato di ferro (III)

L’ossalato di ferro (III) Fe2(C2O4)3 ha diverse applicazioni, tra cui:

–

Dentifrici

: alcune formulazioni di dentifrici includono l’ossalato di ferro come ingrediente in grado di ridurre l’ipersensibilità dentinale.
–

Stampa fotografica

: l’ossalato di ferro è impiegato come elemento fotosensibile in alcuni processi di stampa fotografica.
–

Stampa al platino

: è utilizzato nel processo di stampa al platino.
–

Batterie litio-ferro

: funge da elettrodo positivo nelle batterie litio-ferro.
–

Reazioni radicaliche degli alcheni

: partecipa a reazioni radicaliche degli alcheni insieme al sodio boroidruro.

Utilizzo dell’ossalato di cobalto nella produzione di catalizzatori

L’ossalato di cobalto SrC2O4 è impiegato nella produzione di catalizzatori di cobalto, che trovano applicazioni in diversi processi chimici.

In definitiva, questi composti chimici giocano un ruolo cruciale in svariati settori, dimostrando l’importanza della chimica nella nostra quotidianità.

Elementi del blocco p: proprietà periodiche

Chimica

Fabrice Deseaux

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4 Gennaio 2021

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Elementi del blocco p: proprietà periodiche

Il blocco p della Tavola Periodica comprende gli elementi con gli elettroni più esterni nell’orbitale p, che può ospitare al massimo sei elettroni. Questi elementi si estendono dal gruppo 13 al gruppo 18 e presentano la configurazione elettronica ns² np^x (con x da 1 a 6). L’elio, con la configurazione 1s², è anche incluso in questo blocco insieme agli altri gas nobili.

Composizione del Blocco P

Il blocco p accoglie una varietà di elementi, inclusi metalli, non metalli e semimetalli. Questa diversità si riflette nei differenti comportamenti e livelli di reattività degli elementi del blocco.

Metalli nel Blocco P

Tra i metalli presenti nel blocco p troviamo:
–

Alluminio

–

Gallio

–

Indio

–

Tallio

–

Stagno

–

Piombo

–

Bismuto

Non Metalli nel Blocco P

I non metalli appartenenti al blocco p includono:
–

Elio

–

Carbonio

–

Azoto

–

Ossigeno

–

Fluoro

–

Neon

–

Fosforo

–

Zolfo

–

Cloro

–

Argon

–

Selenio

–

Bromo

–

Kripton

–

Iodio

–

Xeno

–

Radon

Semimetalli nel Blocco P

I semimetalli presenti sono:
–

Boro

–

Silicio

–

Germanio

–

Arsenico

–

Antimonio

–

Tellurio

–

Polonio

–

Astato

Proprietà Periodiche

Carattere Metallico

Il carattere metallico tende ad aumentare all’aumentare del numero atomico in un gruppo e a diminuire da sinistra a destra in un periodo.

Raggio Atomico

Il raggio atomico tende ad aumentare all’aumentare del numero atomico in un gruppo e a diminuire da sinistra a destra in un periodo.

Energia di Ionizzazione

La energia di ionizzazione è l’energia richiesta per rimuovere un elettrone da un atomo neutro. In generale, tende a diminuire all’aumentare del numero atomico in un gruppo e ad aumentare da sinistra a destra in un periodo.

I cambiamenti nella configurazione elettronica dei gruppi p

L’energia di ionizzazione è un processo che diminuisce lungo i gruppi a causa dell’aumento del raggio atomico, eccezioni possono verificarsi a causa della presenza di elettroni d e f con scarsa capacità di schermatura rispetto agli elettroni p.

Variazioni dell’elettronegatività

L’elettronegatività tende ad aumentare da sinistra a destra di un periodo e dal basso verso l’alto di un gruppo.

Numeri di ossidazione nei gruppi p

Gli elementi del blocco p presentano diversi numeri di ossidazione, con il numero massimo corrispondente al totale degli elettroni di valenza. A differenza degli elementi del blocco s, quelli del blocco p possono avere numeri di ossidazione negativi oltre ai positivi. Ad esempio, gli alogeni hanno una forte tendenza ad acquisire un elettrone per raggiungere l’ottetto atomico, presentando spesso un numero di ossidazione pari a -1.

