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Tulio: proprietà, reazioni, usi

Fabrice Deseaux

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31 Ottobre 2019

Il tulio è un elemento chimico con numero atomico 69, appartenente alla serie dei lantanidi, al 6° periodo e al blocco f della tavola periodica degli elementi. Questo metallo non si trova in natura allo stato puro, ma spesso è presente in tracce in alcuni minerali insieme ad altri elementi delle terre rare come cerio, lantanio, torio, neodimio e ittrio.

Scoperta e Caratteristiche del Tulio

Il tulio è un metallo duttile e tenero con una durezza che varia da 2 a 3 nella scala di Mohs. Il suo numero di ossidazione più comune è +3, ma può anche presentarsi con un numero di ossidazione +2. Viene ottenuto attraverso tecniche di scambio ionico o di estrazione con solventi, anche se può essere isolato riducendo il suo ossido.

Il tulio è stato scoperto nel 1879 dal chimico svedese Per Theodor Cleve, utilizzando il metodo simile a quello di Carl Gustaf Mosander che aveva isolato altri elementi delle terre rare come il lantanio, il terbio e l’erbio. Inizialmente, Cleve scoprì due specie chimiche, chiamate holmia (ossido di olmio) e thulia (ossido di tulio), che successivamente si scoprì essere ossidi di elementi esistenti.

Reazioni del Tulio

Il tulio può essere solubilizzato in acido solforico diluito producendo una soluzione verde. Esso annerisce all’aria e brucia rapidamente formando l’ossido. Inoltre, reagisce con gli alogenuri generando vari composti a seconda dell’alogenuro utilizzato.

In conclusione, il tulio è un elemento raro e interessante, che ha trovato applicazioni in diversi settori grazie alle sue proprietà uniche. La sua storia e le sue reazioni chimiche lo rendono un soggetto affascinante per lo studio e la ricerca scientifica.Il tulio è un elemento chimico appartenente alla famiglia dei lantanidi, caratterizzato da cristalli gialli di iodio e con una reattività particolare. Quando posto a contatto con l’acqua fredda, il tulio reagisce lentamente, mentre con acqua calda la reazione avviene in maniera più rapida, producendo l’idrossido secondo la seguente equazione chimica:

2 Tm(s) + 6 H2O(l) → 2 Tm(OH)3(aq) + 3 H2(g)

In natura, il tulio è presente esclusivamente nell’isotopo stabile 169Tm, mentre gli altri isotopi vengono ottenuti artificialmente. Ad esempio, l’isotopo radioattivo 170Tm viene prodotto bombardando il tulio in un reattore nucleare. Questo isotopo ha un’emivita di 128 giorni ed è utilizzato come fonte portatile di raggi X.

Usi

Il tulio trova applicazioni in diversi settori, tra cui l’industria dei laser, dove viene impiegato per drogare il granato di ittrio e alluminio (YAG), che funziona come mezzo attivo nei laser a stato solido. Inoltre, il tulio è utilizzato in leghe con altri metalli delle terre rare e trova impiego anche nella produzione di banconote euro, grazie alla sua capacità di fluorescenza blu alla luce UV, che aiuta a contrastare le falsificazioni.

Grazie alla sua capacità di emettere raggi X dopo essere stato irradiato, il tulio è utilizzato in macchine a raggi X portatili che non necessitano di alimentazione esterna. Queste caratteristiche rendono il tulio un elemento versatile e fondamentale in diverse applicazioni tecnologiche e industriali.

Erbio: reazioni, usi

Fabrice Deseaux

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28 Ottobre 2019

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Scopriamo insieme le caratteristiche dell’erbio, un elemento con numero atomico 68 appartenente alla serie dei lantanidi e situato nel 6° Periodo e nel blocco f della Tavola Periodica. Come molti elementi delle terre rare, l’erbio è stato rinvenuto nel minerale gadolinite, trovato in una cava vicino alla città di Ytterby, in Svezia.

La gadolinite è un silicato che contiene principalmente cerio, lantanio, neodimio, ittrio, ferro, berillio e altri metalli in tracce. Nel 1843, il chimico svedese Carl Gustaf Mosander separò la gadolinite in tre componenti: ittria, erbia e terbia. Solo nel 1905, il chimico statunitense Charles James e il chimico francese Georges Urbain isolano l’ossido di erbio.

