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I colori delle pietre preziose: rubino, smeraldo

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

I colori delle pietre preziose: rubino, smeraldo

Il Fascino dei Colori delle Pietre Preziose: Rubino e Smeraldo

Le pietre preziose, fin dai tempi antichi, hanno affascinato per la loro bellezza e i colori intensi, diventando simbolo di ricchezza e potere. Le pietre preziose o gemme sono diverse varietà di minerali tagliati e lucidati per essere usati come ornamenti personali o per decorare oggetti. Uno degli aspetti più affascinanti delle pietre preziose è rappresentato dai colori che presentano; ad esempio, dal rosso del rubino, al verde dello smeraldo, al blu dello zaffiro.

Il colore delle pietre preziose è determinato dalla presenza di piccole quantità di metalli di transizione, che assorbono l’energia della luce e emettono una radiazione colorata. Ad esempio, il rubino è un cristallo di ossido di alluminio con tracce di cromo (III) che determinano il suo colore rosso, mentre lo smeraldo è costituito da silicato di alluminio e berillio con ioni di cromo (III) che conferiscono il suo caratteristico colore verde.

La tabella seguente riporta alcune delle gemme più conosciute, insieme al loro colore e alla formula chimica associata, così come l’impurità responsabile del colore.

– Rubino
– Formula: Al2O3
– Colore: Rosso
– Impurezza: Cr3+

– Smeraldo
– Formula: Be3Al2 (SiO3)6
– Colore: Verde
– Impurezza: Cr3+

– Alessandrite
– Formula: Al2BeO4
– Colore: Rosso/verde
– Impurezza: Cr3+

– Olivina
– Formula: Mg2SiO4
– Colore: Giallo-verde
– Impurezza: Fe2+

– Tormalina
– Formula: Na3Li3Al6(BO3)3(SiO3)6F4
– Colore: Rosa
– Impurezza: Mn2+

– Turchese
– Formula: Al6(PO4)4(OH)8 ·4 H2O
– Colore: Blu-verde
– Impurezza: Cu2+

– Acquamarina
– Formula: Be3Al2(SiO3)6
– Colore: Blu
– Impurezza: Fe2+/ Fe3+

In conclusione, i colori affascinanti delle pietre preziose come il rubino e lo smeraldo sono il risultato di complesse interazioni tra composizione chimica, struttura cristallina e impurità, che conferiscono loro la loro bellezza unica e irresistibile.

Ossidazione delle catene laterali: meccanismo di reazione

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Ossidazione delle catene laterali: meccanismo di reazione

Ossidazione delle catene laterali nell’ambito della chimica organica

Nell’ambito della chimica organica, l’ossidazione delle catene laterali degli anelli aromatici è un fenomeno degno di attenzione. Mentre gli anelli aromatici sono noti per essere altamente resistenti all’ossidazione, la presenza di sostituenti alchilici può innescare reazioni di ossidazione. Agenti ossidanti potenti come il permanganato di potassio e il bicromato di potassio, se presenti in presenza di sostituenti alchilici, possono provocare l’ossidazione delle catene laterali. Si definisce ossidazione l’aggiunta di ossigeno, la diminuzione di idrogeno o la perdita di elettroni.

La suscettibilità all’ossidazione si manifesta in modo inaspettato quando un anello aromatico presenta un sostituente alchilico come il gruppo metilico o etilico. Ad esempio, il toluene, noto anche come metilbenzene, in presenza di permanganato di potassio a caldo, dà luogo alla formazione di acido benzoico secondo la reazione:

C₆H₅CH₃ → C₆H₅COOH

Tuttavia, questa reazione si verifica solo se è presente almeno un idrogeno in posizione benzilica. Ne consegue che nel caso in cui il carbonio benzilico sia terziario, la reazione di ossidazione della catena laterale non avviene. Ad esempio, il t-butilbenzene non subisce alcuna reazione di ossidazione della catena laterale.

Meccanismo di reazione e risultati

Il meccanismo esatto dell’ossidazione delle catene laterali non è completamente compreso. Si ritiene che la rottura di almeno un legame C-H conduca alla formazione di un intermedio, il quale è stabilizzato per risonanza con il gruppo arilico. L’ossigeno contenuto nel permanganato di potassio probabilmente rimuove l’idrogeno benzilico in una reazione di tipo radicalico.

Inoltre, è importante sottolineare che l’ottenimento di acido benzoico avviene a prescindere dal numero di atomi di carbonio presenti sulla catena laterale. In altre parole, l’ossidazione del n-butilbenzene produce sempre acido benzoico come prodotto.