Nella tabella sono riportate le configurazioni elettroniche, il numero di ossidazione massimo e altri numeri di ossidazione dei gruppi del blocco p.

Quando si considerano gli elementi più pesanti dei gruppi 13, 14, 15 e 16, si osserva l’effetto della coppia inerte: una minore reattività degli elettroni nel livello s esterno. Questo porta a una maggiore stabilità dei numeri di ossidazione due unità inferiori al massimo possibile per gli elementi del gruppo.

Pertanto, gli elettroni ns^2, in particolare 5s^2 e 6s^2 degli elementi metallici dopo il secondo e terzo periodo dei metalli di transizione, sono meno reattivi. Di conseguenza, elementi come indio e tallio, piombo e stagno, antimonio e bismuto, e a volte tellurio e polonio, appartenenti ai gruppi 13, 14, 15 e 16, possono presentare numeri di ossidazione più stabili, inferiori di due unità rispetto al massimo possibile.

Proprietà distintive dei primi elementi del blocco p

Nel contesto dei gruppi p della tavola periodica, gli elementi presentano una proprietà anomala per il primo membro di ciascun gruppo. Questa particolarità è dovuta alle dimensioni più ridotte, all’alta energia di ionizzazione, all’elevata elettronegatività e alla mancanza di orbitali d. Ad esempio, il boro, il primo elemento del gruppo 13, si comporta come un semimetallo, mentre i successivi elementi sono metalli reattivi. Inoltre, il boro mostra una relazione diagonale con il silicio del gruppo 14, con ossidi simili nella loro natura acida. Entrambi formano idruri covalenti idrolizzabili. Similmente, il carbonio nel gruppo 14 agisce come un non metallo, consentendo la formazione di legami multipli in contrasto con gli altri membri del gruppo.

Particolarità dei gruppi 15, 16 e 17

Nel gruppo 15, l’azoto si distingue dagli altri elementi del gruppo poiché può formare legami multipli, presentandosi come un gas biatomico. Anche nel gruppo 16, l’ossigeno si comporta in modo unico essendo un gas biatomico e formando legami idrogeno grazie alla sua elevata elettronegatività. Infine, nel gruppo 17, il fluoro, l’elemento più elettronegativo, mostra comportamenti distinti rispetto agli altri elementi del gruppo, formando legami a idrogeno e possedendo unicamente numero di ossidazione -1.

Forme allotropiche degli elementi del blocco p

Gli elementi appartenenti ai gruppi 13, 14, 15, 16 e 17 possono manifestarsi in diverse forme allotropiche che differiscono per le proprietà fisiche e chimiche. Ad esempio, il boro può presentarsi in forme come il boro α-romboedrico o β-tetragonale, mentre il carbonio può esistere come diamante, grafite, grafene, fullereni o nanotubi di carbonio. Allo stesso modo, il fosforo può assumere le forme di fosforo bianco, rosso o nero, e l’ossigeno può esistere come ossigeno biatomico o ozono, mostrando variazioni nelle sue caratteristiche a seconda della forma allotropica presente.

In sintesi, le proprieta anomale degli elementi del blocco p nella tavola periodica li rendono unici e interessanti per lo studio della chimica e delle loro applicazioni in diversi campi scientifici.

Gli elementi del blocco s: caratteristiche, reazioni

Fabrice Deseaux

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3 Gennaio 2021

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Gli elementi del blocco s: caratteristiche, reazioni

Gli elementi del blocco s nella Tavola Periodica sono caratterizzati dagli elettroni più esterni situati nell’orbitale s. Questi elementi possono appartenere a due gruppi: il gruppo 1 con configurazione ns1 e il gruppo 2 con configurazione ns2.

