back to top
Search here...
Home Blog Pagina 282

Determinazione del rame in un minerale: iodometria, reagenti e soluzioni standard

Fabrice Deseaux
-
0
Determinazione del rame in un minerale: iodometria, reagenti e soluzioni standard

*Determinazione del rame in un minerale tramite titolazione iodometrica

*

La determinazione del contenuto di rame in un minerale può essere effettuata attraverso un metodo di titolazione indiretta noto come . In presenza di una soluzione acida, gli agenti sono in grado di ossidare in modo quantitativo lo ioduro a iodio, che può essere titolato con una soluzione standardizzata di .

Titolazione Iodometrica

I metodi iodometrici vengono impiegati per diverse ragioni, tra cui la disponibilità ad alta purezza di ioduro di potassio, l’alta sensibilità dell’indicatore usato nella titolazione (la salda d’amido) e la rapidità delle reazioni, nonché la stabilità del tiosolfato di sodio. Questi metodi trovano applicazione nella determinazione di forti agenti ossidanti e anche nell’analisi del rame all’interno di un minerale, principalmente presente come CuO.

Un campione di minerale, contenente il rame principalmente come CuO, viene sciolto in acido nitrico che ossida il rame a Cu^2+. Alla soluzione contenente ioni di rame viene quindi aggiunto ioduro di potassio, che riduce gli ioni Cu^2+ a Cu^+ sotto forma di CuI, dando luogo a ioni I_3-. Successivamente, gli ioni I_3- vengono titolati con una soluzione di tiosolfato di sodio. Il punto finale della titolazione viene evidenziato dalla variazione di colore della salda d’amido.

Reagenti e Standard

La preparazione delle soluzioni standard è una fase cruciale del processo analitico. È necessario prendere tutte le precauzioni per garantire la corretta caratterizzazione e standardizzazione delle soluzioni di tiosolfato di sodio, iodato di potassio e salda d’amido.

Determinazione del Rame

La determinazione del rame all’interno del minerale avviene in diverse fasi. Inizialmente, il minerale viene trattato a caldo con acido nitrico per dissolvere il rame presente come CuO. Successivamente, viene aggiunto ioduro di potassio per precipitare il rame come CuI, il quale viene poi titolato con la soluzione standardizzata di tiosolfato di sodio. Si aggiunge anche tiosolfato per assicurare che eventuali tracce di ioduro o ioni I_3- siano completamente ridotte. Dopo almeno tre titolazioni ripetute, la quantità di rame presente nel minerale viene determinata.

In conclusione, l’iodometria rappresenta un metodo analitico affidabile per determinare la quantità di rame presente in un minerale. La corretta standardizzazione delle soluzioni e l’esecuzione precisa delle fasi analitiche sono fondamentali per ottenere risultati accurati.

Riducenti: litio alluminio idruro, sodio boroidruro, diborano, reattivi di Grignard

Fabrice Deseaux
-
0
Riducenti: litio alluminio idruro, sodio boroidruro, diborano, reattivi di Grignard

Riducenti chimici: , , , reattivi di Grignard

I riducenti sono composti utilizzati nelle reazioni di riduzione. Tale processo avviene con la perdita di ossigeno, l’acquisto di o l’acquisto di elettroni. Tra i più diffusi troviamo il litio alluminio idruro, il sodio boro idruro, il diborano, l’idrogeno gassoso, il reattivo di Grignard, il litio cuprato (reagente di Gilman) e il sodio.

Litio alluminio idruro

Il litio alluminio idruro (LiAlH4) è un forte agente riducente non selettivo, che funge da fonte di ioni idruro (H^-). Viene impiegato per la riduzione di aldeidi, chetoni, esteri, acidi carbossilici, alogenuri acilici e ammidi. Durante queste reazioni, lo ione idruro attacca il gruppo carbonilico, mentre il litio alluminio idruro può reagire con altre molecole presenti producendo idrogeno, rendendo necessarie condizioni anidre e un eccesso di reagente, con l’uso di solvente come l’etere etilico.

Sodio boroidruro

Il sodio boroidruro (NaBH4) è meno reattivo del litio alluminio idruro ed è impiegato per la riduzione di aldeidi, chetoni e cloruri acilici ad alcol. Tuttavia, non riduce esteri, ammidi, acidi e nitrili. Anche in questo caso, l’ione idruro attacca il carbonio carbonilico. Dopo la reazione, si aggiunge una soluzione acida e si procede con l’estrazione dei prodotti organici.