Applicazioni industriali

Dal punto di vista industriale, l’ossidazione delle catene laterali viene effettuata utilizzando aria in presenza di sali di cobalto come catalizzatori.

In sintesi, mentre gli anelli aromatici sono generalmente resistenti all’ossidazione, la presenza di sostituenti alchilici può rendere le catene laterali suscettibili a questo tipo di reazione. L’ossidazione delle catene laterali è un fenomeno di grande interesse sia dal punto di vista accademico che industriale nella chimica organica.

Protettori solari: composizione, radiazioni U.V.

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Protettori solari: composizione, radiazioni U.V.

La Composizione dei Protettori Solari e le Radiazioni UV

I protettori solari hanno il compito di difendere la pelle dalle radiazioni ultraviolette emanate dal sole, le quali costituiscono la principale fonte di raggi UV sulla terra. Le radiazioni ultraviolette, appartenenti allo spettro elettromagnetico, hanno una lunghezza d’onda compresa tra 400 e 10 nm e possono essere suddivise in quattro sottobande: UVA, UVB, UVC e VUV in base alla loro lunghezza d’onda.

Effetti delle Radiazioni UV e Protezione Solare

L’esposizione alle radiazioni UV può avere effetti diversi, dal positivo come l’abbronzatura e la formazione di vitamina D, ai danni, come l’abbronzatura e la formazione di vitamina D drocassero, l’invecchiamento precoce della pelle, disturbi del sistema immunitario, lesioni oculari e cancro della pelle. Pertanto, è essenziale proteggersi dalle radiazioni solari utilizzando le creme solari adeguate, che devono proteggere da tutti i tipi di radiazioni UV, essere fotostabili, resistenti all’acqua e al sudore, e non essere tossiche o sensibilizzanti.

Composizione dei Protettori Solari

I protettori solari contengono sia sostanze organiche che inorganiche, con queste ultime costituite da biossido di titanio (TiO2) e ossido di zinco (ZnO). Il biossido di titanio è noto per assorbire la luce UV ma, a causa della formazione di radicali cancerogeni per la pelle in seguito a reazioni fotochimiche, viene solitamente ricoperto con silice o allumina. Nelle formulazioni più recenti, il biossido di titanio, combinato con oli, viene utilizzato sotto forma di nanoparticelle per aumentare la superficie di contatto con i raggi solari, contribuendo anche a dare un effetto ottico di trasparenza.

Ruolo dell’Ossido di Zinco e Sostanze Organiche

L’ossido di zinco, con caratteristiche simili, può essere presente in aggiunta o in alternativa al biossido di titanio, anch’esso sotto forma di nanoparticelle. Entrambi producono un effetto specchio che riflette i raggi solari, agendo come filtri fisici. Le sostanze organiche contenute nei protettori solari, di solito molecole aromatiche con gruppi carbonilici che contengono più cromofori, sono in grado di riflettere e disperdere la luce solare.

In conclusione, i protettori solari giocano un ruolo cruciale nel proteggere la pelle dagli effetti dannosi delle radiazioni UV, e comprendere la loro composizione e il loro funzionamento può aiutare a fare scelte consapevoli nella protezione della pelle esposta al sole.

Meccanica quantistica: equazioni fondamentali, Planck, Einstein, Bohr, de Broglie, Heisenberg, Schrödinger

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Meccanica quantistica: equazioni fondamentali, Planck, Einstein, Bohr, de Broglie, Heisenberg, Schrödinger

Equazioni fondamentali e i Premi Nobel che hanno rivoluzionato la meccanica quantistica

La meccanica quantistica, insieme alla teoria della relatività, rappresenta un punto di svolta nella storia della fisica, separando la fisica classica dalla fisica moderna. Ai primi del XX secolo, numerosi fisici hanno contribuito allo sviluppo di queste nuove teorie, le quali hanno rivoluzionato la comprensione del mondo subatomico e della luce.

Max Planck e la quantizzazione dell’energia

Max Planck, insignito del premio Nobel per la Fisica nel 1918, ha elaborato la teoria dei quanti, secondo la quale alcune grandezze, come energia e momento angolare, variano solo in valori discreti, chiamati quanti. La sua formula E = hν, in cui E rappresenta l’energia del quanto di luce, e h è la costante di Planck, ha rivoluzionato la fisica.

Albert Einstein e la teoria della relatività

Albert Einstein, premio Nobel per la Fisica nel 1921, ha apportato un contributo epocale alla scienza, dimostrando la validità della teoria dei quanti di Planck nell’effetto fotoelettrico. La celebre equazione E=mc^2 ha evidenziato il legame tra materia ed energia, cambiando il modo di interpretare il mondo fisico.