Nel 1934, Wilhelm Klemm e Heinrich Bommer ottennero l’erbio riducendo il cloruro di erbio con vapori di potassio. L’erbio è un metallo tenero, malleabile, stabile all’aria e non si ossida rapidamente come altri metalli delle terre rare.

Questo elemento ha numeri di ossidazione +1, +2 e +3, anche se il più comune è +3; in alcuni complessi, tuttavia, ha numero di ossidazione zero.

Proprietà e reattività dell’erbio

L’erbio brucia rapidamente per formare l’ossido secondo la reazione:
4 Er(s) + 3 O2(g) → 2 Er2O3(s)

In presenza di vapore acqueo, reagisce per formare l’idrossido:
2 Er(s) + 6 H2O(g) → 2 Er(OH)3(aq) + 3 H2(g)

L’erbio reagisce con gli alogeninide secondo la reazione generale:
2 Er(s) + 3 X2(g) → 2 ErX3(s)

Il fluoruro di erbio è di colore rosa, mentre gli altri alogenuri sono di colore viola.

In presenza di acido solforico diluito, l’erbio si solubilizza, formando ioni Er^3+:

Per saperne di più sulla chimica e le proprietà dell’erbio, puoi consultare i link ai nostri articoli correlati.

Scopri le molteplici applicazioni dell’Erbio

L’Erbio è un elemento chimico che, reagendo con l’acido solforico, genera ioni Erbio in soluzione acquosa, conferendo alla soluzione un caratteristico colore giallo. Questo elemento trova svariate applicazioni in diversi settori.

Utilizzo nelle leghe metalliche e con il vanadio

L’Erbio trova impiego nelle leghe metalliche, soprattutto in combinazione con il vanadio, per migliorarne la lavorabilità e ridurne la durezza.

Colorante per vetri, smalti e ceramiche

I composti dell’Erbio, come l’ossido Er₂O₃, noto per il suo colore rosa, sono utilizzati come coloranti per vetri, smalti e ceramiche, conferendo loro tonalità accattivanti e distintive.

Applicazioni in campo nucleare e nei reattori

Gli isotopi dell’Erbio risultano efficaci assorbitori di neutroni e sono comunemente impiegati nelle barre di controllo dei reattori nucleari.

Impiego in ambito medico e odontoiatrico

L’Erbio è ampiamente utilizzato in campo medico come componente del granato di ittrio e alluminio (YAG) e del granato di ittrio-scandio-gallio (YSGG). Questi composti emettono raggi laser con lunghezze d’onda specifiche che vengono sfruttate per diverse applicazioni, come ad esempio in ambito odontoiatrico per tecniche restaurative.

Applicazioni avanzate in fibre ottiche

Inoltre, l’Erbio viene impiegato come drogante nelle fibre ottiche per la creazione di amplificatori di segnale in fibra, consentendo trasmissioni ottiche ad alta efficienza e qualità.

In conclusione, l’Erbio si rivela un elemento versatile con svariate applicazioni che spaziano dalla lavorazione dei metalli alla produzione di materiali colorati e dall’utilizzo in settori medici all’avanguardia fino alle tecnologie ottiche avanzate.

Carburo di calcio: sintesi, reazioni

Fabrice Deseaux

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24 Ottobre 2019

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Il Carburo di Calcio: Caratteristiche e Utilizzi

Il carburo di calcio è un solido denso con una densità di 2.22 g/cm³, caratterizzato da un punto di fusione di 2160 °C e di ebollizione di 2300 °C. Utilizzato principalmente come combustibile nell’industria siderurgica per la produzione dell’acciaio e nei processi di desolforazione del ferro, il carburo di calcio è un materiale grigio-nero contenente residui di carbonio.

La Struttura e la Sintesi del Carburo di Calcio

Presenta una struttura cristallina simile al cloruro di sodio, con anioni C₂²⁻ allineati parallelamente. La formula chimica del carburo di calcio è CaC₂ e contiene un triplo legame carbonio-carbonio con una lunghezza di legame di 1.092 Å, simile all’etino. Per la sua sintesi, si utilizza il carbonato di calcio, che subisce decomposizione termica a circa 900 °C per ottenere l’ossido di calcio. Quest’ultimo reagisce con il carbone a 2000 °C per produrre il carburo di calcio e monossido di carbonio in un forno ad arco elettrico.