Caratteristiche degli Elementi del Blocco s

– Sono metalli teneri con basso punto di fusione e di ebollizione.
– Buoni conduttori di calore e elettricità.
– Sono altamente reattivi e non si trovano in natura allo stato nativo a causa della loro elevata reattività.
– Presentano un raggio atomico maggiore rispetto agli elementi dello stesso periodo.
– Tendono a formare composti ionici.
– Hanno basse energie di ionizzazione ed elettronegatività.
– Agiscono come agenti riducenti.

Il Gruppo dei Metalli Alcalini

Il gruppo 1 include l’

idrogeno

, che si distingue dagli altri elementi del gruppo, e i

metalli alcalini

come il litio, il sodio, il potassio, il rubidio, il cesio e il francio. Questi elementi reagiscono con l’acqua formando idrossidi secondo la reazione: 2 Me + 2 H2O → 2 MeOH + H2.

Il Gruppo dei Metalli Alcalino-terrosi

Il gruppo 2 comprende i

metalli alcalino-terrosi

come il berillio, il magnesio, il calcio, lo stronzio, il bario e il radio.

Analogie tra Elementi Diagonalmente Adiacenti

Nella Tavola Periodica, alcune coppie di elementi diagonali di periodi successivi mostrano analogie chimiche e chimico-fisiche. Ad esempio, il litio del Gruppo 1 del secondo periodo condivide similitudini con il magnesio del Gruppo 2 del terzo periodo e il berillio con l’alluminio.

Le relazioni diagonali sono dovute alla similitudine nelle dimensioni degli ioni e nel rapporto carica-raggio degli elementi.

Sintetizzando, gli elementi del blocco s presentano diverse caratteristiche e comportamenti comuni, rendendoli una parte importante della Tavola Periodica e della chimica in generale.

Metalli alcalini e metalli alcalino-terrosi: le differenze principali

I metalli alcalini e i metalli alcalino-terrosi presentano differenze significative tra loro, le quali sono principalmente legate al numero di elettroni di legame, all’energia di ionizzazione, al raggio atomico e all’elettronegatività. Di seguito sono elencate le principali differenze tra i metalli del gruppo 1 e quelli del gruppo 2:

Configurazione elettronica

– I metalli alcalini presentano una configurazione ns¹, ovvero un solo elettrone di legame.
– I metalli alcalino-terrosi presentano una configurazione ns², cioè due elettroni di legame.

Valenza

– I metalli alcalini sono monovalenti.
– I metalli alcalino-terrosi sono bivalenti.

Elettronegatività

– I metalli alcalini sono meno elettronegativi.
– I metalli alcalino-terrosi sono più elettronegativi.

Idrossidi

– Gli idrossidi dei metalli alcalini sono basi forti e solubili.
– Gli idrossidi dei metalli alcalino-terrosi sono basi deboli e meno solubili.

Carbonati

– I carbonati dei metalli alcalini sono solubili in acqua.
– I carbonati dei metalli alcalino-terrosi sono poco solubili in acqua.

Nitrati

– I nitrati dei metalli alcalini si decompongono in presenza di calore formando ossigeno.
– I nitrati dei metalli alcalino-terrosi si decompongono in presenza di calore formando ossigeno e biossido di azoto.

Reazioni con azoto e carbonio

– I metalli alcalini non si combinano direttamente con l’azoto o il carbonio.
– I metalli alcalino-terrosi si combinano con l’azoto per formare nitruri e con il carbonio per formare carburi.

Solubilità dei sali

– I metalli alcalini formano generalmente sali solubili.
– I metalli alcalino-terrosi formano sali poco solubili, tra cui solfati, fosfati, fluoruri, cromati e ossalati.

Composti idrati

– I metalli alcalini non formano composti idrati.
– I metalli alcalino-terrosi formano composti idrati.

Queste differenze rivelano le peculiarità di questi due gruppi di metalli e le diverse interazioni che essi hanno con altri elementi e composti chimici. La comprensione di tali distinzioni è fondamentale per lo studio e l’applicazione pratica della chimica.

