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Biossido di manganese: preparazione, reazioni

Fabrice Deseaux
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Biossido di manganese: preparazione, reazioni

Il biossido di manganese MnO2 è un solido nero poco solubile in acqua ma solubile negli acidi che viene estratto dalla pirolusite. Questo composto ha una lunga storia di utilizzo che risale a 17.000 anni fa nel periodo paleolitico superiore, quando veniva impiegato dagli uomini dell’età della pietra come pigmento per le loro pitture rupestri.

Storia e Utilizzi del Biossido di Manganese

Gli egizi e i romani utilizzavano minerali contenenti manganese nella fabbricazione del vetro per conferire sfumature rosa, viola e nere. Nel 1816, un ricercatore tedesco osservò che il manganese aumentava la durezza del ferro senza comprometterne la flessibilità o la resistenza. Successivamente, nel 1868, Georges Leclanché sviluppò la pila con biossido di manganese.

Preparazione del Biossido di Manganese

Per ottenere il biossido di manganese puro, è possibile far reagire il permanganato di potassio con il solfato di manganese (II) secondo la reazione di comproporzione:

2 KMnO4 + 3 MnSO4 + 2 H2O → 5 MnO2 + K2SO4 + 2 H2SO4

Altri metodi per ottenere il biossido di manganese includono l’ossidazione di un sale di manganese (II) utilizzando un agente ossidante come il perossidisolfato, o attraverso la decomposizione termica del nitrato di manganese (II) o del carbonato di manganese (II).

Reazioni del Biossido di Manganese

A causa dei vari numeri di ossidazione del manganese che vanno da -3 a +7, il biossido di manganese, con manganese a +4, può subire sia riduzione che ossidazione. Ad esempio, può essere ridotto a manganese metallico dal coke o dall’alluminio.

Il biossido di manganese può anche essere ridotto a solfato di manganese (II) in presenza di acido solforico concentrato a caldo o reagire con il cloruro di idrogeno per essere ridotto a manganese (II).

In conclusione, il biossido di manganese ha una vasta gamma di applicazioni e proprietà chimiche che lo rendono un composto versatile e importante in svariati settori industriali.

La Preparazione del Cloro Gassoso

Il cloro gassoso può essere isolato attraverso una reazione che coinvolge il biossido di manganese come segue:
*MnO2 + 4 HCl → 2 MnCl2 + Cl2 + 2 H2O.*

In un ambiente basico, il biossido di manganese subisce un’ossidazione a manganato secondo la reazione:
*2 MnO2 + 4 KOH + O2 → 2 K2MnO4 + 2 H2O.*

Usi del Diossido di Manganese

Il diossido di manganese trova numerosi impieghi come catalizzatore in diverse reazioni chimiche. Ad esempio, catalizza la decomposizione del perossido di idrogeno:
*2 H2O2 → 2 H2O + O2*, riducendo l’energia di attivazione da 75 kJ/mol a 58 kJ/mol e rendendo la reazione significativamente più veloce a 20°C.

Un altro processo in cui il biossido di manganese svolge la funzione di catalizzatore è la decomposizione termica del clorato di potassio:
*2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2.*

Attualmente, il biossido di manganese è ampiamente impiegato nelle pile Leclanché, che sono comunemente utilizzate in diversi dispositivi elettronici. Se desideri approfondire l’argomento del cloro e dei suoi metodi di preparazione, puoi consultare ulteriori informazioni su [Chimica Today](https://chimica.today/chimica-generale/cloro-metodi-di-preparazione).

Il cromo e i suoi colori- Cromato, bicromato, complessi

Fabrice Deseaux
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Il cromo e i suoi colori- Cromato, bicromato, complessi

Il è un metallo di transizione il cui nome deriva dal greco χρῶμα, che significa colore, a causa delle varie tinte particolarmente vivaci che caratterizzano i suoi composti. Si tratta di un metallo resistente alla corrosione, di colore grigio acciaio, duro e lucido, che fonde con difficoltà. Presenta numeri di ossidazione che variano da -4 a +6, anche se i più comuni sono +2, +3 e +6.

Proprietà del cromo

Il cromo mostra uno stato di ossidazione +6 instabile, con i suoi composti che agiscono come agenti ossidanti e tendono a ridursi a sali di cromo (III). Come molti metalli del blocco d, come ad esempio il manganese, anche i composti del cromo presentano varie colorazioni attribuite alla diversa ossidazione.

Composti colorati del cromo

Il cromo forma diversi composti colorati, come ad esempio l’ossido di cromo (II) di colore nero, l’ossido di cromo (III) utilizzato come pigmento per il suo colore verde, e l’ossido di cromo (IV) di colore rosso scuro. I colori derivanti dal cromo sono apprezzati fin dai tempi antichi, ad esempio i rubini, che contengono ossido di alluminio drogato con cromo, e gli smeraldi, che devono il loro colore verde alle tracce di cromo in un reticolo di ossido di alluminio.