Reazioni e Utilizzi del Carburo di Calcio

Il carburo di calcio è fondamentale per la produzione industriale dell’acetilene, una reazione che avviene quando il carburo reagisce con l’acqua. L’acetilene è ampiamente impiegato nelle industrie chimiche. Un’altra rilevante reazione del carburo di calcio è con l’azoto, producendo cianammide di calcio utilizzata come fertilizzante azotato. Questa reazione è esotermica e avviene in modo spontaneo.

Grazie alla sua proprietà di agente riducente, il carburo di calcio è impiegato per ridurre il solfuro di rame in rame metallico. È inoltre utilizzato per la produzione di leghe, calcio e ferro. In passato, veniva impiegato nelle lampade a carburo, ma la sua pericolosità ha portato alla creazione delle “lampade di sicurezza” per i minatori. Tuttavia, in alcune regioni meno sviluppate, come le miniere di argento in Bolivia, le lampade al carburo continuano ad essere utilizzate.

In conclusione, il carburo di calcio è un composto versatile con un’ampia gamma di applicazioni nell’industria chimica e metallurgica, grazie alle sue proprietà reattive e riducenti.

Cubano: struttura, sintesi, usi

Fabrice Deseaux

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23 Ottobre 2019

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Il Cubano: Un Idrocarburo Policiclico Alifatico dalle Potenziali Applicazioni Esplosive

Il Cubano è un idrocarburo policiclico alifatico solido e cristallino con formula chimica C8H8, scoperto nel 1964 dai chimici Philip Eaton e Thomas Cole. Il suo nome deriva dalla particolare disposizione degli 8 atomi di carbonio nella struttura a forma di cubo.

Prima della sua sintesi, si riteneva che la struttura del Cubano fosse altamente instabile a causa degli angoli di legame di 90° imposti agli atomi di carbonio ibridati sp3. Tuttavia, dopo la sua sintesi, è emerso che il composto è stabile dal punto di vista cinetico e non tende a decomporsi.

Sintesi del Cubano

Il Cubano è stato sintetizzato a partire dal 2-ciclopentenone trattato con la N-bromosuccinimmide in tetracloruro di carbonio, attraverso una serie di reazioni dal meccanismo piuttosto complesso.

Potenziali Applicazioni

Il Cubano, nonostante fosse inizialmente considerato una curiosità accademica, ha dimostrato di avere possibili utilizzi. L’ottanitrocubano, un suo derivato in cui gli atomi di idrogeno sono sostituiti da gruppi -NO2, può essere impiegato come esplosivo grazie alla sua elevata velocità di detonazione, superiore a quella di altri esplosivi conosciuti.

La reazione esplosiva di decomposizione del Cubano modificato è la seguente: C8(NO2)8 → 8 CO2 + 4 N2. Questo esplosivo non richiede ossigeno e non produce vapore acqueo, riducendo così la visibilità. Tuttavia, al momento il suo alto costo di produzione costituisce ancora un problema.

Essendo uno degli idrocarburi saturi più densi, il Cubano potrebbe trovare impiego anche come componente in composti oligomerici nel campo della scienza dei materiali, sfruttando la sua peculiare geometria.

Carburo di silicio o carborundum: struttura, proprietà

Fabrice Deseaux

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21 Ottobre 2019

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Carburo di silicio o carborundum: struttura, proprietà

Il carburo di silicio: un materiale ceramico dalle alte prestazioni

Il carburo di silicio, conosciuto anche come carborundum e con formula CSi, è un materiale ceramico caratterizzato da un’elevata durezza, posizionandosi tra il diamante e il corindone nella scala di Mohs. Nonostante si trovi nel raro minerale moissanite, viene principalmente prodotto sinteticamente.

La scoperta e la struttura del carburo di silicio

Nel 1891, il chimico statunitense Edward Goodrich Acheson, durante i suoi studi per la creazione di diamanti artificiali, osservò cristalli lucenti derivanti dalla reazione tra biossido di silicio e carbonio, producendo carburo di silicio secondo la seguente equazione: SiO2 + 3 C → SiC + 2 CO.

La struttura tetraedrica del carburo di silicio vede atomi di carbonio e silicio legati tra loro in un reticolo cristallino tramite forti legami chimici.

Proprietà e utilizzi del carburo di silicio

Il carburo di silicio è noto per la sua durezza, resistenza agli agenti chimici e all’ossidazione. A contatto con l’aria sviluppa uno strato protettivo di biossido di silicio. Le sue caratteristiche uniche, come l’alto punto di fusione, la resistenza all’ossidazione, la conducibilità termica e la resistenza meccanica, lo rendono ideale per applicazioni in ambito aerospaziale, biomateriali e semiconduttori.

