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Praseodimio: produzione, reazioni, usi

Fabrice Deseaux

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3 Febbraio 2019

Il praseodimio, un metallo appartenente alla serie dei lantanidi, si trova comunemente nei minerali appartenenti al gruppo della monazite e della bastnäsite e samarskite. Scoperto nel 1885 dal chimico austriaco Carl Auer Freiherr von Welsbach, l’elemento ha un’origine del nome che deriva dal greco “verdastro” per il colore e l’aspetto dei suoi sali.

Il praseodimio ha una configurazione elettronica [Xe] 4f3,6s2 e diversi numeri di ossidazione tra cui +2, +3, +4 e +5, sebbene lo stato di ossidazione più comune sia +3. Viene ottenuto per elettrolisi dei suoi alogenuri allo stato fuso o per riduzione metallotermica dei fluoruri o degli ossidi in presenza di calcio.

Reagendo con l’ossigeno dell’aria, il praseodimio forma uno strato di ossido di colore giallo-verde. In presenza di acqua, reagisce per formare idrossido di praseodimio e idrogeno gassoso. Il metallo si dissolve in acido solforico diluito producendo una soluzione verde contenente ioni Pr3+ e sviluppando idrogeno gassoso. Inoltre, reagisce con gli alogenati per formare composti in cui ha un numero di ossidazione +3.

Il praseodimio è impiegato comunemente insieme al magnesio per produrre leghe ad alta resistenza utilizzate nei motori degli aeromobili. Questo metallo è parte integrante di diverse applicazioni industriali e tecnologiche grazie alle sue proprietà uniche.

Applicazioni del Lantanio e dei suoi Sali nella Chimica e nell’Industria

Il lantanio, un elemento chimico appartenente alla famiglia dei lantanidi, trova numerose applicazioni nell’industria e nella chimica. Uno dei suoi utilizzi principali è l’inclusione in una lega metallica piroforica chiamata “mischmetal“, utilizzata per la produzione di pietrine per accendisigari. Questa lega, contenente lantanio, presenta la caratteristica di essere facilmente infiammabile al contatto con l’aria.

Ruolo del Praseodimio nei Cavi in Fibra Ottica

Inoltre, il praseodimio viene comunemente aggiunto come agente dopante ai cavi in fibra ottica. Questo elemento ha la capacità di amplificare il segnale trasmesso attraverso la fibra ottica, contribuendo così a migliorarne le prestazioni.

Utilizzo dei Sali del Lantanio per il Colore e la Luminosità

I sali di lantanio, invece, vengono impiegati per conferire un colore giallo brillante al vetro e agli smalti. Questa caratteristica rende il lantanio un componente ideale per la produzione di manufatti in vetro e ceramica che richiedono una colorazione vivace e luminosa.

Applicazioni nei Dispositivi di Illuminazione

Il lantanio trova impiego anche nelle lampade ad arco a filamenti di carbonio, grazie alla sua capacità di emettere una luce dal caratteristico colore giallo. Questi dispositivi luminosi risultano particolarmente apprezzati per le loro prestazioni e la resa cromatica ottenuta tramite la presenza del lantanio.

Vetro al Didimio per la Protezione degli Occhi da Saldatore

Infine, il lantanio è uno dei componenti presenti nel vetro al didimio utilizzato per la produzione di occhiali protettivi per saldatori. Questo tipo di vetro offre una protezione efficace dagli intensi raggi luminosi emessi durante le operazioni di saldatura, garantendo la sicurezza e la salute degli operatori.

In conclusione, il lantanio e i suoi composti trovano numerose applicazioni nella produzione industriale e chimica, contribuendo in diversi modi alla realizzazione di prodotti e dispositivi innovativi e performanti.

