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Acido clorico: proprietà, sintesi, reazioni

Fabrice Deseaux

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21 Luglio 2021

Acido clorico: proprietà, sintesi, reazioni

Acido Clorico: Proprietà, Sintesi e Applicazioni

Descrizione dell’Acido Clorico

L’acido clorico, con formula HClO₃, è un ossiacido in cui il cloro ha un numero di ossidazione +5. Nella sua struttura, il cloro è legato tramite un doppio legame a due atomi di ossigeno e tramite un legame semplice a un gruppo -OH.

Proprietà dell’Acido Clorico

L’acido clorico è considerato un acido forte con una costante di dissociazione pari a 10, il che significa che si dissocia completamente in soluzione secondo l’equazione: HClO₃ → H⁺ + ClO₃^–. È anche un potente ossidante e si decompone a temperature superiori a 40°C attraverso reazioni di disproporzione, producendo acido perclorico e biossido di cloro.

Sintesi dell’Acido Clorico

L’acido clorico può essere sintetizzato in diversi modi:
– Per disproporzione dell’acido cloroso: 2 HClO₂ → HClO + HClO₃
– Per disproporzione dell’acido ipocloroso: 3 HClO → HClO₃ + 2 HCl
– Per reazione di precipitazione da clorato di bario e acido solforico: Ba(ClO₃)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + 2 HClO₃

Applicazioni dell’Acido Clorico

L’acido clorico trova impiego nella rimozione di ossidi di azoto e zolfo dai gas di combustione e da processi chimici, come nitrazioni e decapaggio dei metalli. Reagisce con NO e SO₂ per rimuovere efficacemente tali agenti inquinanti. Il biossido di cloro, prodotto nella reazione, partecipa a processi di ossidazione che generano sottoprodotti come NO, NO₂ e acido nitrico, contribuendo alla rimozione di NO_x/SO_x.

Recenti studi hanno inoltre evidenziato l’efficacia dell’acido clorico nella rimozione di metalli tossici come il mercurio elementare dai gas di scarico degli inceneritori e dagli impianti di cloro-alcali a cella di mercurio, nonché dai gas di combustione delle centrali a carbone. Questo dimostra le potenzialità di questo ossidante in applicazioni di bonifica ambientale.

Biftalato di potassio: standardizzazione di NaOH

Fabrice Deseaux

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20 Luglio 2021

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Biftalato di potassio: standardizzazione di NaOH

Il Biftalato di Potassio: Struttura e Caratteristiche distintive

Il biftalato di potassio (KHP), noto anche come idrogeno ftalato acido di potassio, è un sale di potassio dell’acido ftalico con formula KHC₈H₄O₄. Questo solido ionico cristallino si dissocia in ione potassio e ione biftalato quando solubile in acqua a 20°C.

Proprietà del Biftalato di Potassio

Il KHP è noto per la sua elevata purezza, stabilità, bassa igroscopicità e solubilità in acqua. Presenta una marcata assenza di reazioni con CO₂, non si ossida all’aria, è non tossico, economicamente vantaggioso e facilmente reperibile. Queste caratteristiche lo rendono un eccellente standard primario per le titolazioni.

Standardizzazione di NaOH

Il biftalato di potassio è utilizzato per standardizzare le soluzioni di idrossido di sodio al fine di determinare la concentrazione di acidi forti o deboli mediante titolazione acido-base. La reazione di standardizzazione avviene con rapporto stechiometrico 1:1:

HC₈H₄O₄⁻ + OH⁻ → C₈H₄O₄²⁻ + H₂O

Per determinare il punto finale della titolazione viene impiegata la fenolftaleina come indicatore.

Standardizzazione di HClO₄

L’acido perclorico al 70% m/m reagisce da acido quando miscelato con acido acetico glaciale. Per eliminare l’acqua presente nell’acido perclorico, viene aggiunta anidride acetica, che reagisce con l’acqua per formare acido acetico:

CH₃COOCOCH₃ + H₂O → 2 CH₃COOH

Il biftalato di potassio seccato in stufa reagisce con la forma protonata dell’acido acetico durante la titolazione, utilizzando il violetto di metile come indicatore.