Le ceramiche a base di carburo di silicio, a basso contenuto di impurità, mantengono la loro resistenza a temperature estremamente elevate, fino a 1600 °C. La conducibilità elettrica del materiale lo rende utile in elementi riscaldanti a resistenza per forni elettrici, nonché come componente fondamentale nei termistori.

Recentemente, si sta esplorando l’utilizzo del carburo di silicio in applicazioni biomediche, grazie alla sua biocompatibilità. L’integrazione con materiali come il grafene ha portato alla creazione di una nuova classe di materiali ibridi altamente promettenti, che combinano le migliori proprietà di entrambi i componenti.

Composti aromatici: proprietà

Fabrice Deseaux

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18 Ottobre 2019

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Composti aromatici: struttura, nomenclatura e proprietà

I composti aromatici sono caratterizzati dalla presenza di uno o più anelli aromatici nella loro struttura, che consiste in sistemi ciclici planari. In questi composti, tutti gli atomi coinvolti condividono un totale di 4n+2 elettroni, dove n è un numero positivo.

Un esempio comune di composto aromatico è il benzene, capostipite di questa famiglia, insieme ai suoi derivati come toluene, xilene, fenolo, benzaldeide e naftalene.

Nomenclatura dei composti aromatici

La nomenclatura dei composti aromatici può presentare nomi comuni storicamente usati in alternativa alla nomenclatura IUPAC standardizzata. Ad esempio, il metilbenzene è anche chiamato toluene e il dimetilbenzene è noto come xilene.

Se un composto aromatico contiene due sostituenti, possono formarsi tre isomeri diversi in base alla posizione dei gruppi. L’isomero in cui i gruppi sono su atomi di carbonio adiacenti è detto “orto”, indicato come “o”, mentre secondo la nomenclatura IUPAC corrisponde alla posizione 1,2-.

Analogamente, se i gruppi sono posizionati in carboni alternati, l’isomero è denominato “meta” (indicato come “m-“) mentre nella nomenclatura IUPAC corrisponde alla posizione 1,3-. Infine, se i sostituenti sono su atomi di carbonio opposti, si parla di isomero “para” (indicato come “p-“) che corrisponde alla posizione 1,4-.

Proprietà dei composti aromatici

I composti aromatici sono generalmente apolari e non miscibili con l’acqua. Sono comunemente impiegati come solventi per altre sostanze non polari grazie alla loro bassa reattività. A causa del loro elevato rapporto tra carbonio e idrogeno, bruciano con una fiamma gialla fuligginosa. Questi composti sono ampiamente utilizzati nella produzione di prodotti chimici e polimeri.

Reattività dei composti aromatici

Un tratto distintivo dei composti aromatici è la loro capacità di essere stabilizzati per risonanza, che li differenzia da composti insaturi come alcheni e alchini. Questa stabilità per risonanza impedisce di solito le reazioni di addizione che potrebbero interrompere l’aromaticità della struttura.

In conclusione, i composti aromatici mostrano proprietà uniche e una reattività peculiare che li rendono fondamentali in numerosi settori della chimica e dell’industria.

Reattività dell’anello aromatico alle Sostituzioni Elettrofile

Le sostituzioni elettrofile aromatiche, come la nitrazione, solfonazione, alogenazione, alchilazione e acilazione di Friedel Crafts, sono reazioni comuni che coinvolgono l’anello aromatico. La reattività dell’anello dipende dalla presenza di sostituenti attivanti o disattivanti.

Gruppi Attivanti e Disattivanti nell’Ammine Aromatiche

Se un composto aromatico contiene un sostituente attivante o disattivante, la sua reattività verso un elettrofilo varia. I gruppi attivanti rendono l’anello più reattivo, mentre quelli disattivanti lo rendono meno reattivo nei confronti dell’elettrofilo.

Influenza dei Gruppi Sostituenti sull’Orientamento della Reazione

La presenza di gruppi attivanti sulla struttura aromatica favorisce l’orientamento dell’elettrofilo verso le posizioni orto e para, mentre i gruppi disattivanti favoriscono l’orientamento in posizione meta.