Calconi: sintesi, meccanismo, attività biologiche

Fabrice Deseaux

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28 Gennaio 2019

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Calconi: sintesi, meccanismo, attività biologiche

Calconi: pigmenti vegetali con proprietà biologiche

I calconi sono pigmenti vegetali gialli che mostrano due massimi di assorbimento a 280 e 340 nm. Questi pigmenti sono presenti in natura nelle Asteracee, nei pomodori, nelle pere e nelle fragole, costituendo i precursori per la biosintesi dei flavonoidi.

Biosintesi e struttura molecolare

Sono prodotti biosintetizzati dalle piante attraverso la via dell’acido shikimico, responsabile della sintesi degli amminoacidi aromatici fenilalanina, tirosina e triptofano. I calconi sono una sottoclasse di flavonoidi caratterizzati da due anelli aromatici, un gruppo chetonico e un gruppo enolico, essendo composti carbonilici α-β insaturi.

Sintesi e meccanismo di produzione

I calconi sono ottenuti dalla condensazione di Claisen-Schmidt, in cui un’ aldeide aromatica reagisce con un chetone in presenza di un acido o di una base, generando un’aldeide α-β insatura. Un esempio di questa reazione è rappresentato dalla reazione tra benzaldeide e acetofenone in ambiente basico.

Nel meccanismo di sintesi, il gruppo OH- estrae uno ione H+ dal gruppo –CH3 del chetone, formando un intermedio anionico stabilizzato per risonanza, che attacca il gruppo carbonilico dell’aldeide, causando la rottura del doppio legame carbonio-ossigeno. Dopo la protonazione, si forma un intermedio che, per eliminazione di una molecola di acqua, porta alla formazione del calcone.

Attività biologiche e potenziali applicazioni

I calconi possiedono diverse attività biologiche, agendo come antiossidanti e antinfiammatori e mostrando potenziali proprietà antitumorali. Questi composti sono al centro di studi per sviluppare nuovi metodi sintetici e per esplorare le loro possibili applicazioni nel campo farmaceutico e industriale.

Composti aromatici: reazioni, basicità di eterocicli aromatici

Fabrice Deseaux

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26 Gennaio 2019

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Composti aromatici: reazioni, basicità di eterocicli aromatici

L’importanza della stabilità dei composti aromatici

I composti aromatici, come il benzene, sono caratterizzati da una notevole stabilità grazie all’energia di risonanza o delocalizzazione presente al loro interno. Questi composti ciclici planari, noti anche come areni o idrocarburi aromatici, sono caratterizzati dalla presenza di legami π delocalizzati che seguono la regola di Hückel, formulata da Erich Armand Arthur Joseph Hückel.

Reattività dei composti aromatici

I composti aromatici sono più inclini a subire reazioni di sostituzione piuttosto che di addizione, a differenza dei composti non aromatici. Questo perché il rapporto tra gli atomi di carbonio e idrogeno è più elevato nei composti aromatici.

Alogenazione del benzene

L’alogenazione del benzene avviene attraverso un meccanismo di sostituzione elettrofila aromatica, producendo alogenobenzeni. In questo processo, l’idrogeno del benzene viene sostituito da un alogeno, senza compromettere l’aromaticità del composto.

Stabilizzazione per risonanza

Un esempio classico di come i composti aromatici mantengano la loro stabilità per risonanza è la tautomeria cheto-enolica. Mentre nella tautomeria tradizionale prevale la forma chetonica, nei composti aromatici la forma enolica è favorita, poiché mantiene l’aromaticità del composto.

Acidità dei composti aromatici

A differenza degli idrocarburi alifatici, i composti aromatici come il ciclopentadiene mostrano un valore di pKa significativamente più basso, indicante una maggiore acidità. Questa maggiore acidità è attribuibile alla presenza di strutture aromatiche all’interno del composto.

In conclusione, la stabilità e le proprietà peculiari dei composti aromatici li rendono oggetto di interesse nella chimica organica, poiché mostrano comportamenti reattivi distinti rispetto ai composti non aromatici.