Cromo e ossidazione

Tra i composti più noti, troviamo l’ossido di cromo nero (IV) utilizzato in passato nei nastri magnetici per le sue proprietà ferromagnetiche e il pentacloruro di fluoro CrF5, un solido rosso instabile. I sali più caratteristici includono il CrO42- di colore giallo e il bicromato Cr2O72- di colore arancio, entrambi con cromo in stato di ossidazione +6. Il cloruro di cromo (III) presenta una colorazione viola se anidro e verde scuro se esaidrato.

Infine, l’ossido di cromo (III), conosciuto anche come verde cromo, cambia colore in giallo quando riscaldato con carbonato e nitrato di potassio, formando il cromato di potassio K2CrO4 in cui il cromo si trova in stato di ossidazione VI.

L’ossido di cromo (VI) e i suoi usi

L’ossido di cromo (VI), con la formula CrO3, è un ossido acido di colore rosso. Le sue soluzioni acquose sono conosciute come acido cromico e vengono utilizzate in diverse reazioni chimiche. Ad esempio, con l’aggiunta di acido solforico diluito, diventa il reagente di Jones, che è impiegato per convertire gli in chetoni o .

Il dicromato di potassio acido è un altro composto utilizzato in chimica organica per scopi simili. Una soluzione di esso in acido solforico, conosciuta come miscela cromica, è particolarmente efficace nel pulire la vetreria sporca grazie al suo potere ossidante elevato.

Complessi di cromo e le loro proprietà

Il cromo, con numero di ossidazione +3, ha la capacità di formare diversi , che mostrano colorazioni varie a seconda dei leganti presenti. Questo fenomeno è legato alla configurazione dei metalli di transizione, che danno origine a complessi colorati.

Le proprietà del cromo (III) consentono di isolare una vasta gamma di composti di coordinazione, rendendolo uno dei metalli preferiti dai chimici studio dei composti di coordinazione come Alfred Werner.

In soluzione, l’ione Cr3+ forma il complesso [Cr(H2O)6]3+ nota come esaacquocromo (III) di colore violetto. Altri complessi come [Cr(OH)6]3- (esaidrossocromato), [Cr(CN)6]3- (esacianocromato), [Cr(NH3)6]3+ (esamminocromo) e [CrF6]3- (esafluorcromato) mostrano colorazioni diverse come verde, giallo e verde, rispettivamente.

Ossido di vanadio (V): reazioni, sintesi, usi

Fabrice Deseaux
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Ossido di vanadio (V): reazioni, sintesi, usi

Ossido di Vanadio: Caratteristiche e Applicazioni

L’ossido di vanadio (V), noto anche come pentossido di bivanadio o anidride vanadica, è un solido di colore giallo-arancio, poco solubile in acqua e ha la formula V2O5. Questo composto si trova raramente in natura, come nel caso del minerale shcherbinaite.

Proprietà e Utilizzo

L’ossido di vanadio è una fonte termicamente stabile di vanadio altamente insolubile, utilizzata in applicazioni legate al vetro, all’ottica e alla ceramica. Tuttavia, uno degli utilizzi principali di questo composto è come catalizzatore nella dell’acido solforico, catalizzando la trasformazione dell’anidride solforosa in anidride solforica.

Struttura e Reazioni

La struttura dell’ossido di vanadio vede ciascun atomo di vanadio legato a due atomi di ossigeno tramite un doppio legame, mentre un atomo di ossigeno è legato ad entrambi gli atomi di vanadio. Dal punto di vista delle reazioni, l’ossido di vanadio viene classificato come ossido anfotero, reagendo con basi e acidi non in differenti modi.

Sintesi e Usi Industriali

Per la sua produzione, l’ossido di vanadio viene ottenuto tramite di metavanadato di . Questo composto è largamente impiegato in processi industriali come catalizzatore. Ad esempio, nel processo di contatto per la produzione di acido solforico, l’ossido di vanadio viene utilizzato per ossidare l’anidride solforosa in anidride solforica.

Applicazioni Specifiche

Oltre all’utilizzo nell’industria dell’acido solforico, il pentossido di vanadio trova impiego nell’ossidazione dell’etanolo all’etanale e nella produzione di anidride ftalica, acido ossalico e altri composti di interesse industriale. Particolarmente interessante è il suo impiego nella catalisi ossidativa delle aldeidi in presenza di , un metodo efficiente caratterizzato da condizioni blande, tempi brevi e costi ridotti.