Reazioni di Sostituzione Nucleofila Aromatica

Gli alogenuri arilici possono subire reazioni di sostituzione nucleofila aromatica tramite un meccanismo di addizione-eliminazione, che coinvolge l’attacco nucleofilo seguito dall’eliminazione di un gruppo.

Per approfondire gli argomenti trattati in questo articolo, ti invitiamo a consultare i seguenti link:

– [Sostituzione Elettrofila Aromatica](https://chimica.today/chimica-organica/sostituzione-elettrofila-aromatica)
– [Meccanismo di Nitrazione e Solfonazione del Benzene](https://chimica.today/chimica-organica/nitrazione-e-solfonazione-del-benzene)
– [Alchilazione e Acilazione di Friedel Crafts](https://chimica.today/chimica-organica/reazioni-di-friedel-crafts-alchilazioni-e-acilazioni)
– [Gruppi Attivanti e Disattivanti nelle Reazioni di Sostituzione](https://chimica.today/chimica-organica/gruppi-attivanti-e-disattivanti-nelle-reazioni-di-sostituzione)
– [Elettrofili e la Loro Interazione con gli Anelli Aromatici](https://chimica.today/chimica-organica/elettrofili)
– [Alogenuri Arilici e le Loro Reazioni](https://chimica.today/chimica-organica/alogenuri-arilici)
– [Sostituzione Nucleofila Aromatica e il Suo Meccanismo](https://chimica.today/chimica-organica/sostituzione-nucleofila-aromatica)

Acido cromico: sintesi, dissociazione, usi

Fabrice Deseaux

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13 Ottobre 2019

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Acido cromico: sintesi, dissociazione, usi

Acido Cromico: Caratteristiche e Utilizzi

L’

acido cromico

, con formula H₂CrO₄, è un solido cristallino di colore rosso scuro noto per le sue proprietà ossidanti e corrosive. Il cromo presente in questo composto ha un numero di ossidazione di +6, conferendogli un’elevata reattività. Scoperto nel 1798 dal chimico francese Louis Nicolas Vauquelin, l’acido cromico è coinvolto nella formazione di sali rossi carminio in presenza di argento.

Struttura e Sintesi

La struttura dell’acido cromico è caratterizzata da due atomi di idrogeno legati a due atomi di ossigeno e da due atomi di ossigeno legati all’atomo di cromo tramite doppi legami.

Per la sua sintesi, l’acido cromico può essere generato in diversi modi. Può provenire dalla reazione del cromato di potassio o sodio con acido solforico, dal bicromato di potassio o sodio con acido solforico, oppure dalla reazione dell’ossido di cromo (VI) con acqua.

Dissociazione e Equilibrio

Simile all’acido solforico, l’acido cromico mostra una forte dissociazione nella prima fase. Tuttavia, la determinazione della costante di equilibrio risulta complessa a causa della tendenza dell’acido idrogeno cromico a dimerizzarsi a bicromato, e della possibilità di protonazione dell’ione dicromato.

Usi e Applicazioni

L’acido cromico, noto anche come reagente di Jones, viene utilizzato come agente ossidante in soluzioni acquose di acido solforico e acetone. La sua azione ossidante è impiegata nel passaggio degli alcoli primari ad aldeidi, degli alcoli secondari a chetoni, e delle aldeidi ad acidi carbossilici.

In ambito industriale, l’acido cromico è impiegato nella pulizia della vetreria di laboratorio attraverso la miscela cromica ottenuta dalla combinazione di bicromato di potassio e acido solforico. Inoltre, il cromo esavalente presente nell’acido cromico e nei suoi derivati trova utilizzo nei processi di cromatura dei metalli, nella conservazione del legno, negli smalti ceramici e nella produzione di vetri colorati.

Pila Daniell: reazioni, potenziale

Fabrice Deseaux

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12 Ottobre 2019

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La Pila Daniell: Innovazione e Rivoluzione nella Storia dell’Elettronica

Nel lontano 1836, il brillante chimico britannico John Frederic Daniell diede vita a una delle invenzioni più rivoluzionarie nel campo dell’elettronica: la pila Daniell. Questo dispositivo, che porta il suo nome ancora oggi, si basava sul prototipo ideato da Alessandro Volta, il primo a realizzare un meccanismo in grado di trasformare energia chimica in energia elettrica.

Composizione e Funzionamento della Pila Daniell

La pila Daniell è composta da due contenitori separati, ciascuno riempito con una soluzione ionica specifica. In uno è presente una soluzione di solfato di zinco con una lamina di zinco metallico immersa, mentre nell’altro troviamo una soluzione di solfato di rame con una lamina di rame metallico.