Diborano

Il diborano (B2H6) è caratterizzato dalla struttura a ponte in cui ciascun atomo di boro è legato a due atomi di idrogeno detti atomi di idrogeno terminali. A differenza degli altri riducenti, non agisce come fonte di ioni idruro ma si lega in maniera concertata ai doppi legami carbonio-carbonio.

Idrogeno gassoso

L’idrogeno gassoso è il miglior riducente in quanto la riduzione è definita come l’addizione di idrogeno. Tuttavia, a causa della forza del legame H-H e l’assenza di polarità nel legame, risulta poco reattivo. Solo alcuni metalli come il platino, il palladio e il nichel si legano all’idrogeno in modo efficace.

In conclusione, i riducenti giocano un ruolo fondamentale nelle reazioni di riduzione in chimica organica. La scelta del riducente appropriato dipende dal tipo di legame da ridurre e dalle condizioni specifiche in cui si svolge la reazione.Meccanismo di riduzione e reazioni di sostituzione in chimica organica

L’ catalitica di un alchene interrompe il legame H-H secondo un meccanismo specifico. Questa reazione avviene con l’addizione di idrogeno agli alcheni, agli alchini e ai composti carbonilici utilizzando determinati metalli come catalizzatori. Durante tale processo, si forma una struttura sinergica in cui i due atomi di idrogeno si legano dalla stessa parte del doppio legame, noto come addizione syn o reazione stereospecifica in cis.

Reattivi di Grignard
I reattivi di Grignard sono composti organometallici con formula R-MgX (dove R = fenile o alchile) ottenuti dalla reazione di un alogenuro alchilico con il magnesio in presenza di dietiletere. Questi composti conducono un attacco nucleofilo al carbonio carbonilico, determinando la rottura del doppio legame carbonio-ossigeno e la formazione di un alcol. Essi possono ridurre aldeidi, chetoni, esteri, acidi carbossilici e alogenuri acilici ad alcoli, oltre ad addizionarsi due volte agli esteri e agli alogenuri acilici per produrre alcoli terziari.

Litio cuprato
I dialchil litiocuprati R2CuLi sono meno reattivi e più selettivi rispetto ai reattivi di Grignard. Questi composti reagiscono lentamente con aldeidi e chetoni, ma più rapidamente con gli acidi carbossilici, riducendo anche cloruri acilici a chetoni.

Sodio
La reazione di Wurtz vede l’interazione di un alogenuro alchilico con il sodio per produrre un alcano in una reazione di accoppiamento. Tale processo avviene secondo un meccanismo specifico.

In sintesi, la chimica organica comprende una vasta gamma di reazioni e meccanismi, che consentono la formazione di nuovi legami e la trasformazione di composti in modo selettivo e specifico. Questi processi rappresentano uno dei pilastri fondamentali della chimica organica moderna, consentendo lo sviluppo di nuovi composti e materiali con applicazioni in molteplici settori scientifici e industriali.

Reazioni chimiche. Esercizi svolti

Fabrice Deseaux
-
0
Reazioni chimiche. Esercizi svolti

Esercizi svolti sulle reazioni chimiche e il calcolo delle masse e dei volumi coinvolti

Le reazioni chimiche sono fenomeni in cui una o più sostanze, chiamate reagenti, si trasformano in una o più sostanze differenti, dette prodotti. Questi processi possono avvenire con scambio di elettroni, come nelle , oppure senza scambio di elettroni, come nelle .

Quando le reazioni chimiche sono bilanciate, ovvero si conoscono i , è possibile applicare il concetto di mole per determinare le masse delle specie coinvolte nella reazione.

Calcolo delle Masse e dei Volumi nelle Reazioni Chimiche

) Calcolo della massa di CaO e del volume di CO2 a STP ottenuti dal riscaldamento di 50 Kg di carbonato di calcio con una purezza del 90%.

La massa effettiva di carbonato di calcio nel campione è di 50 Kg * 90/100 = 45 Kg. Le moli di CaCO3 presenti sono pari a 45000 g / 100 g/mol = 450. Dalla reazione bilanciata, CaCO3 → CaO + CO2, sappiamo che il rapporto stechiometrico tra le specie è 1:1:1, e quindi le moli di CaO e CO2 prodotte sono entrambe pari a 450. La massa di CaO ottenuta è 450 mol * 56 g/mol = 25.2 Kg. A STP, il volume di CO2 è 22.4 L/mol * 450 mol = 1.01 * 10^4 L.