In conclusione, l’ossido di vanadio è un composto versatile con numerose applicazioni industriali, soprattutto nel campo della catalisi e della sintesi di composti chimici di rilevanza economica.

Ferro: ottenimento, composti, usi

Fabrice Deseaux
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Ferro: ottenimento, composti, usi

Il Ferro: un Metallo dalla Storia Millenaria

Il ferro è un metallo di transizione appartenente al gruppo 8 e al 4° periodo nella tavola periodica degli elementi, con configurazione elettronica [Ar] 3d^6, 4s^2. Uno dei suoi tratti distintivi è la propensione ad arrugginire in presenza di aria umida, un processo chimico ben noto.

Storia e Origine del Ferro

La storia del ferro si perde nella notte dei tempi, con evidenze che suggeriscono che i Sumeri e gli Egizi già nel 4000 a.C. utilizzassero il ferro recuperato dalle meteoriti per forgiare lance, pugnali e ornamenti. Fu solo nel 1200 a.C., durante l’età del ferro, che popolazioni dell’Asia Minore cominciarono a estrarre il ferro dai minerali, mantenendo segreta questa tecnica di lavorazione.

Presenza Naturale e Composti del Ferro

In natura, il ferro si trova in diversi minerali come ematite (Fe2O3), magnetite (Fe3O4), limonite (FeO(OH)), siderite (FeCO3) e pirite (FeS2). I numeri di ossidazione più comuni per il ferro sono +2 e +3, ma può variare da -2 a +7. Il ferro condivide molte proprietà con altri metalli di transizione, in particolare con elementi come il rutenio e l’osmio.

Ottenimento del Ferro

Per ottenere il ferro dai minerali, si utilizzano processi siderurgici in cui i minerali vengono ridotti con carbone in altiforni refrattari. Attraverso reazioni esotermiche con l’ossigeno, il carbone produce monossido di carbonio che a sua volta reagisce con gli ossidi di ferro, dando vita al metallo ferroso.

Reazioni e Composti del Ferro

Il ferro forma numerosi composti con differenti colorazioni, come l’ossido di ferro (II) nero e altri che presentano sfumature caratteristiche. Un esempio è il Blu di Prussia, un composto di ferrocianuro noto per la sua intensa colorazione blu.

In conclusione, il ferro rimane uno dei metalli più importanti nella storia dell’umanità, presente in molteplici contesti e con una vasta gamma di applicazioni, dalla metallurgia all’industria chimica.

Il ruolo del Ferro nella Chimica

Il solfato di ferro (II) eptaidrato FeSO4∙ 7 H2O di colore verde, insieme al potassio esacianoferrato (II) K4Fe(CN)6, il potassio esacianoferrato (III) K3Fe(CN)6 di colore rosso, il tiocianato di ferro (III) Fe(SCN)3 di colore rosso e il ferro (III)esacianoferrato Fe4[Fe(CN)6]3 noto come blu di Prussia sono alcuni dei composti di ferro più conosciuti.

del Ferro

Il ferro forma numerosi composti di coordinazione come il trisossalatoferrato(III) di potassio K3[Fe(C2O4)3], l’eme presente nell’ e il ferrocene Fe(C5H5)2.

Utilizzo del Ferro come Catalizzatore

Il ferro è ampiamente impiegato come catalizzatore in vari processi chimici, tra cui la , una delle reazioni più significative del secolo scorso.

Reazioni Catalizzate dal Ferro

La reazione tra il perossidisolfato e lo ioduro è catalizzata sia dall’ione Fe2+ che dall’ione Fe3+, producendo 2 SO4^2- + I2.

La reazione avviene in due stadi, con la riduzione del perossidisolfato e l’ossidazione dello ioduro con l’ione Fe2+ o Fe3+ a seconda della fase della reazione.

Usi del Ferro

Attualmente, il ferro è impiegato nella produzione dell’acciaio, dove può essere legato a , nichel, silicio, e niobio per conferire specifiche proprietà metalliche.

Grazie alle sue proprietà magnetiche, il ferro è utilizzato per creare magneti permanenti ed elettromagneti in diversi settori.

Idrogeno: isotopi, sintesi, usi

Fabrice Deseaux
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Idrogeno: isotopi, sintesi, usi

L’Idrogeno: un Elemento Chiave della Tavola Periodica

L’idrogeno è considerato l’elemento più basilare della tavola periodica, trovandosi al primo posto nel primo gruppo e periodo. La sua configurazione elettronica è 1s1, con una massa atomica di 1,00784 u. Nonostante faccia parte del 1° Gruppo, la chimica dell’idrogeno si distingue nettamente da quella dei metalli alcalini che condivide il gruppo.