Queste due soluzioni sono collegate da un ponte salino, che garantisce il contatto ionico tra di esse. Collegando le due lamine metalliche con un conduttore contenente uno strumento per misurare la corrente elettrica, si crea un flusso di elettroni dallo zinco al rame, generando energia.

Reazioni all’interno della Pila Daniell

Le reazioni all’interno della pila avvengono in due semicelle galvaniche. Nel primo contenitore, la lamina di zinco subisce un’ossidazione secondo la semireazione Zn → Zn²⁺ + 2 e^–. Nell’altro, gli ioni rame presenti si riducono secondo la semireazione Cu²⁺ + 2 e^– → Cu, dando vita alla reazione complessiva Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu.

Potenziale della Pila Daniell

Il potenziale della pila Daniell in condizioni standard si ottiene considerando i potenziali normali di riduzione delle due semireazioni. Il potenziale complessivo della cella è dato dalla somma di questi potenziali, che nel caso della pila Daniell risulta essere di 1.10 V.

Il Contributo Storico della Pila Daniell

La pila Daniell rappresentò un vero e proprio punto di svolta nella storia della scienza, aprendo la strada a futuri sviluppi nel campo della tecnologia elettronica. Grazie alla sua portabilità e sicurezza, fu impiegata per alimentare le comunicazioni durante i primi tentativi di posa del cavo Atlantico. Sebbene un tempo fosse ampiamente utilizzata nell’industria telegrafica europea e per alimentare dispositivi come telefoni e campanelli, alla fine del XIX secolo venne rimpiazzata da batterie più moderne e efficienti.

Cloroprene: sintesi, usi

Fabrice Deseaux

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7 Ottobre 2019

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Il Cloroprene: Caratteristiche e Sintesi

Il cloroprene, noto anche come 2-cloro-1,3-butadiene, è un composto organico sviluppato dalla DuPont negli anni ’30 per le ricerche sulle gomme sintetiche. Si presenta come un liquido volatile e incolore.

# Sintesi

In passato, il cloroprene veniva sintetizzato attraverso un processo che coinvolgeva l’acetilene in due fasi consecutive. Nella prima fase, l’acetilene subiva una dimerizzazione per ottenere il vinilacetilene, utilizzando una soluzione di cloruro di ammonio e cloruro di rame (I) a 80°C. Successivamente, nell’ulteriore stadio a 60°C, si aggiungeva dell’acido cloridrico per la formazione del cloroprene.

Un altro metodo prevede l’aggiunta di cloro gassoso all’1,3-butadiene a 250°C, generando una miscela di due isomeri. Tramite una reazione di isomerizzazione, si ottiene l’isomero desiderato, il 3,4-dicloro-1-butene. Successivamente, il trattamento con una base induce la deidroclorurazione, producendo il cloroprene.

Il processo di sintesi avviene in tre fasi: clorurazione, isomerizzazione e deidroclorurazione. Come sottoprodotto, si ottiene una miscela di cis- e trans-dicloro-2-butene.

Applicazioni del Cloroprene

Il cloroprene è comunemente utilizzato come monomero di partenza per la produzione del neoprene. Trova impiego nella fabbricazione di guarnizioni, guaine per cavi, tubi, prodotti resistenti alle intemperie come mute e tutori ortopedici. Grazie alle sue proprietà, il cloroprene è fondamentale in diversi settori industriali.

Gruppo 4 (Ti, Zr, Hf, Rf): proprietà

Fabrice Deseaux

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5 Ottobre 2019

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Il Gruppo 4: Titanio, Zirconio, e Afnio e le loro Caratteristiche

Il Gruppo 4 della tavola periodica è composto da titanio, zirconio, e afnio, metalli del blocco d. Il rutherfordio, elemento altamente radioattivo, completa il gruppo. Gli elementi del Gruppo 4 sono noti per le loro proprietà fisiche e chimiche distintive.

Numero di Ossidazione negli Elementi del Gruppo 4

Gli elementi del Gruppo 4 sono noti per formare ossidi con numero di ossidazione +4 a causa della loro affinità con l’ossigeno. Ad esempio, il titanio può essere trovato sotto forma di ossido di ferro (II) e titanio (IV).