Sali di fosfonio: sintesi, reazioni

Fabrice Deseaux

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19 Luglio 2021

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Sali di Fosfonio: Struttura e Sintesi

I sali di fosfonio sono composti costituiti da un catione poliatomico fosfonio PR₄⁺, dove R può essere un alogeno, un gruppo alchilico o un gruppo arilico. Alcuni sali di fosfonio sono semplici composti quaternari in cui il fosforo è legato all’idrogeno, come ad esempio lo ioduro di fosfonio PH₄I. Questi sali presentano una geometria tetraedrica, con il fosforo che ha un numero di ossidazione +5.

I sali di fosfonio hanno una formula generale PR₄X e sono generalmente incolore. I sali più comuni sono derivati organici quaternari, come il cloruro di tetrafenilfosfonio (C₆H₅)₄P⁺Cl⁻ e lo ioduro di tetrametilfosfonio [P(CH₃)₄]⁺I⁻.

Sintesi dei Sali di Fosfonio

Una varietà di sali di fosfonio può essere ottenuta dall’alchilazione o arilazione di fosfine organiche, in presenza di alogenuri alchilici o arilici, come mostrato nella reazione PR₃ + R’X → [PR₃R’]⁺X⁻. Un esempio importante è il tetrakis(idrossimetil)fosfonio cloruro (THPC), ottenuto dalla reazione tra la fosfina, formaldeide e acido cloridrico: PH₃ + 4 HCHO + HCl → [P(CH₂OH)₄]⁺Cl⁻.

Reagenti di Witting

I sali di alchiltrifenilfosfonio sono ampiamente utilizzati per preparare i reagenti di Wittig. La reazione avviene tra una fosfina trisostituita come la trifenilfosfina e un alogenuro alchilico per formare un sale di fosfonio. Ad esempio, trifenilfosfina + ioduro di metile → ioduro di metiltrifenilfosfonio: P(C₆H₅)₃ + CH₃I → [P(CH₃)(C₆H₅)₃]⁺I⁻.

I sali di fosfonio sono composti stabili che possono essere purificati per ricristallizzazione da etanolo. Per preparare i reagenti di Wittig, il sale di fosfonio è sospeso in un solvente come etere etilico o tetraidrofurano a cui viene aggiunta una base forte come fenillitio.I derivati del fosforo come il n-butillitio sono importanti reagenti utilizzati in ambito chimico per diverse applicazioni. Essi trovano impiego come catalizzatori e reagenti nella sintesi organica, nonché come precursori di composti metallorganici.

Applicazioni

I sali di fosfonio sono ampiamente impiegati come reagenti e catalizzatori nella sintesi organica. In particolare, essi sono utilizzati come precursori per la produzione di composti metallorganici. I reagenti di Witting, ad esempio, trovano applicazione nella reazione di Wittig, un procedimento chimico in cui un gruppo carbonilico viene sostituito con un gruppo alchenico.

Utilizzo industriale

Un altro importante composto derivato del fosforo è il THPC, che riveste un ruolo significativo nell’industria tessile per la produzione di finiture antipiega e ignifughe su tessuti di cotone e altri materiali cellulosici. Oltre a ciò, il THPC viene impiegato per il controllo di batteri, alghe e funghi nei sistemi di ricircolo dell’acqua di raffreddamento industriali. Questo composto può inoltre aiutare a prevenire le incrostazioni di solfuro di ferro, un problema comune nelle industrie petrolchimiche e del gas.

In conclusione, i derivati del fosforo rappresentano una categoria importante di composti chimici con diverse applicazioni pratiche in campo industriale e in laboratorio.

Reazioni di alchilazione: esempi, catalizzatori

Fabrice Deseaux

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19 Luglio 2021

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Reazioni di alchilazione: esempi, catalizzatori

Le procedure di alchilazione rappresentano procedure in cui si osserva il legame di un gruppo alchilico con un substrato organico attraverso reazioni di addizione o sostituzione. I gruppi alchilici hanno la capacità di sostituire o aggiungersi a molecole o specie reattive come carbocationi, carbanioni o radicali, con la tendenza a legarsi principalmente a carbonio, azoto o ossigeno.

Le sostanze che solitamente vengono alchilate includono olefine, alcoli e composti che contengono azoto, consentendo ai gruppi alchilici di legarsi in modo selettivo alle molecole. È comune che il processo di alchilazione richieda un catalizzatore. Tra i catalizzatori più utilizzati nelle reazioni di alchilazione troviamo acidi come HF o H2SO4, zeoliti e acidi di Lewis.