2) Calcolo della massa di FeS prodotta dalla reazione di 5.6 g di Fe con un eccesso di zolfo.

Le moli di ferro sono 5.6 g / 55.847 g/mol = 0.10. Dalla reazione bilanciata Fe + S → FeS, si ottiene che le moli di FeS prodotte sono anch’esse 0.10, quindi la massa di FeS corrisponde a 0.10 mol * 87.913 g/mol = 8.8 g.

3) Calcolo della massa di ossido di ferro (III) ottenuta dalla reazione di 5.00 g di ferro con un eccesso di ossigeno.

Le moli di ferro sono 5.00 g / 55.847 g/mol = 0.0895. Dalla reazione bilanciata 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3, il rapporto stechiometrico tra ferro e ossido di ferro (III) è di 4:2, quindi le moli di Fe2O3 sono 0.0895/2 = 0.0448, corrispondenti a una massa di 7.15 g.

4) Calcolo della percentuale di manganese presente nel prodotto dopo la reazione di decomposizione del biossido di magnesio.

Considerando un campione composto per il 80% di MnO2, il 15% di SiO2 e il 5% di H2O e calcolando le masse e le moli coinvolte, si ottiene che la percentuale di manganese presente nel prodotto finale è del 82.4%.

Attraverso questi esercizi svolti, è possibile comprendere e applicare i concetti di bilanciamento delle reazioni chimiche, calcolo delle moli e delle masse, e determinazione dei prodotti di reazione.

Solfato di piombo: solubilità, sintesi, reazioni

Redazione
-
0
Solfato di piombo: solubilità, sintesi, reazioni

Il e le sue caratteristiche

Il solfato di piombo è un composto chimico con formula PbSO4, in cui lo zolfo ha numero di ossidazione +6 e il piombo +2. È utilizzato in vari settori tra cui gli accumulatori al piombo, che convertono l’ chimica in energia elettrica e viceversa, e inoltre è impiegato come pigmento bianco e additivo per stabilizzare il terreno argilloso.

Solubilità del solfato di piombo

Il solfato di piombo è scarsamente solubile in , con un valore di Ksp pari a .8 x 10^-8. Si dissocia secondo l’equilibrio eterogeneo, e la sua solubilità può essere calcolata attraverso l’espressione del prodotto di solubilità, che corrisponde a 1.3 x 10^-4 mol/L o 0.041 g/L.

Proprietà del solfato di piombo

Il solfato di piombo si presenta sotto forma di polvere bianca cristallina ed è solubile in soluzione di idrossido di sodio, acido iodidrico concentrato e sali di ammonio. È scarsamente solubile in acido solforico diluito e solubile in acido solforico concentrato. Si trova anche in natura nell’anglesite, minerale secondario derivato dall’alterazione di minerali contenenti solfuro di piombo come la galena.

Sintesi e reazioni

Il solfato di piombo può essere ottenuto per precipitazione dalla reazione tra un sale solubile di piombo e un solfato solubile, oppure dalla reazione tra e acido solforico. A temperature elevate, subisce decomposizione termica con formazione di ossido di piombo e anidride solforica. Inoltre, reagisce con diversi composti per formare nuovi sali e complessi di piombo.

Usi del solfato di piombo

Oltre a essere utilizzato come pigmento bianco e additivo per il terreno argilloso, il solfato di piombo trova impiego in fotografia, in combinazione con il bromuro di argento, e nella preparazione di vernici ad olio a rapida essiccazione.

In sintesi, il solfato di piombo è un composto con numerose proprietà e utilizzi, che vanno dalla sua presenza in natura alla sua applicazione in vari processi industriali e produzioni commerciali.

Reazioni dell’ozono con composti organici e inorganici

Redazione
-
0
Reazioni dell’ozono con composti organici e inorganici

Reazioni e Applicazioni dell’Ozono

Le reazioni dell’ozono derivano dalla sua instabilità molecolare e dal suo notevole potere ossidante. Il potenziale normale di riduzione dell’ozono rispettivamente alla semireazione di riduzione è di E° = +2.07 V, conferendogli un’alta reattività.

In aggiunta, la decomposizione dell’ozono in produce radicali idrossilici, anch’essi potenti agenti .