La e la Scoperta dell’Idrogeno

L’idrogeno fu scoperto nel 1671 dal chimico irlandese Robert Boyle durante una reazione tra il ferro e un acido. Tuttavia, fu solo nel 1766 che l’inglese Henry Cavendish identificò l’idrogeno come una sostanza distintiva, chiamandola “aria infiammabile”. Questo gas, attraverso la combustione, produce vapore acqueo, il che portò il chimico francese Antoine Lavoisier a coniare il suo nome, derivato dal greco, che significa “creatore di acqua”.

Gli Isotopi dell’Idrogeno

L’idrogeno esiste in tre isotopi principali:
– Protio (1H)
– Deuterio (2H o D)
– Tritio (3H o T)

Il deuterio è stato ottenuto per la prima volta dal chimico statunitense Harold Clayton Urey nel 1931 attraverso distillazioni dell’idrogeno liquido, mentre il trizio, con una rarissima presenza naturale, fu sintetizzato per la prima volta nel 1934 tramite una reazione nucleare. Il deuterio, in particolare, ha un’abbondanza dello 0,0115%.

Utilizzi e Applicazioni dell’Idrogeno

L’idrogeno, essendo un elemento molto versatile, può formare legami chimici in vari modi:
– Come ione H+ in composti acidi come l’acido di Lewis
– Formando con metalli alcalini o alcalino-terrosi
– Condividendo elettroni per formare legami con altri atomi

L’ampia applicazione dell’idrogeno nella chimica e in vari processi industriali lo rende un elemento essenziale per numerosi settori. Alcuni dei suoi isotopi, come il deuterio, trovano impiego anche in ambito scientifico e tecnologico, offrendo un contributo significativo in diversi campi di ricerca.

Il Ruolo dell’Idrogeno: Produzione e Applicazioni

L’

idrogeno

è un elemento chimico versatile che svolge un ruolo essenziale in diversi processi industriali e applicazioni tecnologiche. La sua produzione avviene attraverso varie reazioni, sia in laboratorio che a livello industriale, che sfruttano diverse materie prime e condizioni di reazione.

La Produzione dell’Idrogeno

In laboratorio, l’idrogeno può essere prodotto dalla reazione tra un metallo e un acido, come nel caso dell’equazione:

– Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g)

A livello industriale, invece, l’idrogeno può essere ottenuto tramite il processo del gas d’acqua, che prevede la reazione del coke e del vapore acqueo a elevate temperature secondo l’equazione:

– C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g)

Altre metodologie industriali per la produzione di idrogeno includono la conversione di monossido di carbonio attraverso catalizzatori a base di ossido di ferro, e .

Applicazioni dell’Idrogeno

L’idrogeno svolge un ruolo cruciale in diversi settori industriali. Viene impiegato nell’industria chimica per la produzione di ammoniaca, metanolo, concimi agricoli e prodotti petroliferi. In ambito metallurgico, l’idrogeno viene utilizzato per il trattamento dei metalli.

Un’altra importante applicazione dell’idrogeno è nelle reazioni di catalitica, utili per aumentare il grado di saturazione di composti organici.

Innovazioni Tecnologiche

Le ricerche attuali stanno indirizzandosi sempre di più verso l’utilizzo dell’idrogeno in nuove tecnologie energetiche. Motori a combustione interna e pile a combustibile rappresentano campi di grande interesse per l’impiego dell’idrogeno come vettore energetico pulito e sostenibile.

In conclusione, l’idrogeno rimane un elemento cruciale per l’industria moderna, con applicazioni che spaziano dalla produzione di composti chimici all’utilizzo in tecnologie innovative per la produzione di energia pulita.

Reazioni del boro: con acidi, basi, alogeni

Fabrice Deseaux
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Reazioni del boro: con acidi, basi, alogeni

Il boro, appartenente al gruppo 3A della tavola periodica, si distingue dagli altri elementi del gruppo per la sua bassa reattività e la mancanza di proprietà metalliche. Questo raro elemento si trova comunemente sotto forma di borace nei depositi di evaporite che si formano dall’evaporazione di laghi stagionali.

Proprietà e reattività del boro

Il boro mostra una limitata reattività rispetto agli altri elementi del suo gruppo. Non reagisce con acido cloridrico o acido fluoridrico, ma può reagire con come l’acido nitrico, formando acido borico e biossido di azoto.

A temperatura ambiente, il boro non reagisce con l’acqua ma può reagire con l’ossigeno per formare ossido di boro, un processo esotermico con un ΔH di -1272 kJ/mol. Inoltre, a 700°C, il boro reagisce con il vapore acqueo per produrre ossido di boro e idrogeno.

Reazioni con basi e alogen

Il boro può reagire con l’idrossido di sodio concentrato per formare tetraidrossoborato e idrogeno, o con idrossido di sodio, ossigeno e acqua per produrre di sodio. Inoltre, il boro può reagire con il fluoro a temperatura ambiente per formare il fluoruro, e con altri a circa 400°C.