Reazioni di alchilazione nelle industrie del petrolio

Il settore petrolifero si basa ampiamente sulle reazioni di alchilazione come fase iniziale per la produzione di beni di consumo. Ad esempio, uno dei prodotti ottenuti dalla raffinazione del petrolio greggio è il benzene, che viene preparato tramite cracking. A temperature elevate, il petrolio viene vaporizzato per ottenere gas di pirolisi da cui viene estratto il benzene e separato da altri composti. Successivamente, il benzene viene convertito in cumene tramite alchilazione con propene ed in etilbenzene tramite alchilazione con etene. Cumene ed etilbenzene costituiscono le sostanze chimiche di partenza per la produzione di una vasta gamma di polimeri commerciali, rivestimenti, adesivi, resine, ecc.

Tecnologia

Nel campo della chimica organica, le alchilazioni coinvolgono diversi tipi di reazioni che richiedono un controllo attento di numerosi parametri del reattore. La resa e la selettività della reazione dipendono dal substrato, dall’alchilante e dalle variabili di reazione, il che rende fondamentale un’analisi in situ per garantire un controllo accurato delle variabili nell’ottimizzazione delle reazioni. Una conoscenza dettagliata della cinetica, della termodinamica e dell’effetto delle variabili di reazione è essenziale per ottimizzare il processo.

Usi

L’alchilazione ha diverse applicazioni, tra cui la produzione di benzene, cumene ed etilbenzene utilizzati come materie prime per la produzione di polimeri, rivestimenti, adesivi e resine su larga scala nell’industria chimica.

Applicazioni dell’Alchilazione in Chimica Organica

L’alchilazione è una reazione chimica di grande importanza in diversi campi applicativi, come ad esempio nell’alchilazione di Friedel-Crafts, dove il benzene reagisce con un alogenuro alchilico in presenza di un acido di Lewis come l’AlCl3 per formare un alchilbenzene. Questa reazione è utilizzata anche nella produzione di benzina, dove l’alchilazione viene impiegata per ottenere prodotti ad alto numero di ottano mediante la conversione di paraffine e alcheni a basso peso molecolare in composti ramificati.

Alchilazione dei Carboidrati e Altre Applicazioni

Un’altra importante applicazione dell’alchilazione è rappresentata dall’alchilazione dei carboidrati, una reazione di sostituzione nucleofila che avviene con meccanismo SN2, dove un atomo di idrogeno legato ad un ossigeno del gruppo -OH viene sostituito. Inoltre, i gruppi -OH presenti in un carboidrato possono subire reazioni tipiche degli alcoli come l’alchilazione e l’acilazione.

Esempi di Alchilazione

Alcuni esempi di alchilazione includono:
– Aldeidi o chetoni per formare legami carbonio-carbonio
– Anelli aromatici per derivati del benzene
– Ammine primarie o secondarie per formare ammine terziarie
– Eterocicli contenenti azoto per prodotti N-alchilati
– Tioli per tioeteri
– Alcossidi per eteri
– Fosfine per sali di fosfonio
– Ftalimmide per ammine primarie

In conclusione, l’alchilazione rappresenta una reazione chiave in chimica organica con diverse applicazioni pratiche e significative in vari settori.

Acido ipoiodoso: proprietà, sintesi, reazioni, usi

Fabrice Deseaux

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17 Luglio 2021

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Acido ipoiodoso: proprietà, sintesi, reazioni, usi

Acido Ipoiodoso: Proprietà, Sintesi e Usi

L’acido ipoiodoso è un ossiacido dell’iodio, con numero di ossidazione +1 e formula HIO. Questo acido è instabile in confronto agli analoghi HClO e HBrO, e presenta una costante di equilibrio relativa alla dissociazione pari a 2.3 · 10-11.

Proprietà

L’acido ipoiodoso esiste solo in soluzione acquosa, conferendo a questa soluzione un caratteristico colore giallo-verde. Allo stato solido non è stato ancora isolato, quindi le sue proprietà sono calcolate teoricamente.

È un potente ossidante ma può anche comportarsi come riducente, poiché lo iodio in questo acido ha un numero di ossidazione intermedio tra +7 e -1.