Interazione con Composti Inorganici

L’ozono reagisce con il tetracloruro di e l’iodio a -78°C per formare il nonossido di tetraiodio e ossigeno. Inoltre, in presenza di ioduro di potassio, idrossido di potassio e si verificano altre reazioni producendo , ossigeno e nitrato di ammonio.

Similmente, reagisce con vari metalli generando ossidi metallici e ossigeno.

Interazione con Composti dell’Azoto

L’ozono reagisce con gli ossidi dell’azoto producendo biossido di azoto e triossido di azoto. Inoltre, in presenza di ammoniaca, si forma nitrato di ammonio.

Decontaminazione delle Acque

Grazie alle sue proprietà ossidanti, l’ozono è impiegato per la disinfezione delle acque. Questo processo risulta efficace, con l’acqua che non presenta l’odore e il sapore sgradevole del cloro comunemente utilizzato. L’ozono è in grado di eliminare patogeni e impurità come virus e batteri, oltre a ossidare i metalli, i quali possono poi essere rimossi tramite filtrazione meccanica.

Interazione con Composti Organici

L’ozono reagisce con gli alcheni in un processo chiamato ozonolisi, provocando la rottura del legame σ e π nel doppio legame con la formazione di gruppi carbonilici. Questo stesso processo si verifica anche negli alchini, creando anidridi o dichetoni. La presenza di acqua porta all’idrolisi dell’anidride, producendo acidi carbossilici.

Ora che hai appreso di più sulle reazioni e sull’utilizzo dell’ozono, puoi comprendere meglio il suo impatto e le sue applicazioni in diverse situazioni chimiche e ambientali.

Cromo esavalente: diffusione, composti, esposizione, effetti

Redazione
-
0
Cromo esavalente: diffusione, composti, esposizione, effetti

Cromo esavalente: rischi, esposizione e impatto sulla salute umana

Il cromo esavalente è uno degli stati di ossidazione del cromo in diversi composti conosciuto per la sua nocività. Trovandosi in natura nella crocoite e nella lopezite, la sua esposizione può causare gravi problemi di salute, come asma, irritazione cutanea, danni renali e persino cancro respiratorio.

I lavoratori maggiormente esposti sono quelli impiegati nelle acciaierie, a causa dell’utilizzo di cromo per rendere l’acciaio inossidabile. Inoltre, i composti contenenti cromo esavalente sono utilizzati in vari settori industriali come pigmenti per vernici e inchiostri, nonché come agenti anticorrosivi. Tuttavia, a seguito delle sue proprietà tossiche e cancerogene, l’uso del cromo esavalente sarà vietato nell’Unione Europea entro il 2024.

Diffusione del cromo esavalente e suoi effetti sulla salute

Il cromo esavalente si trova anche in quantità elevate nelle vicinanze di industrie siderurgiche e conciarie. È importante notare che il fumo di tabacco contiene alte concentrazioni di cromo esavalente, maggiori negli ambienti chiusi rispetto a quelli all’aperto.

Proprietà e impiego dei composti del cromo esavalente

I composti più comuni del cromo esavalente includono , cromato di bario, cromato di calcio, cromato di stronzio, cromato di potassio, cromato di zinco, , triossido di cromo e . Questi composti presentano variazioni delle proprietà fisiche e sono caratterizzati dai loro colori distinti, nonché dalla loro solubilità in .

Cemento e cromo esavalente: rischi e strategie di mitigazione

Il cromo (VI) è presente nel cemento e durante la sua produzione, l’ossigeno e le alte temperature favoriscono la parziale ossidazione del cromo (III) a cromo (VI). Tuttavia, a seguito di una direttiva della Comunità Europea, i cementi immessi mercato europeo non devono rilasciare, se miscelati con acqua, più di 2 mg/kg di cromo esavalente dal gennaio 2005.

Per adempiere a tali normative e proteggere la salute dei lavoratori, sono state implementate diverse strategie, come l’utilizzo di agenti riducenti come il ferro (II) sotto forma di solfato ferroso, stagno (II) sotto forma di solfato stannoso e antimonio (III) come ossido di antimonio (III).

Il modo in cui il cromo esavalente viene utilizzato e le sue implicazioni sulla salute umana sono temi di crescente interesse e preoccupazione. È fondamentale attuare strategie efficaci per ridurre l’esposizione a questa sostanza nociva in ambienti lavorativi e industriali al fine di tutelare la salute pubblica.