Eterocicli aromatici e la loro Basicità

La basicità degli eterocicli aromatici, in particolare quelli contenenti azoto, dipende dalla presenza del doppietto elettronico solitario sull’atomo di azoto. Ad esempio, la piridina, che non possiede il doppietto elettronico nel sistema aromatico, mostra una certa basicità con un valore di pKb di circa 9. Questo perché l’acido coniugato è anch’esso aromatico e stabilizzato per risonanza.

La Piridina e il suo pKb

Nel caso della piridina, il valore di pKb è approssimativamente 9, poiché il doppietto elettronico solitario presente sull’azoto conferisce una certa basicità al composto. L’acido coniugato, che è aromatico e stabilizzato per risonanza, gioca un ruolo fondamentale in questa caratteristica.

Il Pirrolo e la sua Basicità

Diversamente, nel pirrolo, il doppietto elettronico fa parte del sistema aromatico, conferendo al composto un valore di pKb di circa 18. La protonazione dell’azoto, in questo caso, comporta la perdita del doppietto elettronico all’anello, causando una conseguente perdita di aromaticità.

Per ulteriori approfondimenti sulla base coniugata e sugli eterocicli aromatici, è possibile consultare [chimica.today](https://chimica.today/stechiometria/la-teoria-di-bronsted-lowry-degli-acidi-e-delle-basi/).

Neodimio: ottenimento, reazioni, usi, laser YAG

Redazione

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20 Gennaio 2019

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Neodimio: ottenimento, reazioni, usi, laser YAG

Scoperta e proprietà del Neodimio

Il neodimio è un elemento metallico appartenente alla serie dei lantanidi che fu scoperto nel 1885 dal chimico austriaco Carl Auer Freiherr von Welsbach. Originariamente, il neodimio era parte di una miscela chiamata didimio, insieme al praseodimio, che veniva considerata come un singolo elemento chimico.

Produzione del Neodimio

Il neodimio può essere estratto da minerali come la monazite, la bastnäsite e la samarskite. Viene ottenuto tramite scambio ionico o estrazione con solventi. Un altro metodo di produzione è la riduzione degli alogenuri anidri come il NdF3 utilizzando calcio metallico. Il metallo neodimio ha una configurazione elettronica [Xe] 4f^4,6s^2 e presenta numeri di ossidazione +2, +3 e +4, con il +3 che è il più comune.

Reazioni del Neodimio

Il neodimio reagisce con l’ossigeno per formare l’ossido di neodimio e con gli alogenati per formare i rispettivi alogenuri. Inoltre, reagisce con l’acido solforico per dare lo ione Nd^3+ e idrogeno gassoso, e con l’acqua per formare idrossido di neodimio e idrogeno gassoso.

Applicazioni del Neodimio

Il neodimio è utilizzato in molteplici settori grazie alle sue proprietà magnetiche. In particolare, miscelato con boro e ferro, forma una lega utilizzata nella produzione di magneti al neodimio, molto apprezzati per la loro alta intensità magnetica. Inoltre, è impiegato nella produzione di vetri speciali per maschere protettive e nei laser YAG, sia in ambito medico che industriale.

Il neodimio può essere aggiunto al vetro per ottenere diverse tonalità e i suoi sali sono usati per colorare smalti e altri materiali. La sua versatilità lo rende un elemento fondamentale in diverse applicazioni tecnologiche e industriali.

Tirosina: sintesi, funzioni, fonti

Fabrice Deseaux

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17 Gennaio 2019

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La tirosina o 4-idrossifenilalanina è uno degli amminoacidi essenziali fondamentali per la sintesi proteica nel corpo umano. Scoperta nel 1846 dal chimico tedesco Justus von Liebig, prende il suo nome dal greco τυρός, che significa formaggio, in quanto è stata identificata per la prima volta nella proteina caseina del formaggio.

Caratteristiche della Tirosina

La tirosina è considerata un amminoacido condizionatamente essenziale, in quanto può essere sintetizzata a partire dalla fenilalanina. Tuttavia, in alcune condizioni patologiche, l’organismo potrebbe avere bisogno di un’assunzione aggiuntiva attraverso l’alimentazione.