Altre reazioni e casi particolari

Il boro può reagire con l’acido fluoridrico o cloridrico a temperature elevate per formare alogenuri e idrogeno. Inoltre, a temperature elevate, può reagire con lo zolfo per produrre solfuro di boro e con il biossido di silicio per formare ossido di boro. Infine, a 930°C, il boro reagisce con il per generare solfuro di boro.

Queste reazioni delineano la particolare chimica del boro, evidenziando la sua reattività e le varie interazioni con diversi composti e elementi.

Reazioni del Boro in Ambiente Controllato

Il boro è un elemento chimico che può reagire in diversi modi a seconda delle condizioni ambientali e dei reagenti presenti. Di seguito, sono riportate alcune reazioni del boro in condizioni controllate:

Sintesi del Solfuro di Boro

In presenza di solfuro di carbonio, il boro reagisce formando solfuro di boro e grafite secondo l’equazione: 4 B + 3 CS2 → 2 B2S3 + 3 C.

Sintesi dell’Ossido di Boro

Con la presenza di monossido di carbonio a 1400°C, il boro reagisce producendo ossido di boro e grafite come segue: 2 B + 3 CO → B2O3 + 3 C.

Sintesi del Nitruro di Boro

Il , con la sua forma allotropica nota come borazone, può essere prodotto reagendo boro e azoto a 900-1000°C secondo l’equazione: 2 B + N2 → 2 BN. Allo stesso modo, trattando il boro con ammoniaca a 1000-1200°C si ottiene nitruro di boro e idrogeno: 2 B + NH3 → 2 BN + 3 H2.

Sintesi del Carburo di Boro

Il carburo di boro, un materiale ceramico estremamente duro, può essere formato dalla reazione tra boro e grafite a temperature superiori a 2000°C come indicato dall’equazione: 4 B + C → B4C.

Queste reazioni del boro mostrano la versatilità di questo elemento chimico e la sua capacità di formare una vasta gamma di composti in condizioni controllate.

Acido laurico: proprietà, usi

Fabrice Deseaux
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Acido laurico: proprietà, usi

Acido Laurico: Caratteristiche e Utilizzi

L’acido laurico è presente in vari grassi e oli, sia di origine vegetale che animale, e costituisce un componente significativo dell’ e dell’olio di palmisti. Scoperto nel 1842 da Theodor Friedrich Marsson, farmacista e botanico tedesco, l’acido laurico deve il suo nome all’odore sottile di alloro che emana.

La sua chimica lo rende un acido grasso saturo formato da una catena di 12 atomi di carbonio, con formula CH3(CH2)10COOH. Si presenta come un solido bianco, solubile in acqua e alcol, con un valore di pKa di 5.3 e una temperatura di fusione di circa 48.3°C.

Proprietà dell’Acido Laurico

L’acido laurico è solubile in acqua e alcol e possiede un caratteristico odore di olio di alloro. È spesso presente in grassi e oli insieme ad altri acidi grassi saturi con un numero pari di atomi di carbonio come l’, l’ e l’acido stearico. In laboratorio, viene utilizzato per determinare il peso molecolare di una specie incognita sfruttando le proprietà colligative delle soluzioni.

Usi dell’Acido Laurico

L’acido laurico trova impiego nell’industria dei saponi, in quella cosmetica e nella produzione di prodotti per l’igiene personale. È un intermedio importante per la produzione di saponi, e il laurato di sodio, ottenuto trattandolo con idrossido di sodio, viene comunemente impiegato come .

La sua presenza nell’olio di cocco ha portato a credenze popolari sulla sua efficacia per svariati utilizzi, sebbene la comunità scientifica abbia dimostrato che la maggior parte dell’acido laurico ingerito viene convertito in energia dal fegato anziché accumularsi come grasso.

Inoltre, l’acido laurico presenta attività antimicrobica ed è comunemente utilizzato in diversi prodotti commerciali per le sue proprietà benefiche.

Attraverso i suoi svariati utilizzi e le sue caratteristiche chimiche, l’acido laurico rappresenta un elemento versatile sia nell’ambito industriale che in quello cosmetico e farmaceutico.

Orbitali di legame e di antilegame

Fabrice Deseaux
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Orbitali di legame e di antilegame

Funzionamento degli Orbitali di Legame nelle Molecole

Nelle molecole, gli orbitali di legame si formano dalla combinazione degli orbitali atomici in modo che si creino interferenze principalmente costruttive. La [teoria degli orbitali molecolari](https://chimica.today/chimica-generale/teoria-degli-orbitali-molecolari) considera gli orbitali come onde, con l’interferenza costruttiva che avviene tra due onde per creare un’onda risultante più grande.