Elementi del 4° Periodo: proprietà periodiche

Fabrice Deseaux

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2 Gennaio 2021

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Elementi del 4° Periodo: proprietà periodiche

Gli Elementi del Quarto Periodo nella Tavola Periodica vanno dal Potassio al Kripton e sono caratterizzati da 18 gruppi. Questo periodo è particolare in quanto presenta per la prima volta elementi che contengono elettroni nell’orbitale d.

Caratteristiche degli Elementi del 4° Periodo

Nella Tavola Periodica, il 4° Periodo inizia con il Potassio e si estende fino al Kripton. Gli Elementi di questo periodo mostrano variazioni nelle proprietà chimiche e fisiche in base alla loro posizione nella tavola.

Configurazione Elettronica ed Altre Proprietà

– Il Calcio ha una configurazione elettronica di [Ar] 4s², con un’energia di ionizzazione di 590 kJ/mol, un’ elettronegatività di 1.00 e un raggio atomico di 197 pm.
– Il Cromo, con configurazione [Ar] 3d⁵ 4s¹, ha un’energia di ionizzazione di 653 kJ/mol, un’ elettronegatività di 1.66 e un raggio atomico di 125 pm.
– Il Ferro ha una configurazione elettronica di [Ar] 3d⁶ 4s², con un’energia di ionizzazione di 759 kJ/mol, un’ elettronegatività di 1.83 e un raggio atomico di 124 pm.

Conclusioni

Il 4° Periodo della Tavola Periodica ospita una serie di elementi con diverse configurazioni e proprietà, influenzando il loro comportamento chimico e fisico. Studiare questi elementi è essenziale per comprendere le relazioni periodiche e le interazioni tra gli atomi.

Elementi del 4° Periodo della Tavola Periodica

Il quarto periodo della tavola periodica contiene diversi elementi con caratteristiche uniche. Questo periodo ospita due elementi del blocco s, come il potassio e il calcio, dieci elementi del blocco d, che includono i metalli di transizione, e infine sei elementi del blocco p.

Proprietà periodiche degli elementi del 4° Periodo

Energia di ionizzazione

L’energia di ionizzazione aumenta da sinistra a destra nel 4° Periodo, ma non in modo costante. Gli elementi del blocco d presentano valori minori a causa della vicinanza tra gli elettroni 3d e 4s.

Elettronegatività

L’elettronegatività cresce da sinistra a destra nel 4° Periodo, con l’eccezione del manganese e dello zinco.

Raggio atomico

Il raggio atomico diminuisce da sinistra a destra nel 4° Periodo. Questo è dovuto all’aumento del numero di protoni, e di conseguenza, della carica nucleare effettiva. Gli elettroni sono attratti dal nucleo in modo più intenso man mano che si spostano da sinistra a destra, diminuendo così le dimensioni atomiche.

Timina: derivati, basi azotate

Fabrice Deseaux

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30 Dicembre 2020

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La Struttura della Timina e la Sua Importanza nel DNA

La timina è un tipo di eterociclo aromatico di tipo pirimidinico con due gruppi chetonici legati agli atomi di carbonio 2 e 4. È una delle basi azotate pirimidiniche fondamentali presenti nel DNA, insieme alla citosina. Questa base azotata è stata isolata per la prima volta nel 1893 da Albrecht Kossel e Albert Neumann dai tessuti del timo di vitello.

Complementarietà delle Basi nel DNA

Nel DNA, i due filamenti complementari di nucleotidi sono legati tramite legame a idrogeno tra le basi azotate che sono rivolte verso il centro. Esse formano coppie secondo un criterio di complementarietà delle basi: una base pirimidinica si appaia con una base purinica per formare coppie di basi di uguale lunghezza. Ad esempio, adenina si appaia con timina, formando due legami a idrogeno, mentre guanina si appaia con citosina, formando tre legami a idrogeno.

Derivati della Timina

La timina si lega al desossiribosio per formare la timidina, presente in tutti gli organismi viventi e costituente circa il 25% del DNA. Nell’RNA, dove al posto della timina è presente l’uracile, si trova l’uridina. Grazie all’enzima timidina-chinasi-1, appartenente alla classe delle transferasi, la timina può legarsi a un gruppo fosfato, formando il timidinmonofosfato (dTMP) e, successivamente, il timidinadifosfato (dTDP) e il timidinatrifosfato (dTTP). Quest’ultimo, insieme agli altri desossinucleosidi trifosfati, costituisce la struttura del DNA.