Niels Bohr e la moderna teoria atomica

Nei suoi studi sullo spettro di assorbimento e di emissione dell’idrogeno, il premio Nobel per la Fisica nel 1922, Niels Bohr, ha ipotizzato che gli elettroni si muovano lungo orbite circolari quantizzate, emettendo radiazione solo quando passano da un’orbita a maggiore energia a una a minore energia.

Louis de Broglie e il dualismo onda-particella

Louis de Broglie, premio Nobel per la Fisica nel 1929, ha teorizzato che la materia possieda proprietà ondulatorie, associando a ogni particella una lunghezza d’onda inversamente proporzionale alla sua massa e velocità, dimostrando il dualismo onda-particella.

Werner Heisenberg e il principio di indeterminazione

Werner Heisenberg, premio Nobel per la Fisica nel 1932, ha studiato il moto degli elettroni, formulando il principio di indeterminazione. Tale principio afferma che alcune grandezze fisiche, come posizione e quantità di moto, non possono essere conosciute simultaneamente con precisione.

Erwin Schrödinger e l’equazione d’onda

Erwin Schrödinger, insignito del premio Nobel per la Fisica nel 1933, ha dato un contributo fondamentale alla meccanica quantistica con l’equazione d’onda, che descrive il comportamento ondulatorio della materia. Le funzioni d’onda devono soddisfare a specifiche condizioni, e solo alcune di esse sono accettabili per rappresentare la realtà fisica o chimica.

L’evoluzione della meccanica quantistica ha rivoluzionato la nostra comprensione della materia e della luce, portando a una visione completamente diversa del mondo subatomco.

Ordine di una reazione: reazioni del primo, secondo, terzo ordine, ordine zero, grafici

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Ordine di una reazione: reazioni del primo, secondo, terzo ordine, ordine zero, grafici

Ordine di reazione nella chimica: definizione, legge di velocità e classificazione delle reazioni

L’ordine di una reazione chimica è uno dei concetti fondamentali della cinetica chimica, e viene determinato sperimentalmente attraverso la legge di velocità. Tale ordine può assumere valori positivi, negativi o nulli e non può essere dedotto unicamente dalla stechiometria della reazione. Nella legge di velocità possono essere inclusi o meno tutti i reagenti, comprese le specie non presenti nella stechiometria, come i catalizzatori.

La velocità di una reazione è proporzionale alla concentrazione dei reagenti, ciascuna elevata a una potenza; la somma delle potenze è definita come ordine di reazione. Nell’equazione cinetica, la costante di velocità è rappresentata da “k” mentre le potenze rispetto ai reagenti sono denotate come “x”, “y” e “z”. L’ordine di una reazione è dato dalla somma di queste potenze.

A seconda dell’ordine di reazione, le reazioni chimiche possono essere classificate come reazioni di ordine zero, del primo, del secondo e del terzo ordine.

# Reazioni di ordine zero

Le reazioni di ordine zero sono caratterizzate dall’avere un’ordine di reazione nullo, come ad esempio la decomposizione dell’ammoniaca in presenza di catalizzatori come l’oro o il molibdeno. In queste reazioni, la velocità non dipende dalla concentrazione del reagente che si consuma sempre alla stessa velocità fino alla sua completa scomparsa. La costante di velocità “k” ha come unità di misura M/s, ovvero mol/L x s.

# Reazioni del primo ordine

Le reazioni del primo ordine sono caratterizzate dall’avere un’ordine di reazione pari a uno, come ad esempio la decomposizione termica del pentossido di diazoto. In queste reazioni, la velocità dipende solo dalla concentrazione di uno dei reagenti. Il decadimento di isotopi radioattivi avviene secondo una cinetica del primo ordine. L’unità di misura della costante di velocità “k” è s^-1.

# Reazioni del secondo ordine

Le reazioni del secondo ordine sono caratterizzate dall’avere un’ordine di reazione pari a due, come ad esempio la decomposizione termica del monossido di diazoto. Esistono due tipologie di reazioni, in cui due molecole dello stesso reagente si combinano o due reagenti diversi si combinano in un solo stadio. In entrambi i casi, l’unità di misura della costante di velocità “k” è M^-1s^-1, ovvero L mol^-1s^-1.

# Reazioni del terzo ordine

Le reazioni del terzo ordine sono caratterizzate dall’avere un’ordine di reazione pari a tre, come ad esempio la reazione tra monossido di azoto e ossigeno. Esistono tre tipologie di reazioni in questo caso: tre molecole dello stesso reagente si combinano, due molecole di uno stesso reagente si combinano con una molecola di un altro reagente, o tre specie reagiscono tra loro. La costante di velocità “k” ha l’unità di misura [A][B][C], essendo la reazione del primo ordine rispetto a tutti i reagenti.