Processo di Sintesi

La tirosina si differenzia dalla fenilalanina per la presenza di un gruppo -OH in posizione para. La sintesi della tirosina avviene grazie all’enzima fenilalanina idrossilasi, che catalizza l’aggiunta di questo gruppo -OH alla fenilalanina, trasformandola in tirosina.

Funzioni della Tirosina

La tirosina svolge diverse funzioni cruciali nel corpo umano. È il precursore di ormoni come la tiroxina e delle catecolammine, tra cui adrenalina, dopamina e noradrenalina, che agiscono come neurotrasmettitori regolando umore e capacità cognitive. Inoltre, favorisce la sintesi della melanina, il pigmento responsabile dell’abbronzatura e della protezione dai raggi ultravioletti.

Fonti Alimentari

Oltre ad essere presente nel latte e nei suoi derivati, la tirosina si trova in alimenti ad alto contenuto proteico come la soia, la carne (manzo, agnello, maiale), il pesce, il pollo, le noci, le uova, i latticini, i fagioli e i cereali integrali. È importante sottolineare che l’assunzione tramite integratori deve avvenire sotto controllo medico, poiché può essere controindicata in presenza di determinate patologie.

In conclusione, la tirosina svolge un ruolo fondamentale nel corpo umano, partecipando a processi vitali come la sintesi proteica, la regolazione ormonale e la protezione della pelle. Assicurare un adeguato apporto di tirosina attraverso una dieta equilibrata può contribuire al benessere generale dell’organismo.

Samario: produzione, proprietà, reazioni, usi

Fabrice Deseaux

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9 Gennaio 2019

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Samario: produzione, proprietà, reazioni, usi

Il samario è un metallo appartenente alla serie dei lantanidi e alle terre rare, presente nei minerali come la monazite e la bastnäsite samarskite.

Scoperta e isolamento

Il samario, che prende il nome dal minerale samarskite, è stato osservato per la prima volta nel 1853 dal chimico svizzero Jean Charles Galissard de Marignac e isolato nel 1879 da Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran.

Produzione

Attualmente, il samario viene principalmente ottenuto dal minerale monazite attraverso un processo di scambio ionico. Questo metallo è uno dei lantanidi più volatili, il che facilita il suo isolamento durante il processo di produzione.

Proprietà

Il samario ha una durezza e densità simili a quelle dello zinco, con una configurazione elettronica [Xe] 4f^6, 6s^3, e numeri di ossidazione che possono variare da +1 a +4, con il +3 come il più comune.

È un forte riducente e può ridurre gli ossidi di molti metalli.

Reazioni

Il samario si scioglie in acido solforico diluito formando una soluzione gialla contenente ioni Sm^3+. Reagisce con l’ossigeno per formare l’ossido di samario (III) e con gli alogenati per formare alogenuri di samario (III). In presenza di acqua, forma idrossido di samario e idrogeno.

Usi

Il samario trova impiego nell’industria elettronica per la produzione di magneti, come SmCo5, che resistono bene alla smagnetizzazione, consentendo la miniaturizzazione dei dispositivi. Viene utilizzato anche nel vetro per l’assorbimento delle radiazioni infrarosse, nei catalizzatori per alcune reazioni chimiche e come drogante in cristalli usati nei laser.

Inoltre, il samario è impiegato insieme ad altri lantanidi per la produzione di lampade ad arco.

Questo metallo ha diverse applicazioni nelle industrie e nei settori tecnologici, grazie alle sue proprietà uniche e alla sua versatilità.

Legame peptidico: struttura, formazione e importanza

Fabrice Deseaux

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8 Gennaio 2019

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Legame peptidico: struttura, formazione e importanza

L’importanza del legame peptidico nelle proteine: Struttura e ruolo biologico

Il legame peptidico riveste un ruolo cruciale nella costituzione delle proteine, fondamentali per molteplici processi biologici all’interno degli organismi viventi. La formazione di questo legame avviene tramite una reazione di condensazione, che coinvolge il gruppo funzionale carbossilico di un amminoacido e il gruppo funzionale amminico di un altro, determinando la creazione di un legame carbonio-azoto e il rilascio di una molecola di acqua.