Molibdeno: ruolo biologico, alimenti

Fabrice Deseaux
-
0
Molibdeno: ruolo biologico, alimenti

Ruolo biologico e alimenti ricchi di molibdeno

Il molibdeno costituisce un metallo di transizione che si trova principalmente nella molibdenite, sotto forma di solfuro, che è simile al e alla grafite. Questo mineral è presente nel suolo e viene trasferito agli alimenti, sia vegetali che animali, che vengono consumati.

Una volta assunto, il molibdeno viene assorbito nel sangue dallo stomaco e dall’intestino, per poi essere trasportato al fegato e ai reni dove viene immagazzinato. Questo metallo svolge un ruolo vitale in numerosi processi biologici, agendo come componente enzimatico in importanti catalizzatori biologici. Il molibdeno funziona anche come cofattore per numerosi enzimi che catalizzano trasformazioni chimiche nei cicli del , dell’azoto e dello zolfo. La forma biologica del molibdeno è una molecola organica conosciuta come cofattore molibdeno (Moco) e è presente nel sito attivo degli enzimi noti come molibdoenzimi.

Il Moco è un cofattore organometallico essenziale che si trova in quasi tutti gli organismi e deriva dalla complessazione di uno ione molibdeno da parte della molibdopterina. Nel corpo umano, il molibdeno agisce come cofattore per enzimi come la solfito ossidasi, la xantina ossidasi e l’aldeide ossidasi.

Il molibdeno si trova in alimenti sia di origine animale come manzo, fegato e pollo, che di origine vegetale come legumi, cereali, verdure a foglia verde e noci.

In conclusione, il molibdeno svolge un ruolo fondamentale nei processi biologici essenziali e può essere acquisito tramite il consumo di alimenti specifici.

Solfato di sodio: proprietà, sintesi, reazioni, usi

Fabrice Deseaux
-
0
Solfato di sodio: proprietà, sintesi, reazioni, usi

Il complesso mondo del solfato di sodio: proprietà, sintesi, reazioni e usi

Il solfato di sodio, noto anche come sale di Glauber, è un composto con formula Na2SO4, frequente in forma idrata come nel minerale mirabilite, e in forma anidra nel raro minerale thénardite. La scoperta di questo sale risale al 1625, quando il chimico tedesco Johann Rudolf Glauber lo isolò per la prima volta dall’acqua di una fonte in Austria, da cui prende il nome.

Proprietà

Il solfato di sodio si presenta come un solido cristallino bianco, solubile in acqua e glicerolo, ma scarsamente solubile in etanolo. È una sostanza stabile scarsamente reattiva nei confronti di ossidanti e riducenti a temperature ordinarie, mentre a temperature elevate si riduce a solfuro di sodio. Le sue hanno un valore di pH pari a 7, derivando formalmente dall’acido solforico e dall’idrossido di sodio.

Il solfato di sodio mostra una solubilità anomala in acqua, tipica dei solfati dei metalli alcalini, aumentando di temperatura fino a 32.38°C per poi decrescere.

Sintesi

Il solfato di sodio può essere ottenuto principalmente dai minerali o come sottoprodotto di altri processi industriali. In laboratorio, è ottenuto dalla reazione tra e solfato di magnesio, che porta alla formazione di idrossido di magnesio e biossido di .

A livello industriale, è ottenuto nel corso della produzione dell’acido cloridrico dalla reazione tra cloruro di sodio e acido solforico, oppure dalla reazione tra acido solforico e idrossido di sodio, secondo una reazione esotermica.

Reazioni

Il solfato di sodio reagisce secondo con numerosi sali, producendo composti poco solubili. Si può notare la sua reazione con il nitrato di piombo, il nitrato di calcio e il cloruro di stronzio per formare rispettivamente , solfato di calcio e solfato di stronzio.

Usi

Il solfato di sodio trova impiego nella fabbricazione del vetro per rimuovere le bolle d’aria e come agente essiccante. Viene utilizzato come riempitivo nei detergenti ad uso domestico, dall’industria della carta per la riduzione del legno in polpa e come diluente nei coloranti alimentari.

Anglesite: diffusione, proprietà, usi

Fabrice Deseaux
-
0
Anglesite: diffusione, proprietà, usi

Anglesite:

origine, caratteristiche e impieghi

L’anglesite è conosciuta come un minerale secondario che si forma come risultato dell’alterazione di minerali contenenti , come ad esempio la , ed è composto principalmente da . I cristalli di anglesite possono occasionalmente contenere impurità di galena, il che conferisce loro colorazioni che variano dal grigio al nero.