In sintesi, l’ordine di una reazione chimica è un parametro di fondamentale importanza per comprendere la cinetica di una reazione. La sua determinazione sperimentale è essenziale per la corretta formulazione della legge di velocità e la comprensione del comportamento quantitativo delle reazioni chimiche.

Idrossiapatite: dissoluzione, pH

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Iddrossiapatite: dissoluzione e impatto del pH

L’idrossiapatite è un minerale che contiene il gruppo fosfato e fa parte delle apatiti, insieme alla fluorapatite e alla cloroapatite. La sua formula è Ca5(PO4)3(OH), anche se spesso è indicata come Ca10(PO4)6(OH)2 in quanto la cella elementare del cristallo è costituita da due molecole.

Nonostante sia un minerale raro, l’idrossiapatite rappresenta il maggior componente delle ossa umane, costituendo il 99% del calcio immagazzinato nel tessuto osseo. Questo minerale è anche presente nello smalto dei denti, il tessuto più duro del corpo umano, costituendone il 96%.

La carenza di idrossiapatite può portare allo sviluppo di patologie come l’osteoporosi, che colpisce molte donne in età post-menopausale, aumentando la fragilità delle ossa e il rischio di fratture.

Nei denti, l’idrossiapatite presente nello smalto e nella dentina contribuisce alla durezza e alla resistenza della struttura dentale. Tuttavia, i microrganismi presenti nella placca batterica possono dissolvere la matrice minerale, causando lesioni cavitate che conducono alla formazione della carie dentale.

La placca batterica, popolata da batteri come lo streptococco mutans e il lactobacillo, può produrre scorie acide dai zuccheri presenti, danneggiando la superficie dello smalto dentario. La dissoluzione dell’idrossiapatite è regolata dal prodotto di solubilità, influenzato dal pH. Valori bassi di pH possono aumentare la solubilità dell’idrossiapatite, portando alla dissoluzione.

Quando la saliva raggiunge valori di pH critici dovuti a scarsa igiene o all’assunzione di cibi o bevande acide, si verifica la solubilizzazione dell’idrossiapatite, predisponendo all’insorgenza della carie dentaria. La saliva, che di solito ha un pH tra 6.5 e 7.5, svolge un ruolo importante nel mantenimento dell’integrità dello smalto dentale.

Configurazione degli ioni metallici di transizione: Teoria del campo dei leganti

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Configurazione degli ioni metallici di transizione: Teoria del campo dei leganti

La configurazione elettronica degli ioni metallici di transizione che presentano in genere più numeri di ossidazione spiega la variazione di colorazione nei complessi. La relazione esistente tra la configurazione elettronica di un metallo di transizione e gli ioni che esso può formare è complessa. Prendiamo ad esempio il cobalto, con configurazione elettronica Co: [Ar] 4s^2, 3d^7.

Nonostante l’energia degli elettroni nell’orbitale 4s sia inferiore a quella nell’orbitale 3d, gli ioni Co^2+ e Co^3+ presentano rispettivamente configurazioni elettroniche [Ar] 3d^7 e [Ar] 3d^6. Questo indica che gli elettroni vengono persi prima dall’orbitale s e successivamente dall’orbitale d.

Per esempio, nel caso del cobalto, appartenente al nono gruppo, Co^2+ avrà 7 elettroni nell’orbitale d, mentre Co^3+ ne avrà 6. Durante gli studi sui complessi dei metalli di transizione, sono emerse diverse caratteristiche sperimentali ai quali si è cercato di dare spiegazione.

Complessi

I complessi dei metalli di transizione spesso presentano colori diversi. Ad esempio, considerando tre complessi in cui il nichel ha numero di ossidazione +2:

[Ni(CN)4]^2− giallo
[Ni(NH3)6]^2+ blu
[Ni(H2O)6]^2+ verde

Inoltre, se il numero di ossidazione del metallo varia, il colore del complesso cambia. Un esempio è il complesso [Cr(H2O)6]^2+ che è viola, mentre [Cr(H2O)6]^3+ è blu-violetto pallido.

Alcuni ioni dei metalli di transizione presentano un numero di coordinazione fisso e una determinata geometria molecolare, mentre per altri ioni tali grandezze sono variabili. Ad esempio, mentre i complessi dello ione Cr^3+ sono esacoordinati e presentano geometria ottaedrica, i complessi dello ione Co^2+ possono avere geometria ottaedrica o geometria tetraedrica.