Riduzione dei Metalli del Gruppo 4

Il processo per ottenere titanio metallico inizia con la trasformazione dell’ossido in tetracloruro di titanio. Successivamente, il tetracloruro di titanio viene ridotto a titanio metallico attraverso una reazione con magnesio fuso.

Proprietà Periodiche degli Elementi del Gruppo 4

| Elemento | Z | Configurazione | Elettronegatività | Raggio Atomico (pm) | Temperatura di Fusione (°C) | Densità g/cm^3 |
|———–|—-|—————–|——————-|———————|—————————–|—————-|
| Titanio | 22 | 4s^2 3d^2 | 1.54 | 147 | 1668 | 4.51 |
| Zirconio | 40 | 5s^2 4d^2 | 1.33 | 160 | 1855 | 6.52 |
| Afnio | 72 | 5s^2 4d^2 | 1.30 | 159 | 2233 | 13.3 |

Le proprietà degli elementi del Gruppo 4, come densità e temperatura di fusione, rispettano le aspettative previste. Questi elementi svolgono un ruolo cruciale in vari settori grazie alle loro caratteristiche uniche.

Confronto delle Proprietà dei Elementi del Gruppo 4

Gli elementi del Gruppo 4 della tavola periodica mostrano caratteristiche peculiari che li distinguono dagli altri elementi. Mentre si scende lungo il gruppo, si osserva un aumento delle dimensioni atomiche e una diminuzione dell’elettronegatività.

Il raggio atomico dell’afnio è notevolmente più piccolo a causa della contrazione lantanidea, una caratteristica distintiva presente negli elementi del Gruppo 4.

Reattività dei Metalli del Gruppo 4

I metalli del Gruppo 4 reagiscono con gli alogeni per dare luogo a tetraalogenuri. In particolare, il titanio è in grado di formare dialogenuri e trialogenuri oltre ai tetraalogenuri.

Questi metalli reagiscono non solo con l’ossigeno, ma anche con l’idrogeno per formare diversi composti come idruri, nitruri, carburi e boruri. Queste sostanze si presentano solide, dure e con una elevata temperatura di fusione.

Proprietà Specifiche degli Elementi del Gruppo 4

*Il Titanio

*

Il titanio è il metallo più conosciuto del Gruppo 4, caratterizzato da leggerezza, resistenza e colore bianco metallico. Quando a contatto con l’ossigeno, si forma uno strato protettivo di ossido che lo rende resistente agli attacchi acidi e basici. La sua resistenza alla corrosione e il basso peso specifico lo rendono ideale per numerose applicazioni, tra cui la produzione di componenti per il settore aerospaziale, attrezzature sportive, gioielli e impianti dentali.

*Lo Zirconio

*

Anche lo zirconio, presente nel Gruppo 4, è noto per la sua resistenza alla corrosione, duttilità e malleabilità. Generalmente di colore bianco-grigio, simile al titanio, lo zirconio è nota per la sua piroforicità alle alte temperature. Utilizzato in vari settori industriali, tra cui ceramica, abrasivi, smalti, isolanti termici e protesi ortopediche, lo zirconio è un elemento versatile e con importanti applicazioni tecnologiche.

Inoltre, il biossido di zirconio, un solido bianco o giallo con elevato punto di fusione, viene impiegato nell’industria ceramica, degli abrasivi, degli smalti e nel settore odontoiatrico. A temperatura ambiente si presenta come una polvere bianca, assumendo una struttura cristallina cubica denominata zirconia oltre i 2370°C, che ricorda l’aspetto del diamante.

In conclusione, gli elementi del Gruppo 4 della tavola periodica presentano interessanti proprietà chimiche e fisiche che li rendono fondamentali in numerose applicazioni industriali e tecnologiche.L’utilizzo dello zirconio va oltre la semplice colorazione, infatti un importante composto di questo elemento è il tetracloruro di zirconio (ZrCl4), che rappresenta lo stadio intermedio nella produzione di zirconio dall’ossido di zirconio, la forma più comune in natura.

Afnio

L’afnio, simile allo zirconio per alcune caratteristiche, è anch’esso duttile e di colore argenteo, ma si differenzia per una maggiore densità. È resistente alla corrosione e, ridotto in polvere fine, ha caratteristiche piroforiche.