Francois Sulpice Beudant, un geologo francese, coniò il nome di questo minerale nel 1832, ispirandosi alla località della miniera di Parys sull’isola di Anglesey in Galles.

Distribuzione

Questo minerale si forma principalmente nei depositi di piombo attraverso il processo di ossidazione ed è spesso trovato in associazione con altri minerali come la cerussite, la barite, la limonite e la smithsonite. Cristalli di pregio si possono trovare in vari luoghi come Namibia e Marocco, ma anche in miniere come quelle di Monteponi e Montevecchio in Sardegna. È diffuso anche in Australia, Messico e in diversi stati americani come Pennsylvania, Missouri, Idaho, New Mexico e Arizona.

Caratteristiche

L’anglesite è classificata come un minerale metamorfico, il quale cristallizza nel sistema ortorombico e appartiene al . Presenta una lucentezza caratteristica dei minerali di piombo ed è spesso incolore, bianco, giallo, grigio chiaro, blu o verde, con alcune variazioni multicolori. Il peso specifico è di 6.3 e la durezza varia da 2.5 a 3 nella scala di Mohs. La sua lucentezza è adamantina e mostra fluorescenza alla luce U.V.

Impieghi

Le principali applicazioni dell’anglesite includono la sua utilizzazione come minerale di piombo, come pietra preziosa e come oggetto da collezione. Tuttavia, sebbene possieda una lucentezza perfetta, la sua morbidezza rende difficile l’utilizzo in gioielleria in quanto si graffia facilmente e le sfaccettature si arrotondano rapidamente.

Solfuro di piombo: solubilità, proprietà, reazioni, usi

Fabrice Deseaux
-
0
Solfuro di piombo: solubilità, proprietà, reazioni, usi

: solubilità, proprietà, reazioni e usi

Il solfuro di piombo è un composto inorganico con la formula chimica PbS, in cui il piombo ha il numero di ossidazione +2 che è il più stabile.

Solubilità

Il solfuro di piombo è un sale con un prodotto di solubilità pari a 3 ·10^–28 e si dissocia secondo l’equilibrio eterogeneo: PbS(s) ⇄ Pb^2+(aq) + S^2-(aq). L’espressione del prodotto di solubilità è Kps = [Pb^2+][S^2-]. La solubilità molare all’equilibrio è di 2 · 10^-14 mol/L.

Proprietà

Il solfuro di piombo è un solido cristallino nero e solubile in acido nitrico grazie all’azione ossidante di quest’ultimo che converte S^2- in zolfo elementare. Cristallizza secondo un reticolo cubico a facce centrate analogamente al cloruro di sodio.

Sintesi

Essendo poco solubile, può essere ottenuto tramite una reazione di precipitazione facendo reagire un sale solubile del piombo con un solfuro solubile, ad esempio: PbCl2 + Na2S → PbS + 2 NaCl.

Reazioni

Il solfuro di piombo reagisce con varie sostanze come l’ozono, l’acido cloridrico, l’ ossigenata e l’ossigeno a 1200°C.

Usi

Utilizzato come semiconduttore e fotoconduttore, nonché come pigmento nero. Negli ultimi anni è stato impiegato per ottenere nanoparticelle da utilizzare in dispositivi elettronici o elettrici.

Barite: diffusione, proprietà, usi

Fabrice Deseaux
-
0
Barite: diffusione, proprietà, usi

La barite: distribuzione, caratteristiche e impieghi

La barite, minerale appartenente al , è composta da e può essere rinvenuta in depositi minerari metallici e non metallici. Fu denominata nel 1800 dal mineralogista tedesco Dietrich Ludwig Gustav Karsten, derivando il nome dal greco βαρύς, che significa pesante.

I suoi aggregati cristallini si trovano in strutture granulari o fibrose nei calcari e nelle dolomie. Quando le rocce carbonatiche subiscono alterazioni climatiche, si possono formare grandi accumuli di barite, a contatto con il suolo e il substrato roccioso, sotto forma di concrezioni. Queste concrezioni crescono tra i granelli di sabbia, formando cristalli in forme particolari, come la . La barite è spesso trovata nelle vene idrotermali, in associazione con minerali contenenti solfuro, come l’antimonio, il cobalto, il rame, il piombo, il manganese e l’argento.