Caratteristiche degli Orbitali di Legame

Gli orbitali di legame presentano una minore energia rispetto agli orbitali atomici e mostrano una maggiore densità elettronica situata tra gli atomi che costituiscono la molecola. Il legame più stabile che può formarsi è il [legame σ](https://chimica.today/chimica-generale/legame-%cf%83), in cui la densità elettronica è centrata direttamente tra i due nuclei. Questo legame può risultare dalla sovrapposizione di due orbitali atomici s, due orbitali p o di un orbitale s e un orbitale p.

Orbitali di Antilegame

Da un’altra parte, gli orbitali di antilegame si formano quando gli orbitali atomici si combinano in modo prevalente distruttivo, dove le due onde si annullano reciprocamente. Questi orbitali presentano una maggiore energia rispetto agli orbitali atomici e includono almeno un piano nodale, una regione di spazio in cui la funzione d’onda è nulla e la probabilità di trovare un elettrone è minima.

Esempio con la Molecola H2

Prendiamo ad esempio la molecola di H2, in cui l’orbitale molecolare σ1s si forma dalla somma delle funzioni d’onda dei due orbitali atomici 1s dell’idrogeno, chiamati A e B:

σ1s = 1s(A) + 1s(B)

Sottraendo un orbitale dall’altro si genera un perpendicolare all’asse internucleare dove la probabilità di trovare un elettrone è nulla:

σ1s* = 1s(A) – 1s(B)

Nell’immagine sottostante sono rappresentati gli orbitali molecolari relativi alla molecola di [idrogeno](https://chimica.today/chimica-generale/idrogeno).

Ricordiamo che il concetto di formazione e interazione degli orbitali atomici nelle molecole è cruciale per comprendere la struttura e le proprietà delle sostanze chimiche che ci circondano.

Radon: storia, concentrazione nei luoghi chiusi

Fabrice Deseaux
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Radon: storia, concentrazione nei luoghi chiusi

Il radon è un gas nobile appartenente al 18° Gruppo e al 6° Periodo, con configurazione elettronica [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p6, facente parte degli elementi del blocco p.

Scoperta del Radon

Dopo la scoperta del radio da parte di Pierre e Marie Curie nel 1898, venne osservata una nuova sostanza radioattiva emessa dal radio. In seguito, il chimico neozelandese Ernest Rutherford e l’ingegnere statunitense Robert Bowie Owens notarono un’emissione simile dai composti del .

della sua Identificazione

All’inizio del 1900, il fisico tedesco Friedrich Ernst Dorn studiò le emissioni dell’, identificando un nuovo elemento gassoso chiamato “emissione del radio”. Nel 1908, William Ramsay e Robert Whytlaw-Grey dell’University College di Londra raccolsero una quantità sufficiente di radon, permettendone lo studio delle proprietà e la determinazione della sua densità.

Proprietà e Composti del Radon

Essendo un gas nobile con un ottetto completo, il radon è scarsamente reattivo, conosciuti solo due suoi composti: il difluoruro di radon RnF2 e l’ossido di radon RnO3. L’isotopo 222Rn ha un di 3.8 giorni ed è parte della serie del radio, derivante dalla serie dell’uranio.

Concentrazione del Radon negli Ambienti Chiusi

Mentre la presenza di radon all’aperto è molto bassa, negli ambienti chiusi può raggiungere concentrazioni elevate, rappresentando un rischio per la salute umana. L’inalazione del gas radioattivo può causare decadimenti con conseguente emissione di radiazioni dannose per il , aumentando il rischio di cancro ai polmoni, anche in non fumatori.

Utilizzo in Radioterapia

Il radon trova impiego anche in radioterapia per l’attacco alle cellule tumorali, ma la sua tossicità lo rende pericoloso anche per le cellule sane. Al fine di limitarne gli effetti dannosi, vengono sviluppate tecniche per direzionare il gas solo sulle cellule malate, proteggendo i tessuti circostanti. Questo elemento riveste una grande importanza nel campo della salute e della medicina con i suoi impieghi diversificati.

Copolimeri a blocchi: esempi

Fabrice Deseaux
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Copolimeri a blocchi: esempi

Cos’è un copolimero a blocchi e come viene utilizzato

I a blocchi sono polimeri che contengono segmenti alternati di composizioni polimeriche diverse, collegati attraverso le loro estremità reattive. Questi composti ad alto peso molecolare sono ottenuti per di due diversi tipi di monomeri, e sono classificati in vari tipi tra cui alternati, random, innestati e a blocchi.