Struttura e isomeria del legame peptidico

Il legame peptidico è un legame covalente polare caratterizzato da parziali cariche positive sul carbonio e negative sull’azoto. Esso può esistere in due isomeri, cis e trans, con l’isomero trans generalmente più stabile del cis.

Il ruolo delle proteine e della proteolisi

Le proteine svolgono funzioni vitali all’interno delle cellule, quali la catalisi delle reazioni biochimiche, la struttura cellulare e il trasporto molecolare, nonché la regolazione dei processi cellulari. La proteolisi, ovvero il processo di degradazione delle proteine in amminoacidi, è fondamentale per il riciclaggio degli stessi e per la sintesi di nuove proteine.

In conclusione, il legame peptidico assume un ruolo imprescindibile nella formazione delle proteine, le quali costituiscono elementi essenziali per il corretto funzionamento delle cellule. La comprensione della struttura e della formazione del legame peptidico riveste pertanto un’importanza fondamentale per approfondire la conoscenza delle proteine e dei processi biochimici che regolano la vita.

Lantanio: reazioni, usi

Fabrice Deseaux

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7 Gennaio 2019

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Il lantanio: un metallo appartenente alle terre rare

Il lantanio è un metallo capostipite della serie dei lantanidi o delle terre rare. Presenta una colorazione argentea, è duttile, malleabile e morbido al punto da poter essere tagliato con un coltello. Il nome “lantanio” deriva dal greco antico λανϑάνω, che significa “stare nascosto”. Fu scoperto nel 1839 dal chimico svedese Carl Gustaf Mosander.

Le caratteristiche e le proprietà del lantanio

Durante le sue ricerche sui campioni di cerio, Mosander trattò il nitrato di cerio con acido nitrico, scoprendo una nuova sostanza che chiamò “lanthana”, la quale in seguito si rivelò essere un ossido di lantanio. Solo nel 1923 il metallo fu isolato. Ha una configurazione elettronica [Xe] 5d¹ 6s² e presenta numeri di ossidazione +1, +2 e +3, con quest’ultimo il più comune.

A differenza degli altri lantanidi che presentano elettroni nell’orbitale 4f, il lantanio non possiede elettroni in questo orbitale ed è quindi debolmente paramagnetico, a differenza dell’itterbio e del lutezio che presentano una configurazione 4f completa e sono anch’essi paramagnetici.

Reazioni e utilizzi del lantanio

Il lantanio reagisce con l’ossigeno producendo ossido di lantanio e con l’azoto formando nitruro di lantanio. Si scioglie in acido solforico diluito generando idrogeno. Inoltre, reagisce con gli alogenati per formare i rispettivi alogenuri e con l’acqua per produrre idrossido di lantanio.

In ambito industriale, il lantanio è utilizzato insieme al cerio, neodimio e praseodimio per creare una lega metallica chiamata “mischmetal”, impiegata nelle pietrine degli accendisigari. Inoltre, unito al nichel, viene utilizzato per realizzare leghe che agiscono come stoccaggio di idrogeno. Ha anche un impiego come catalizzatore nel cracking degli idrocarburi e alcuni dei suoi composti sono utilizzati nella produzione di vetri ad alta densità, indice di rifrazione e durezza, e nei materiali piezoelettrici.

Infine, l’ione La3+ è utilizzato come tracciante luminescente per il calcio biologico.

Solubilità dei gas: temperatura, entalpia, grafici

Fabrice Deseaux

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4 Gennaio 2019

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Solubilità dei gas: temperatura, entalpia, grafici

La Solubilità dei Soluti in Solventi: Fattori e Variazioni

La solubilità di un soluto in un determinato solvente si riferisce alla massima quantità di soluto capace di sciogliersi in una data quantità di solvente in condizioni specifiche di temperatura e pressione. Nella formazione di soluzioni solido-liquido, la solubilità tende ad aumentare all’aumentare della temperatura, anche se ci sono eccezioni in cui l’effetto della temperatura sulla solubilità varia.