Presenza in diverse zone geografiche

La barite è ampiamente diffusa in diverse parti del mondo. Grandi depositi si trovano negli Stati Uniti, in luoghi come la Georgia, il Missouri, il Nevada e il Tennessee, nonché in Canada, nel territorio dello Yukon, di Nuova Scozia e di Terranova. Altri giacimenti si riscontrano in Messico, in luoghi come Hermosillo, Pueblo, Monterrey e Durango, oltre che in Cina, India, Brasile, Iran, Irlanda, Marocco e Liberia.

Caratteristiche e utilizzi

La barite si presenta incolore o con varie sfumature tra il bianco, il blu, il giallo, il grigio e il marrone. Con un peso specifico insolitamente elevato (pari a 4.5) e una bassa durezza secondo la scala di Mohs (2.5-3.5), è poco solubile negli acidi a causa della sua composizione.

La sua principale applicazione è come nelle operazioni di trivellazione di petrolio e gas naturale, dove viene frantumata e mescolata con e altri materiali, per contrastare la forza di risalita di petrolio e gas dal suolo. Ciò permette di prevenire il rilascio esplosivo durante le operazioni sulle piattaforme petrolifere e del gas. Inoltre, la barite viene impiegata come additivo in vernici, smalti e materie plastiche, nonché nella produzione di cristalli.

A causa della sua capacità di assorbire fortemente i raggi X e gamma, la barite è utilizzata nel campo medico come agente di contrasto nella diagnostica radiologica. Altre applicazioni includono la produzione di speciali contenitori per materiali radioattivi, miscelati al cemento, nonché la produzione di pastiglie per freni e frizioni per auto e camion.

Ossido di piombo (IV): proprietà, sintesi, reazioni, usi

Fabrice Deseaux
-
0
Ossido di piombo (IV): proprietà, sintesi, reazioni, usi

Proprietà e utilizzo dell’ (IV)

L’ossido di piombo (IV) o è un composto inorganico dove il piombo ha numero di ossidazione +4 e ha formula PbO2. Questo ossido del piombo si presenta in due forme polimorfiche, α-PbO2 nel minerale scrutinyite e β-PbO2 nel minerale plattnerite. È di colore marrone scuro ed è insolubile in . Poiché il piombo si trova nel suo stato di ossidazione più alto, è un forte ossidante.

Sintesi di biossido di piombo

Il biossido di piombo può essere prodotto dall’ossidazione anodica di di sali di piombo o dall’ossidazione di Pb3O4 in presenza di acido nitrico. Dalla reazione si ottiene anche il nitrato di piombo (II).

Reazioni

L’ossido di piombo (IV) reagisce con varie sostanze come acido solforico, acido nitrico a caldo, e acido cloridrico. Queste reazioni sono di ossidoriduzione, in cui il piombo passa da numero di ossidazione +4 a numero di ossidazione +2 che è più stabile. Poiché il biossido di piombo è un ossido anfotero, reagisce con idrossido di sodio per formare l’esaidrossopiombato (IV).

Usi dell’ossido di piombo (IV)

Oltre ad essere utilizzato come agente ossidante, l’ossido di piombo (IV) è utilizzato come catodo negli accumulatori al piombo. È inoltre utilizzato come additivo nella produzione di fiammiferi, fuochi pirotecnici e coloranti, e come agente vulcanizzante nella produzione della naturale e sintetica.

1...281282283...559Pagina 282 di 559

Questo sito web non rappresenta una testata giornalistica in quanto viene aggiornato senza alcuna periodicità.
Non può pertanto considerarsi un prodotto editoriale ai sensi della legge n° 62 del 7.03.2001.
Alcuni contenuti sono generati attraverso una combinazione di una tecnologia proprietaria di IA e la creatività di autori indipendenti.

[email protected] I contenuti pubblicati su questo sito web sono stati creati utilizzando materiale disponibile pubblicamente e gratuitamente sul web : gli autori originali possono contattarci per eventuali correzioni o aggiornamenti. Ringraziamo tutti coloro che rendono possibile questo sito ogni giorno inviandoci il materiale e gli articoli pubblicati. Le immagini utilizzate sono state prese dal Web : gli autori originali possono contattarci per chiedere la rimozione.
Inoltre può essere condiviso sotto Llicenza Creative Commons e può essere utilizzato senza nessuna richiesta : basta soltanto citare la fonte .

Cambia impostazioni Privacy

© 2010-2024 Chimica Today

è in caricamento