L’afnio trova ampio impiego in diversi settori: dai filamenti per le lampadine all’elettronica, dai catodi all’utilizzo predominante nella realizzazione di barre di controllo nei reattori nucleari, grazie alla sua elevata capacità di catturare i neutroni. Risulta preferito al boro per la maggiore resistenza alla corrosione. Inoltre, viene impiegato in lega con altri metalli come il ferro, il niobio, il tantalio e il titanio. Tra queste, le leghe afnio-niobio, notevoli per la resistenza termica, vengono utilizzate in ambito aerospaziale.

Lutezio: proprietà, reazioni, usi

Fabrice Deseaux

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4 Ottobre 2019

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Il lutezio: caratteristiche e utilizzo

Il lutezio è l’elemento appartenente alla serie dei lantanidi con numero atomico 71, configurazione elettronica [Xe] 4f14, 5d1, 6s2 e aspetto grigio-argenteo. Il suo nome deriva da Lutetia, l’antico nome di Parigi, in onore del suo scopritore Georges Urban che lo isolò come impurezza dalla gadolinite insieme a Carl Auer Freiherr von Welsbach nel 1907.

Proprietà del lutezio

Il lutezio ha un numero di ossidazione comune di +3, ma può anche presentare numeri di ossidazione +1 e +2. È l’elemento dei lantanidi con maggiore densità e temperatura di fusione, nonché con raggio atomico più piccolo a causa della contrazione lantanoidea. La forma stabile di lutezio è rappresentata dall’isotopo 175, ma vi è anche l’isotopo 176 con un tempo di dimezzamento di 3,78 × 10^10 anni.

Reazioni del lutezio

Il lutezio reagisce con l’aria formando l’ossido di lutezio. In soluzione di acido solforico, si comporta come lo ione Lu^3+. Con gli alogenati forma gli alogenuri, mentre con l’acqua produce idrossidi.

Utilizzi del lutezio

Il lutezio può essere impiegato come catalizzatore nel cracking dei prodotti petroliferi, nella polimerizzazione e in reazioni di idrogenazione. Presenta radioisotopi utilizzati in medicina nucleare, come il lutezio 177, che potrebbe diventare uno dei radionuclidi terapeutici più comuni.

Trova anche applicazioni come sensore di impurità nell’industria metallurgica e alcuni sali sono utilizzati nella produzione di componenti elettronici, presenti ad esempio in televisori a colori e lampade fluorescenti.

Buco dell’ozono: reazioni, CFC

Fabrice Deseaux

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1 Ottobre 2019

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Il significato del buco dell’ozono è la diminuzione dello strato di ozono che agisce come scudo protettivo dalla radiazione U.V. proveniente dal sole.

Cos’è l’ozono?

L’ozono è una forma allotropica dell’ossigeno con formula O₃, che si trova principalmente negli strati superiori dell’atmosfera, in particolare nell’ozonosfera, dove si forma da molecole di ossigeno a causa di fenomeni come fulmini, scariche elettriche o scintille.

Processo di formazione dell’ozono

Durante tali eventi, avviene una scissione omolitica della molecola di ossigeno, generando due radicali. Il radicale così creato reagisce con una molecola di ossigeno per formare l’ozono.

Reazione dell’ozono

Questa reazione è reversibile quando l’ozono viene colpito dalla radiazione solare, portando alla formazione di ossigeno molecolare. In condizioni normali, queste reazioni fotochimiche sono in equilibrio, consentendo all’ozono di filtrare le radiazioni UV più dannose.

Effetti del buco dell’ozono

Il buco dell’ozono comporta rischi per la salute umana, aumentando il rischio di melanoma e altre patologie cutanee. Inoltre, influisce sulla fotosintesi clorofilliana e sulla catena alimentare marina.

Relazione tra CFC e il buco dell’ozono

Il buco dell’ozono è in parte attribuibile ai CFC, composti utilizzati in diversi settori industriali. Queste sostanze, una volta liberate nell’atmosfera, reagiscono con la radiazione solare, rilasciando cloro che danneggia lo strato di ozono.

Trattato internazionale per la protezione dello strato di ozono

Dato il grave impatto dei CFC sullo strato di ozono, nel 1987 è stato firmato il trattato di Montreal per limitarne la produzione e l’uso. L’Unione Europea ha adottato questo trattato nel 1994, ma si prevede che ci vorrà tempo prima che lo strato di ozono possa tornare ai livelli precedenti.

In conclusione, è fondamentale continuare gli sforzi per proteggere lo strato di ozono e limitare le sostanze dannose che contribuiscono al deterioramento di questo importante scudo protettivo per la Terra.