Alchilazione delle ammine: meccanismo

Fabrice Deseaux

-

30 Dicembre 2020

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Reazione di Alchilazione delle Ammine: Meccanismo e Resa

L’alchilazione delle ammine rappresenta una tipica reazione che coinvolge ammoniaca o ammine primarie o secondarie con alogenuri alchilici per produrre ammine maggiormente sostituite.

Meccanismo della Reazione

Le ammine, grazie al doppietto elettronico solitario sull’azoto, si comportano da nucleofili nei confronti degli alogenuri alchilici, dando origine a una reazione di sostituzione nucleofila di tipo SN2. In questo contesto, il carbonio legato all’alogenuro alchilico viene attaccato dal nucleofilo, generando un intermedio in cui si rompe il legame carbonio-alogeno e si forma il legame tra l’azoto e il carbonio.

Ad esempio, durante la reazione dell’etilammina con il bromometano, si forma un sale di ammonio quaternario seguito da una reazione acido-base che porta alla formazione dell’etilmetilammina, una ammina secondaria.

Resa della Reazione

Nonostante la reazione proceda in modo rapido e in condizioni blande, la sua resa è generalmente bassa. Ciò è dovuto alla presenza di gruppi alchilici che conferiscono maggiore nucleofilia all’azoto, portando alla formazione di prodotti diversi. In particolare, l’etilmetilammina può reagire ulteriormente con il bromometano per formare etildimetilammina, una ammina terziaria.

Data la scarsa selettività della reazione, è spesso necessaria la separazione dei diversi prodotti formati. A livello industriale, per contenere i costi e aumentare l’efficienza, si preferisce utilizzare alcoli al posto degli alogenuri alchilici per condurre l’alchilazione delle ammine. Gli alcoli sono non solo meno costosi degli alogenuri alchilici, ma permettono anche una maggiore controllo sulle reazioni e sui prodotti ottenuti.

Orbitali di tipo d: forma, separazione del campo dei leganti

Fabrice Deseaux

-

29 Dicembre 2020

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Orbitali di tipo d: forma, separazione del campo dei leganti

Orbitali di tipo d si distinguono dagli orbitali di tipo s e p per il numero quantico secondario pari a 2. Questo numero quantico secondario ha un massimo valore di n-1, dove n è il numero quantico principale, quindi gli atomi che possiedono orbitali di tipo d devono avere un numero quantico principale di almeno 4. Gli elementi del 4° Periodo, ad eccezione di potassio e calcio, presentano elettroni negli orbitali d.

Caratteristiche degli Orbitali d

Poiché gli orbitali d hanno l = 2, il numero quantico magnetico assume valori da -2 a +2. Si possono individuare 5 orbitali degeneri di tipo d, ovvero d_z², d_xy, d_xz, d_yz, d_x²_-y². Questo implica che possono esserci al massimo 10 elettroni nei orbitali d.

Per gli orbitali d_xy, d_xz, d_yz, la massima probabilità di trovare gli elettroni è a 45° rispetto agli assi cartesiani. Mentre per gli orbitali d_{x2- y2}, d_z2, la massima probabilità è lungo gli assi.

Effetti del Campo dei Leganti

Quando un ione è circondato da un campo di cariche negative di simmetria sferica, gli orbitali d subiscono un aumento di energia a causa dell’effetto repulsivo. In un campo di simmetria ottaedrica, gli elettroni d vengono respinti dalle cariche puntiformi, causando un effetto destabilizzante che dipende dalla forma del complesso e dalla direzionalità degli orbitali d.

Separazione del Campo dei Leganti

Gli elettroni d, inizialmente degeneri, si suddividono in due gruppi:
– un gruppo costituito dagli orbitali d_{x2- y2}, d_z2, doppiamente degeneri ad energia maggiore (eg).
– un secondo gruppo tre volte degeneri costituito dagli orbitali d_xy, d_xz, d_yz, a energia minore (t2g).