Alcuni complessi dei metalli di transizione danno luogo a una reazione molto lenta quando i leganti sono sostituiti da altri, mentre altri complessi analoghi danno una reazione molto veloce.

Teoria del campo dei leganti

Tali comportamenti possono essere spiegati dalla Teoria del campo dei leganti, che si basa sulle seguenti ipotesi:

Si assume che il legame tra lo ione metallico centrale e i leganti sia di tipo ionico, imputabile esclusivamente a forze di natura elettrostatica. Le interazioni elettrostatiche avvengono tra lo ione centrale avente carica positiva e i leganti.

Tutti gli orbitali d (d_z2, d_xz, d_yz, d_xy, d_x2-y2) anche se hanno forme e orientazioni diverse hanno la stessa energia in un atomo metallico, ma nei complessi metallici alcuni orbitali d hanno energie diverse, chiamato splitting degli orbitali d.

Nei complessi metallici, gli orbitali d si separano in due gruppi: il gruppo t2g di energia minore, triplicemente degenere, e il gruppo eg di energia superiore doppiamente degenere, causando il fenomeno dello splitting del campo cristallino.

Questi concetti aiutano a spiegare il comportamento dei complessi dei metalli di transizione, con i loro colori diversi e le loro reazioni differenziate in presenza di leganti.

La relazione tra spin molecolare e colorazione dei complessi di coordinazione

L’energia elettronica degli orbitali d nei complessi di coordinazione è un aspetto cruciale nella determinazione delle proprietà fisiche e chimiche di questi composti. Il numero di elettroni spaiati in t_2g e in e_g è fondamentale nella definizione della molteplicità di spin. Lo spin molecolare influisce direttamente sulla colorazione dei complessi di coordinazione.

La relazione tra la spesa energetica per posizionare gli elettroni in un orbitale e_g, la massimizzazione della molteplicità di spin e l’energia repulsiva di appaiamento P, è determinante per comprendere le proprietà dei complessi di coordinazione. I valori di Δ e P dipendono dalla natura dei leganti e dal metallo presente.

Nel contesto dei complessi ottaedrici regolari, l’alternanza tra alto e basso spin è possibile esclusivamente per le configurazioni elettroniche d⁴, d⁵, d⁶ e d⁷. La conoscenza dell’energia di stabilizzazione e destabilizzazione per ogni elettrone t_2g ed e_g consente di calcolare l’energia di stabilizzazione complessiva (CFSE) per le configurazioni da d¹ a d¹⁰.

L’analisi della configurazione elettronica dei complessi di coordinazione permette di prevederne molte proprietà. Ad esempio, la lunghezza d’onda dell’assorbimento della radiazione, che determina la colorazione del complesso, può essere ricavata conoscendo Δ e considerando che l’assorbimento di un quanto di luce promuove un elettrone dagli orbitali t_2g a quelli e_g.

Un esempio concreto di questa relazione è rappresentato dal complesso [Ti(H₂O)₆]³⁺, un complesso d¹, in cui l’elettrone occupa uno dei tre orbitali t_2g e la colorazione rossa dipende dalla promozione di tale elettrone dal livello t_2g al livello e_g.

Questa correlazione tra spin molecolare e proprietà di assorbimento della radiazione fornisce una comprensione più approfondita della chimica dei complessi di coordinazione e delle loro caratteristiche fisiche e ottiche.

Tavola periodica e periodicità: legge delle ottave, gruppi, periodi

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Tavola periodica e periodicità: legge delle ottave, gruppi, periodi

La periodicità della tavola periodica moderna, che segue la suddivisione in periodi e gruppi proposta da Mendeleev, è stata individuata da Alexandre Beguyer de Chancourtois nel 1862, quando ha identificato una periodicità nelle proprietà fisiche degli elementi. Il primo a suddividere i 52 elementi conosciuti in 13 gruppi, basandosi sulle loro proprietà fisiche e chimiche, è stato William Odling. Recenti ricerche e studi hanno semplificato questa grande scoperta e hanno portato all’attuale tavola periodica.

Successivamente, nel 1863, John Newlands catalogò gli elementi in base al peso atomico, notando che le proprietà fisiche e chimiche si ripetevano ad intervalli di otto elementi, enunciando così la legge delle ottave. Questa legge contribuì significativamente alla comprensione della disposizione degli elementi.