Importanza della sequenza dei monomeri

Nei copolimeri a blocchi, la sequenza di un tipo di monomero si alterna con la sequenza dell’altro monomero. Questo tipo di copolimeri può anche comprendere tre o quattro tipi diversi di monomeri e strutture non lineari.

Applicazioni e caratteristiche

I copolimeri a blocchi trovano impiego come elastomeri termoplastici, adesivi a caldo, rivestimenti di pastiglie a lento rilascio e nella litografia per la fabbricazione di . Essi, essendo generalmente amorfi, possono subire separazione di fase se i blocchi polimerici sono incompatibili chimicamente, determinando la formazione di strutture periodiche e nanostrutture.

Esperimento con il polistirene e il polimetilmetacrilato

Un esempio di copolimero a blocchi è il PS-b-PMMA, ottenuto polimerizzando lo e successivamente il metilmetacrilato dall’estremità reattiva delle catene di polistirene. Questo copolimero è ampiamente studiato per la sua disponibilità commerciale e per le energie di superficie simili tra polistirene e polimetilmetacrilato.

L’utilizzo dei copolimeri a blocchi è stato introdotto per la prima volta negli anni ’50 con tensioattivi progettati da Wyandotte Chemical Corporation. Questi materiali hanno rivoluzionato settori come il riciclaggio dei tessuti e continuano a trovare applicazioni innovative in vari campi della scienza e dell’industria.

Utilizzo dei Copolimeri Stirene-Butadiene-Stirene e Stirene-Isoprene

I copolimeri a blocchi sono ampiamente impiegati in diversi settori grazie alle loro caratteristiche uniche. Uno dei copolimeri più noti è il copolimero stirene-butadiene-stirene (SBS), composto da una lunga catena di polistirene seguita da una catena di e infine da un’altra catena di polistirene. Questo elastomero termoplastico viene utilizzato per applicazioni che richiedono resistenza all’abrasione e all’invecchiamento, come i battistrada degli pneumatici.

Un altro copolimero diffuso è il stirene-isoprene (SIS), un elastomero termoplastico con una variabile percentuale di stirene tra il 15% e il 40%. Questo copolimero viene ottenuto tramite l’introduzione sequenziale di stirene, isoprene e stirene nel reattore. Le proprietà meccaniche degli elastomeri SIS con basso contenuto di stirene sono simili a quelle delle gomme vulcanizzate.

Applicazioni dei Copolimeri a Blocchi

I copolimeri SIS trovano impiego in diversi settori grazie alle loro proprietà uniche. Spesso vengono miscelati con resine, oli e riempitivi per modificare le proprietà del prodotto finale. In alternativa, vengono aggiunti ad altri polimeri termoplastici per migliorarne le prestazioni.

Utilizzo Pratico dei Copolimeri SIS

I copolimeri SIS sono ampiamente utilizzati in settori come adesivi, sigillanti, materiali per guarnizioni, nastri in gomma, suole per scarpe e prodotti bituminosi per pavimentazioni stradali e coperture. Grazie alla loro versatilità, i copolimeri a blocchi continuano a essere una scelta popolare in diverse applicazioni industriali.

Attraverso processi standard e non distruttivi è possibile rendere i copolimeri stirene-butadiene-stirene e stirene-isoprene utili per processi litografici, sfruttando le loro proprietà uniche e la loro capacità di adattarsi a diverse esigenze di produzione e design.

Alcol allilico: sintesi, reazioni

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Alcol allilico: sintesi, reazioni

Un’introduzione all’Alcol Allilico: Utilizzi e Metodi di Sintesi

L’alcol allilico, conosciuto anche come 2-propen-1-olo secondo la nomenclatura IUPAC, è un alcol insaturo con formula CH2=CH-CH2OH. Questo composto, una volta impiegato come erbicida, è solubile in acqua e vari solventi organici, ma risulta essere particolarmente tossico per inalazione rispetto ad altri a basso peso molecolare.

Gli Studi sull’Alcol Allilico


L’alcol allilico si forma durante il processo di cottura dell’aglio e diversi studi hanno esplorato i suoi effetti antimicrobici, soprattutto nella soppressione di lieviti come la Candida albicans. Recenti ricerche suggeriscono che l’alcol allilico, all’interno delle cellule del lievito, venga ossidato ad acroleina grazie all’azione dell’enzima alcol deidrogenasi, causando la morte cellulare.

Sintesi dell’Alcol Allilico


Nel lontano 1856, i chimici Auguste Cahours e August Hofmann sintetizzarono per la prima volta l’alcol allilico a partire dallo ioduro di allile. Attualmente, è prodotto su scala industriale, con rese che variano dall’85% al 95%, dalla Olin e Shell Corporation utilizzando il cloruro di allile e trattandolo a 150°C e 13 atm con una soluzione al 5-10% di NaOH secondo la reazione:
CH2=CH-CH2Cl + NaOH → CH2=CH-CH2OH + NaCl

Metodi Alternativi di Sintesi


L’alcol allilico può essere ottenuto anche tramite dell’ossido di propilene utilizzando fosfato di litio come catalizzatore. Un’altra via di sintesi prevede la reazione tra glicerolo e acido ossalico a circa 250°C.