L’aumento dell’energia degli orbitali d_{x2- y2}, d_z2, corrisponde a un abbassamento di energia degli orbitali d_xy, d_xz, d_yz, mantenendo costante l’energia media complessiva degli orbitali.

Il concetto di separazione del campo dei leganti

La separazione del campo dei leganti, indicata comunemente con Δ e nel caso di simmetria ottaedrica con Δo, rappresenta la misura della repulsione elettrostatica tra gli elettroni dell’ione metallico e le cariche puntiformi dei leganti.

Fattori che influenzano il valore di Δ

Ci sono diversi fattori che influenzano il valore di Δ:

– Tipo e dimensioni del legante
– Forza di legame tra il legante e l’ione metallico
– Geometria e numero di coordinazione del complesso
– Numero di ossidazione del catione metallico

Classificazione dei leganti

I leganti possono provocare diverse intensità nella separazione del campo cristallino. Quelli che generano un alto valore di Δ sono definiti leganti a campo forte, mentre quelli che causano un Δ inferiore sono considerati leganti a campo debole.

Serie spettrochimica

In base alla loro capacità di indurre una separazione nel campo cristallino, i leganti vengono classificati in varie categorie all’interno della serie spettrochimica. Questa serie offre un modo per organizzare e comprendere meglio il comportamento dei leganti in relazione alla separazione del campo cristallino.

Esercizi sulle leggi dei gas

Fabrice Deseaux

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28 Dicembre 2020

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Leggi dei gas: concetti fondamentali della stechiometria chimica

Le leggi dei gas, come la legge di Boyle, la prima e la seconda legge di Gay-Lussac, l’equazione di stato dei gas e la legge di Avogadro, sono fondamentali per risolvere i problemi di stechiometria in chimica.

Esercizio 1: calcolo del numero di molecole di azoto in un recipiente

Per esempio, se dobbiamo calcolare il numero di molecole di azoto in un recipiente di 985 mL alla temperatura di 0 °C e alla pressione di 1.00 × 10^-6 mm Hg, possiamo applicare l’equazione di stato dei gas. Dopo le opportune conversioni, il calcolo porta a un risultato di 3.49 × 10¹³ molecole di azoto.

Esercizio 2: calcolo del volume occupato da un gas in condizioni standard

Un’altra situazione comune è calcolare il volume occupato da un gas in condizioni standard. Ad esempio, se un campione di anidride solforosa occupa un volume di 652 mL alla temperatura di 40°C e alla pressione di 720 mm Hg, il volume occupato dal gas in condizioni standard è calcolato essere di 0.539 L.

Esercizio 3: calcolo del volume di gas in condizioni di pressione e temperatura costanti

In un altro scenario, se 2.45 moli di argon occupano un volume di 8.90 L, possiamo calcolare il volume occupato da 2.10 moli dello stesso gas nelle stesse condizioni di pressione e temperatura. Applicando l’equazione di stato dei gas ideali, si ottiene che il volume occupato è di 7.63 L.

Esercizio 4: calcolo del numero di palloni di gas riempibili

Infine, possiamo calcolare il numero di palloni di gas da 5.0 L che possono essere riempiti partendo da un contenitore di 20.0 L riempito con elio alla pressione di 150 atm e alla temperatura di 30°C. Applicando la legge combinata dei gas, si arriva al risultato di 288 palloni riempibili.

Esercizio 5: variazione di temperatura di un campione di argon

Un’altra applicazione pratica delle leggi dei gas è calcolare la variazione di temperatura di un campione di argon che passa da una pressione di 720 mm Hg e un volume di 1.00 L alla temperatura di 20°C, alla pressione di 360 mm Hg e un volume di 2.14 L. Il calcolo porta a una variazione di temperatura di 21.0°C.

In conclusione, comprendere e applicare le leggi dei gas è essenziale per risolvere i problemi di stechiometria chimica e comprendere il comportamento dei gas in diversi contesti.