Mendeleev, nel 1869, predisse l’esistenza di altri elementi, descrivendone le loro proprietà chimiche e fisiche. L’importanza della tavola periodica e delle previsioni di Mendeleev furono riconosciute pochi anni dopo, in seguito alla scoperta degli elementi scandio, gallio e germanio, che occupavano alcuni posti vuoti nella tavola e possedevano le proprietà fisiche previste secondo la loro posizione.

All’interno della tavola periodica, ci sono sette file orizzontali chiamate periodi e 18 colonne verticali chiamate gruppi. Inoltre, ci sono due file che separano i lantanidi e gli attinidi. La tavola periodica moderna costituisce un supporto indispensabile per ogni chimico, poiché ne conserva la suddivisione in periodi e gruppi.

Gli elementi del blocco s sono costituiti da quelli del 1° e del 2° gruppo e sono tutti metalli, ad eccezione dell’idrogeno. Gli elementi del primo gruppo, noti come metalli alcalini, sono litio, sodio, potassio, rubidio, cesio e francio. Hanno tutti numero di ossidazione +1 e sono caratterizzati da bassa energia di prima ionizzazione e bassa elettronegatività.

Gli elementi del secondo gruppo, detti metalli alcalino-terrosi, sono berillio, magnesio, calcio, stronzio, bario e radio, che è un elemento radioattivo. Hanno tutti numero di ossidazione +2 e presentano maggiore durezza, punto di fusione più alto e densità maggiore rispetto ai metalli alcalini. I sali di calcio, stronzio e bario danno colorazioni caratteristiche ai saggi alla fiamma.

Gli elementi del blocco p si trovano a destra della tavola periodica e sono separati dagli elementi del blocco s tramite il blocco dei metalli di transizione. Appartengono al blocco p gli elementi di sei gruppi, ognuno caratterizzato da specifiche proprietà. Ad esempio, gli elementi del Gruppo 13, come il boro, hanno configurazione elettronica s2, p1 e, ad eccezione del boro, sono tutti metalli.

I Gruppi 14 e 15, invece, includono elementi con configurazioni elettroniche diverse e possono presentare più numeri di ossidazione. Questa varietà di proprietà e comportamenti chimici è ciò che rende la tavola periodica così complessa e affascinante per i chimici.

In conclusione, la tavola periodica degli elementi e la sua struttura periodica rappresentano un campo di studio interessante e in continua evoluzione, offrendo un’importante base di conoscenza per comprendere il comportamento e le proprietà degli elementi chimici.

Elementi del Gruppo 15, 16, 17, 18 e del blocco d nella Tavola Periodica

I componenti del Gruppo 15 della Tavola Periodica, noti anche come Pnicogeni, presentano una configurazione elettronica s², p³ e possono manifestare differenti numeri di ossidazione. Tale gruppo include l’Azoto e il Fosforo, classificati come non metalli, l’Arsenico e l’Antimonio, classificati come semimetalli, e il Bismuto, classificato come metallo.

Nel Gruppo 16, i componenti presentano una configurazione elettronica s², p⁴ e possono manifestare vari numeri di ossidazione. Questo gruppo include il Zolfo, il Selenio, il Tellurio e il Polonio, che è radioattivo, e sono tutti classificati come non metalli.

I membri del Gruppo 17, noti come Alogenii, presentano una configurazione elettronica s², p⁵ e possono manifestare differenti numeri di ossidazione, ad eccezione del Fluoro che ha costantemente un numero di ossidazione pari a -1. Questo gruppo include il Cloro, il Bromo, l’Iodio e l’Astato, noti per la loro reattività e elevata elettronegatività.

Il Gruppo 18 è composto dai Gas Nobili, che presentano una configurazione elettronica s², p⁶, ad eccezione dell’Elio che ha una configurazione elettronica 1s². Questi elementi sono poco reattivi e solo il Xeno e il Kripto formano composti di fluoruro. A parte il Radon, gli altri elementi del gruppo possono essere trovati in tracce nell’atmosfera.

Infine, il blocco d include gli elementi dal terzo al dodicesimo gruppo, in cui avviene il progressivo riempimento dell’orbitale d, passando da s²d¹ a s²d¹⁰, con alcune eccezioni come nel caso del Cromo, che ha una configurazione s¹d⁵, e dei membri del gruppo 11 (rame, argento, oro, e roentgenio), noti come metalli nobili, che hanno una configurazione s¹d¹⁰.

L’informazione sulla Tavola Periodica è cruciale per comprendere le caratteristiche e il comportamento degli elementi chimici, oltre a essere fondamentale per lo sviluppo di studi e applicazioni nell’ambito della chimica.