Altre Modalità di Sintesi


Questo composto può essere prodotto attraverso l’idrogenazione dell’acroleina in presenza di come cadmio o zinco, seguendo la reazione:
CH2=CH-CHO + H2 → CH2=CH-CH2OH

In conclusione, l’alcol allilico è un composto con interessanti applicazioni e diverse metodologie di sintesi che consentono di ottenere questo composto in modo efficiente. La sua tossicità e i suoi effetti antimicrobici lo rendono oggetto di approfonditi studi scientifici per comprendere appieno le sue potenzialità e le sue possibili applicazioni nei vari settori.

Alcune Reazioni del Propene con Acido Acetico e Palladio come Catalizzatore

Il propene reagisce in fase vapore con acido acetico in presenza di ossigeno e palladio come catalizzatore. Durante il primo stadio della reazione, si forma acetato di allile secondo l’equazione:

CH2=CH-CH3 + CH3COOH + ½ O2 → CH2=CHCH2OCOCH3 + H2O

Reazioni del Acetato di Allile

L’acetato di allile ottenuto subisce un’ulteriore reazione di idrolisi a 230°C e a 30 atm, producendo alcol allilico e acido acetico:

CH2=CHCH2OCOCH3 + H2O → CH2=CH-CH2OH + CH3COOH

Potenziali Reazioni

L’alcol allilico può partecipare a diverse reazioni date la presenza di due gruppi funzionali, come ossidazioni, riduzioni, addizioni, condensazioni e idrogenazioni. A temperature elevate, intorno ai 100°C, può polimerizzare producendo alcoli poliallilici.

La reazione con lo forma un copolimero termoplastico (SAA) utilizzato come additivo per migliorare l’adesione e la resistenza agli agenti atmosferici nei rivestimenti e negli inchiostri.

Altre Applicazioni

La reazione con in presenza di acido tungstico H2WO4 catalizza la formazione di glicerolo. In fase gassosa con palladio come catalizzatore, si produce acroleina dall’alcol allilico.

L’idrogenazione dell’alcol allilico forma 1-propanolo, precursore di prodotti utilizzati nell’industria farmaceutica come glicerolo e diallilftalato, utilizzato in elettronica e nella produzione di acroleina.

Infine, l’alcol allilico è utile per ottenere eteri ed esteri allilici, oli siccativi, ritardanti di fiamma, plastificanti e fungicidi.

Sintesi degli esteri: esterificazione di Fischer, metodica

Fabrice Deseaux
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Sintesi degli esteri: esterificazione di Fischer, metodica

degli Esteri e le loro Vie

La sintesi degli esteri può avvenire tramite diverse vie, che portano alla formazione di composti organici caratterizzati dal gruppo funzionale –COOR, spesso associati a profumazioni distintive.

Processi di Sintesi

La produzione degli esteri può avvenire attraverso varie reazioni. Un metodo comune consiste nella reazione di un alogenuro acilico con un alcol in presenza di piridina. Un’altra via prevede la tra un estere e un alcol in ambiente acido, o tra un acido carbossilico e un alogenuro alchilico. La sintesi più diffusa coinvolge la reazione tra un acido carbossilico e un alcol in ambiente acido o basico.

Esterificazione di Fischer

La reazione più nota è l’esterificazione di Fischer, che avviene a caldo in presenza di acido solforico, producendo esteri e acqua. Per favorire la formazione degli esteri, si può usare un eccesso di uno dei reagenti o agire in base al Principio di Le Chatelier.

Limitazioni e

La reazione può essere limitata in presenza di ingombro sterico dell’acido o dell’alcol. Ad esempio, il salicilato di metile può essere ottenuto a partire dall’acido salicilico e dal metanolo.

Procedura Sperimentale

In un pallone vengono introdotti 10.87 g di acido salicilico e 10.0 mL di metanolo in eccesso. Aggiungendo anche 10.00 mL di acido solforico concentrato, la soluzione viene portata all’ebollizione per circa 50 minuti. Successivamente, si procede alla distillazione del prodotto e alla neutralizzazione delle impurità acide con una soluzione di carbonato di sodio. I liquidi risultanti vengono separati tramite un imbuto separatore per ottenere l’estere desiderato.

In conclusione, la sintesi degli esteri può avvenire attraverso diverse vie, offrendo un’ampia gamma di applicazioni e processi chimici.

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