Sintesi

L’acido ipoiodoso può essere ottenuto dalla reazione tra iodio e ossido di mercurio (II) a temperature comprese tra 0 e 2°C:

2 I2 + HgO + H2O → 2 HIO + HgI2

Un altro metodo di sintesi prevede la reazione tra iodio e idrossido di sodio, che porta alla formazione di ipoiodito e ioduro di sodio in una reazione di disproporzione:

2 NaOH + I2 → NaIO + NaI + H2

Per ottenere l’acido ipoiodoso, avviene l’idrolisi dell’ipoiodito di sodio:

NaIO + H2O ⇄ HIO + NaOH

Reazioni

L’acido ipoiodoso tende a decomporsi tramite una reazione di disproporzione:

5 HIO → HIO3 + 2 I2 + 2 H2O

Questa reazione produce acido iodico, con iodio che mostra un numero di ossidazione +5 e iodio con numero di ossidazione zero.

Usi

L’acido iodico è un potente agente ossidante ed è impiegato nei combustibili per missili. Viene utilizzato anche per la disinfezione e nel trattamento dell’acqua potabile.

Nel settore agricolo, viene impiegato per eliminare le clorammine dall’acqua delle piscine e per contrastare gli insetti nocivi.

Acido iodico: proprietà, sintesi, reazioni

Fabrice Deseaux

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17 Luglio 2021

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L’acido iodico, con formula HIO₃, è un ossiacido in cui lo iodio ha un numero di ossidazione di +5. A differenza degli analoghi acido clorico e acido bromico, l’acido iodico si presenta come un solido bianco con una buona stabilità. Tra gli ossiacidi degli alogeni, l’acido iodico è uno dei più stabili.

Proprietà

L’acido iodico è solubile in acqua, etanolo, etere etilico, cloroformio e acido nitrico. Si tratta di un acido piuttosto forte, come indicato dalla costante di equilibrio pari a 0.18. In soluzione, si dissocia secondo l’equilibrio:

HIO₃ + H₂O ⇄ IO₃^– + H₃O⁺

L’equilibrio è spostato a destra verso l’ione iodato, che rappresenta la base coniugata dell’acido iodico. L’acido iodico è inoltre un buon ossidante in soluzione acida, con un potenziale normale di riduzione di +1.078 V.

Sintesi

L’acido iodico può essere ottenuto attraverso diverse vie sintetiche, tra cui l’ossidazione dello iodio con forti ossidanti come:

– Acido nitrico concentrato:
I₂+ 10 HNO₃ → 2 HIO₃ + 10 NO₂ + 4 H₂O

– Perossido di idrogeno:
I₂+ 5 H₂O₂ → 2 HIO₃ + 4 H₂O

– Cloro:
I₂+ 5 Cl₂ + 6 H₂O → 2 HIO₃ + 10 HCl

Può anche essere ottenuto dalla reazione tra tricloruro di iodio e acqua oppure da acido ipoiodoso in ambiente basico attraverso una reazione di disproporzione.

Reazioni

In presenza di acido iodico come ossidante, il prodotto della reazione può essere iodio o ioduro. Con il perossido di idrogeno, si verifica una reazione di precipitazione con evoluzione di gas:

2 HIO_3(aq) + 5 H₂O_2(aq)→ I_2(s) + 5 O₂(g) + 6 H₂O_(l)

A temperature superiori a 170°C, l’acido iodico si disidrata.

Le reazioni dell’acido iodico e i suoi usi

L’acido iodico si decompone in pentossido di iodio e acqua secondo la reazione:
2 HIO3 → I2O5 + H2O.

In presenza di ioduro di ferro (II) si verifica una reazione di comproporzione con formazione di cloruro di ferro (III) e cloruro di iodio:
5 HIO3 + 4 FeI2 + 25 HCl → 4 FeCl3 + 13 ICl + 15 H2O.

La presenza di acido iodidrico porta a una reazione di comproporzione con formazione di iodio:
HIO3 + 5 HI → 3 I2 + 3 H2O.

L’acido iodico, in soluzione acquosa, ossida l’acido solfidrico a zolfo:
2 HIO3 + 5 H2S → I2 + 6 H2O + 5 S.

L’acido iodico viene impiegato nella sintesi di sali di iodato di sodio o potassio, utilizzati come fonte di iodio nel corpo umano.

Usi dell’acido iodico

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Chimica analitica

: per la standardizzazione di basi forti o deboli, utilizzando rosso metile o metilarancio come indicatori.
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Industria del sale

: per ottenere il sale iodato.
–

Sintesi organiche

: per l’abilità di ossidare selettivamente composti organici.