Legge dell’indipendente mobilità degli ioni: legge di Kohlrausch

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Legge dell’indipendente mobilità degli ioni: legge di Kohlrausch

La legge dell’indipendente mobilità degli ioni, meglio conosciuta come la legge di Kohlrausch, fu formulata da Kohlrausch basandosi su dati sperimentali sulle conduttività di diversi elettroliti.

Enunciato della legge di Kohlrausch

Secondo questa legge, a diluizione infinita, la dissociazione di un elettrolita è completa e quindi ogni ione contribuisce alla conduttività dell’elettrolita indipendentemente dalla presenza di altri ioni.

Conduttività limite degli elettroliti

La conduttività limite equivalente di un elettrolita è la somma algebrica delle conduttività limite equivalente dei suoi ioni costituenti. Può essere espressa anche in termini di conduttività molare, dove la conduttività molare limite di un elettrolita è data dalla somma dei contributi delle conduttività molari limite dei singoli ioni.

Le evidenze sperimentali che portarono Kohlrausch a formulare la sua legge furono le conduttività del sodio e del potassio, che, in soluzioni a diluizione infinita, rimasero costanti a prescindere dal tipo di anione presente. Questo fenomeno ha portato Kohlrausch a concludere che la mobilità degli ioni sodio e potassio a diluizione infinita non era influenzata dalla natura degli altri tipi di ioni presenti.

Applicazioni della legge di Kohlrausch

La legge di Kohlrausch è applicabile anche per calcolare le conduttività limite di elettroliti deboli. Ad esempio, la conduttività di un elettrolita debole come CH3COOH può essere calcolata conoscendo le conduttività di elettroliti forti come CH3COONa, HCl e NaCl.

La legge di Kohlrausch trova ulteriori applicazioni nella determinazione del grado di ionizzazione α di un elettrolita debole. Il grado di ionizzazione di un elettrolita debole è dato dal rapporto tra il numero di ioni formati dalla ionizzazione parziale dell’elettrolita rispetto al numero di ioni che si sarebbero formati a seguito della completa dissociazione.

In conclusione, la legge di Kohlrausch ha un ruolo significativo nell’analisi delle proprietà elettriche degli elettroliti e nella comprensione della conduttività elettrica delle soluzioni.

Reazione di Finkelstein: meccanismo, fattori che influenzano la reazione

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Reazione di Finkelstein: meccanismo, fattori che influenzano la reazione

La Reazione di Finkelstein: Meccanismo e Fattori che ne Influenzano il Risultato
La reazione di Finkelstein è un processo chimico che permette la trasformazione di un alogenuro alchilico in un altro. La reazione fu riportata per la prima volta nel 1910 dal chimico tedesco Hans Finkelstein. La preparazione di un ioduro alchilico può essere ottenuta a partire da un cloruro o bromuro alchilico in presenza di ioduro di sodio o di potassio in acetone secondo il meccanismo SN2 (sostituzione nucleofila bimolecolare).

Durante la reazione, si verifica un’inversione di configurazione quando il carbonio legato al gruppo uscente è chirale. Nei casi degli alogenuri arilici, la reazione avviene solo in presenza di ioduro di rame (I) CuI, che funge da catalizzatore, e a una temperatura di -40°C.

Un fattore che favorisce il completamento della reazione è la diversa solubilità dei sali in acetone: la solubilità del cloruro o del bromuro di sodio è minore rispetto a quella dello ioduro di sodio. Durante la reazione, si ha la precipitazione di NaCl o NaBr che favorisce lo spostamento dell’equilibrio secondo il Principio di Le Chatelier.

Fattori che influenzano la reazione
Nel determinare il risultato della reazione di sostituzione nucleofila, giocano un ruolo fondamentale la nucleofilicità dell’alogenuro, la natura del gruppo uscente, la stabilità del legame carbonio-alogeno presente nel prodotto di reazione e la reattività dell’alogenuro alchilico. Ad esempio, l’ione F- è un cattivo gruppo uscente e forma un legame stabile con il carbonio.

La reazione di Finkelstein può essere sfruttata per ottenere fluoruri alchilici se è presente sotto forma di KF, AgF o HF gassoso con la partecipazione di un etere ciclico per aumentare la solubilità del fluoruro metallico. Inoltre, la reattività dei bromuri alchilici è superiore a quella dei cloruri, e i vari alogenuri mostrano diversi livelli di reattività.

Nella versione modificata della reazione di Finkelstein, un alcol viene dapprima convertito in tosilato o mesilato, che sono entrambi buoni gruppi uscenti, e poi trattato con un alogenuro metallico per ottenere l’alogenuro alchilico.