Iodato: preparazione, reazioni

Fabrice Deseaux

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17 Luglio 2021

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Conosciamo meglio lo Iodato: Struttura e Proprietà

Lo iodato è un anione poliatomico con formula IO3-. In questa formula, l’iodio ha un numero di ossidazione di +5 ed è ibridato sp3. È la base coniugata dell’acido iodico e presenta una geometria molecolare trigonale piramidale con angoli di circa 105°.

Origine e Preparazione

Il iodato è una delle forme più comuni di iodio presenti in natura ed è trovato nei minerali come la caliche, lautarite e brüggenite. Può essere ottenuto tramite diverse reazioni, ad esempio mediante la reazione tra acido iodico e una base forte oppure tra iodio e una soluzione concentrata di una base forte, in una reazione di disproporzione.

Reazioni Chimiche del Iodato

Il iodato può reagire con diversi composti, ad esempio con lo ioduro per formare cloruro di iodio, con l’iodio per formare dicloruro di iodio, o con il solfito per produrre ioduro e solfato.

Applicazioni e Ruolo in Chimica Analitica

Il iodato trova impiego anche nella determinazione della vitamina C tramite titolazione ossidimetrica. In questa procedura, il iodato reagisce con ioduro in presenza di una soluzione acida per poi reagire con l’acido ascorbico. La reazione di ossidoriduzione che avviene permette di determinare la concentrazione di vitamina C nella soluzione analizzata.

Sale Iodato

Un’applicazione comune del iodato è nel sale da cucina, che può contenere ioduro di potassio e iodato di potassio. Questo tipo di sale aiuta a prevenire carenze di iodio nella dieta e rappresenta un modo semplice per integrare questo importante elemento nella nostra alimentazione.

Bromato nelle acque, sintesi, reazioni

Fabrice Deseaux

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16 Luglio 2021

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Cos’è il bromato e come si forma?
Il bromato è un anione poliatomico con formula BrO3- in cui il bromo ha un numero di ossidazione di +5 ed è ibridato sp3. È la base coniugata dell’acido bromico e ha una geometria molecolare trigonale piramidale con angoli di circa 105°.

Normalmente non si trova in natura, ma è un sottoprodotto della disinfezione dell’acqua. Si forma durante l’ozonizzazione quando l’ozono utilizzato per disinfettare l’acqua potabile ossida gli ioni bromuro presenti in natura.

Sintesi del bromato:
Il bromato di sodio o di potassio si ottiene dalla reazione del bromo in ambiente basico secondo la reazione: 3 Br2 + 6 OH- → BrO3- + 5 Br- + 3 H2O.

Reazioni del bromato:
Il bromato funge da ossidante con un potenziale normale di riduzione di +1.42 V. In presenza di bromuro in ambiente acido, avviene una reazione di comproporzione per dar luogo al bromo. Inoltre, in presenza di iodio, si ottiene bromo e iodato attraverso una reazione redox.

Impatto del bromato nelle acque:
La formazione di ioni bromato cancerogeni è un problema quando si utilizza l’ozono per trattare acque contenenti materiali organici bromurati. L’ozono trasforma rapidamente il bromuro in bromato, creando un ambiente nocivo.

Acido ipobromoso e pK a:
L’acido ipobromoso formatosi è un acido debole che si dissocia secondo l’equilibrio: HBrO + H2O ⇄ BrO- + H3O+. Con un valore di pKa di 8.80, se il pH della soluzione è superiore a 8.80, si forma l’ione ipobromito che, reagendo con l’ozono, produce bromato.

In conclusione, sono stati sviluppati diversi metodi per ridurre la presenza di ioni bromato a seguito dell’ozonizzazione delle acque, garantendo una maggiore sicurezza e qualità dell’acqua potabile.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Fabrice Deseaux

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15 Luglio 2021

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Principio di indeterminazione di Heisenberg

Il concetto fondamentale della meccanica quantistica noto come principio di indeterminazione, introdotto per la prima volta da Werner Karl Heisenberg nel 1927, ha rivoluzionato il modo in cui comprendiamo il comportamento delle particelle atomiche.