Catalizzatori al platino: processi, lampada di Döbereiner

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Catalizzatori al platino: processi, lampada di Döbereiner

Catalizzatori al platino: processi e applicazioni

I catalizzatori al platino sono ampiamente impiegati in diversi processi chimici, come l’ossidazione in fase gassosa e l’idrogenazione selettiva. Questi processi sono ampiamente studiati nell’ambito industriale per sviluppare nuove reazioni o migliorare quelle esistenti, poiché giocano un ruolo cruciale nella sintesi di prodotti di uso quotidiano, nella trasformazione di materie prime per ottenere forme di energia e nel supporto per la tutela ambientale e climatica.

I processi catalitici possono essere omogenei, in cui il sistema e il catalizzatore si trovano nella stessa fase, o eterogenei, quando il sistema è in uno stato di aggregazione diverso rispetto al catalizzatore. Le proprietà speciali del platino come catalizzatore sono state conosciute sin dai tempi passati. Ad esempio, J.W. Döbereiner nel 1823 inventò un accenditoio chiamato “lampada di Döbereiner” in cui il platino catalizzava la reazione tra lo zinco e l’acido solforico per produrre idrogeno gassoso.

Inoltre, i catalizzatori al platino e altri metalli preziosi sono impiegati in industriali processi catalitici come nel processo Ostwald per l’ossidazione dell’ammoniaca ad acido nitrico.

Uno dei metodi più ampiamente utilizzati nell’industria chimica e petrolchimica sono i catalizzatori supportati contenenti platino e altri metalli preziosi in sistemi a due componenti. In questa forma, il metallo nobile è disperso sotto forma di nano-cristalli su supporti come allumina, silice o carbone, al fine di realizzare una elevata dispersione della fase metallica e garantire che quasi tutti gli atomi del metallo siano accessibili ai reagenti, generando un gran numero di centri cataliticamente attivi.

Nella depurazione dei gas di scarico dei motori, il platino e altri metalli preziosi vengono utilizzati in catalizzatori come componente attivo. Questi catalizzatori convertono le sostanze nocive contenute nel gas di scarico, come il monossido di carbonio, gli idrocarburi, altre sostanze organiche e gli ossidi di azoto, in anidride carbonica, acqua e azoto.

Fino al 1990, il substrato del catalizzatore era costituito da semplici fili metallici intrecciati, ma in seguito è stato introdotto un nuovo tipo di garza che ha incrementato l’efficienza della conversione e ha esteso la vita del catalizzatore. Nonostante la ricerca di catalizzatori alternativi a causa del costo, il platino rimane indispensabile per questa specie di catalizzatori.

In sintesi, il platino trova un’ampia gamma di applicazioni industriali, incluse la depurazione dei gas di scarico dei motori e vari processi chimici come il processo Ostwald e il processo Andrussow, evidenziando la sua importanza nel settore chimico e petrolchimico.

Postulato di Hammond: meccanismo, cinetica, grafici

Chimica

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Postulato di Hammond: meccanismo, cinetica, grafici

Il Postulato di Hammond: Approfondimento sul Meccanismo delle Reazioni Chimiche

Il postulato di Hammond è fondamentale per comprendere la correlazione tra l’aspetto cinetico e termodinamico delle reazioni chimiche. Una reazione chimica si verifica quando una o più sostanze si trasformano in altre, con le sostanze di partenza definite reagenti e quelle che si formano prodotti.

Meccanismo di Reazione

Il meccanismo di reazione rappresenta l’insieme degli stadi attraverso i quali avviene una reazione. Questi stadi includono la formazione dell’intermedio, dello stato di transizione, la rottura e la formazione di legami chimici che si verificano durante la reazione stessa. La velocità di una reazione è determinata dalla formazione di uno stato del sistema reagente, noto come stato di transizione o complesso attivato, che soddisfa i requisiti di una collisione efficace.

Cinetica delle Reazioni Chimiche

La velocità di una reazione è determinata dall’energia di attivazione del suo stadio più lento, che costituisce il punto determinante della velocità di reazione. L’energia di attivazione rappresenta la minima energia necessaria affinché la reazione possa avvenire. Inoltre, ad ogni reazione è correlato il calore di reazione, che differenzia le reazioni endotermiche (con assorbimento di energia) dalle reazioni esotermiche (con cessione di energia).

Profilo delle Reazioni

Nelle reazioni endotermiche, l’energia dei prodotti è maggiore rispetto a quella dei reagenti, con una variazione di entalpia ∆H > 0. Nel caso delle reazioni esotermiche, l’energia dei prodotti è minore rispetto a quella dei reagenti, con una variazione di entalpia ∆H