Fisica Classica vs. Meccanica Quantistica

Le leggi della fisica classica, valide per corpi macroscopici come pianeti o proiettili, non sono in grado di spiegare in modo accurato il comportamento delle subparticelle atomiche nel mondo microscopico. Niels Bohr e Werner Karl Heisenberg hanno cercato di determinare il livello di precisione con cui si può prevedere tale comportamento, conducendo alla nascita della meccanica quantistica.

Dualismo Onda-Particella

Nel contesto quantistico, le particelle come gli elettroni possono comportarsi sia come particelle che come onde, portando alla teoria del dualismo onda-particella. Questo comporta che non è possibile determinare contemporaneamente la posizione e il momento di una particella con precisione.

Formulazione del Principio di Indeterminazione

Il principio di indeterminazione di Heisenberg si esprime attraverso l’equazione: Δx·Δp ≥ h/4π, che stabilisce che non è possibile misurare simultaneamente con precisione arbitraria sia la posizione che il momento di una particella. Questo principio si applica anche ai problemi di matematica pura e fisica classica, influenzando qualsiasi oggetto con proprietà ondulatorie.

Applicazioni nel Mondo Macroscopico

Heisenberg dimostrò che il principio di indeterminazione è valido anche per esperimenti nel mondo macroscopico che coinvolgono la misurazione di variabili coniugate come posizione e quantità di moto o energia e tempo.

Il principio di indeterminazione di Heisenberg rappresenta un pilastro fondamentale della meccanica quantistica e ha profonde implicazioni sulla nostra comprensione del mondo subatomico e macroscopico.

Il principio di indeterminazione nella fisica quantistica

Il principio di indeterminazione è un fondamentale concetto della fisica quantistica che descrive il compromesso tra due proprietà complementari, come la posizione e la velocità di una particella. Questo principio può essere compreso meglio attraverso l’analogia delle montagne russe nel mondo macroscopico.

Le montagne russe e il principio di indeterminazione

Immaginiamo l’auto di una montagna russa che raggiunge il punto più alto: se scattassimo una foto istantanea per conoscere la sua posizione, avremmo informazioni precise ma incomplete sulla sua velocità. Al contrario, quando l’auto scende a gran velocità, possiamo misurare la sua velocità nel tempo, ma l’incertezza sulla sua posizione aumenta.

Il comportamento degli elettroni negli atomi

Un altro esempio che illustra il principio di indeterminazione è l’orbita degli elettroni intorno al nucleo di un atomo. Secondo la fisica classica, le cariche opposte si attrarrebbero fino a collassare in un’unica entità. Tuttavia, il principio di indeterminazione spiega perché ciò non avviene.

La spiegazione del principio di indeterminazione

Se un elettrone si avvicinasse troppo al nucleo, la sua posizione sarebbe nota con precisione ma la sua velocità sarebbe molto incerta. In questo scenario, l’elettrone potrebbe muoversi così velocemente da fuoriuscire dall’atomo. Questo equilibrio tra conoscenza della posizione e della velocità è ciò che impedisce il collasso degli atomi.

Per ulteriori approfondimenti sulla fisica quantistica e il principio di indeterminazione, potete consultare [Chimica Today](https://chimica.today/).

Auxocromi acidi e basici, esempi

Fabrice Deseaux

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14 Luglio 2021

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Il significato di auxocromi deriva dal greco “αὐξάνω” (aumentare) e “χρῶμα” (colore). Questi sono gruppi di sostanze che influenzano la capacità di assorbire il colore di un cromoforo.

Variazioni cromatiche

I coloranti sono composti organici che spesso contengono anelli benzenici, i quali, grazie alla presenza di elettroni delocalizzati, assorbono la luce a una specifica lunghezza d’onda. Nonostante il benzene assorba la radiazione a 200 nm, al nostro occhio sono visibili solo le radiazioni tra i 400 e i 700 nm.

Ruolo dei Cromofori

I cromofori possono assorbire determinate lunghezze d’onda in base al gap di energia coinvolto nella transizione. Molecole con legami singoli assorbono nell’UV, mentre strutture più complesse assorbono nel campo del visibile, come nel caso dei legami π che influenzano il gap energetico.

Tipologie di Auxocromi

A differenza dei cromofori, gli auxocromi non producono colore ma influenzano le lunghezze d’onda assorbite dal cromoforo. Gli auxocromi sono classificati come acidi (es. -OH, -COOH, -SO₃H) e basici (es. -NH₂, -NHR, -NR₂).

Esempi di Indicazioni Cromatiche

Per esemplificare, il naftalene, nonostante contenga doppi legami, è incolore. L’1-naftolo, con un gruppo -OH, appare anch’esso incolore. Al contrario, il 2,4-dinitronaftalene con due gruppi -NO₂ mostra un colore giallo chiaro, mentre il 2,4-dinitro-1-naftolo, contenente il gruppo -OH, manifesta un intenso colore giallo, noto come “giallo di Marte”, grazie alla presenza di un gruppo auxocromo.

Bicromato: proprietà, reazioni

Fabrice Deseaux

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13 Luglio 2021

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L’anione bicromato, con formula Cr2O7^2-, contiene il cromo esavalente con numero di ossidazione +6 ed è considerato un inquinante ambientale a causa della sua tossicità, mutagenicità e cancerogenicità, unita all’alta solubilità in acqua che favorisce la diffusione in ambienti estesi.

Struttura e Proprietà

Il bicromato presenta un legame Cr-O-Cr, con ogni atomo di cromo legato a due atomi di ossigeno tramite doppio legame e a un atomo di ossigeno tramite legame semplice.

Il bicromato è un potente agente ossidante che in ambiente acido si riduce a cromo (III) secondo la semireazione:
Cr2O7^2- + 14 H+ + 6 e- → 2 Cr3+ + 7 H2O

Il potenziale normale di riduzione del bicromato è di +1.33 V, ed è impiegato nelle titolazioni ossidimetriche, note come bicromatometriche.

Equilibrio Cromato/Bicromato

In soluzione acquosa, il cromato giallo e il bicromato arancione sono in equilibrio secondo la reazione:
2 CrO4^2- + 2 H+ ⇄ Cr2O7^2- + H2O
Questo equilibrio è influenzato dal pH, spostandosi verso destra in soluzioni più acide, secondo il Principio di Le Chatelier.

Reazioni

Il bicromato si decompone per riscaldamento con produzione di ossigeno:
4 Cr2O7^2- → 4 CrO4^2- + 2 Cr2O3 + 3 O2
In presenza di acido solforico caldo, si forma solfato di cromo (III) con sviluppo di ossigeno:
2 K2Cr2O7 + 8 H2SO4 → 2 K2SO4 + 2 Cr2(SO4)3 + 8 H2O + 3 O2

Maltosio: proprietà, fermentazione, birra

Fabrice Deseaux

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12 Luglio 2021

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Maltosio: proprietà, fermentazione, birra

Il Maltosio: Struttura e Proprietà

Il maltosio è un disaccaride composto da due molecole di glucosio unite da un legame 1,4-glicosidico. Questa unione avviene tra l’ossidrile in α di un’unità di glucosio e l’ossidrile in posizione 4 dell’altra unità.

Storia e Scoperta

Augustin-Pierre Dubrunfaut, un chimico francese, fu il primo a scoprire il maltosio, unendolo successivamente al fruttosio, anche se la sua scoperta fu confermata solo nel 1872 da Cornelius O’Sullivan.

Proprietà e Presenza

Il maltosio è un zucchero riducente in grado di subire la mutarotazione. È solubile in acqua e ha un sapore dolce, anche se inferiore al saccarosio ma superiore al lattosio. Si trova in varie fonti come grano, mais, orzo, patate dolci, e in alcuni frutti come pesche e pere. Viene usato come dolcificante in molti cereali da colazione e si trova nella melassa e nelle bevande al malto.

Ruolo in Biochimica

Il maltosio è prodotto dall’idrolisi enzimatica dell’amido catalizzata dall’enzima amilasi, appartenente alla classe delle idrolasi. Successivamente, l’enzima maltasi scinde il maltosio in due molecole di D-glucosio per consentirne l’assorbimento. Questo processo avviene principalmente durante la digestione degli amidi.

Applicazioni in Birra e Altre Bevande

Il maltosio è ottenuto tramite il processo di maltazione, utilizzato per la produzione di birra e whisky, aceto di malto o estratto di malto. Durante la fermentazione, il lievito converte il maltosio in glucosio. La fermentazione può avvenire in ambiente aerobico o anaerobico, producendo CO2 e H2O in presenza di ossigeno e etanolo e CO2 in assenza di ossigeno.

In sintesi, il maltosio gioca un ruolo essenziale nella produzione di birra, contribuendo alla fermentazione e alla creazione del caratteristico sapore della bevanda.