Solubilità e Variazioni di Temperatura

In soluzioni gas-liquido, un aumento di temperatura determina un aumento nell’energia cinetica delle molecole gassose, che, muovendosi più rapidamente, portano alla rottura dei legami intermolecolari con il solvente e, di conseguenza, si disperdono dal solvente. Questo processo è responsabile dell’aumento della solubilità del gas al crescere della temperatura.

Entalpia e Solubilità

Dal punto di vista termodinamico, per un gas che si solubilizza in un liquido, la variazione dell’entropia è negativa poiché il soluto in fase gassosa possiede un’entropia maggiore rispetto a quella presente in soluzione. La solubilizzazione del gas può verificarsi solo se ΔG 0. La solubilità dei gas è quindi influenzata dalla temperatura, come illustrato nell’equilibrio descritto.

In conclusione, la solubilità di un soluto in un solvente è un processo influenzato da vari fattori, tra cui temperatura, entalpia ed entropia, che concorrono a determinarne la quantità massima che può essere disciolta in condizioni specifiche.

Cerio: storia, ottenimento, reazioni, usi

Fabrice Deseaux

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3 Gennaio 2019

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Cerio: storia, ottenimento, reazioni, usi

Il Cerio: un metallo delle terre rare

Il cerio è un metallo appartenente alla serie dei lantanidi che si trova principalmente nei minerali come la monazite e la bastnäsite insieme ad altri metalli delle terre rare. Questo elemento ha una configurazione elettronica di [Xe]4f¹5d¹6s² ed è caratterizzato da una colorazione argentea, con numeri di ossidazione che variano tra +3 e +4.

Storia della scoperta

Il cerio fu scoperto per la prima volta nel 1803 dai chimici svedesi Jacob Berzelius e Wilhelm von Hisinger, insieme al chimico tedesco Martin Klaproth. Il nuovo elemento fu individuato in un minerale bruno-rossastro chiamato cerite, da cui furono ottenuti sali con diverse reazioni, rivelando la presenza di due numeri di ossidazione. Il nome “cerio” fu scelto in onore dell’asteroide Cerere scoperto due anni prima dall’astronomo italiano Giuseppe Piazzi.

Ottenimento del cerio

Nel 1825, il chimico svedese Carl Gustav Mosander riuscì ad isolare il cerio a partire dal solfuro di cerio (III), trattando Ce2S3 con cloro per ottenere cloruro di cerio, che successivamente veniva ridotto con potassio per ottenere il cerio metallico.

Proprietà del cerio

Il cerio è un metallo piroforico, ossia che può infiammarsi facilmente anche con una minima stimolazione. Esistono quattro forme allotropiche del cerio, tra cui due sono cubiche a facce centrate, una è cubica a corpo centrato e una è esagonale compatta. Questo metallo grigio ha una duttilità simile all’argento e reagisce sia in soluzioni acide che basiche.

Reazioni principali

Il cerio reagisce con l’ossigeno atmosferico producendo ossido di cerio (IV) di colore scuro secondo l’equazione:
Ce(s) + 2 O2(g) → CeO2(s)

In conclusione, il cerio è un elemento dalle proprietà interessanti e dalla storia affascinante, che ha trovato numerose applicazioni in svariati settori industriali e tecnologici.

Applicazioni e Utilizzi del Cerio nella Chimica

Il cerio è un elemento chimico che reagisce in modo diverso a seconda delle condizioni ambientali. Ad esempio, reagisce lentamente in presenza di acqua fredda e più velocemente in presenza di acqua calda, producendo idrossido di cerio (III) e idrogeno gassoso. Questa reazione chimica è rappresentata dalla seguente equazione:

2 Ce(s) + 3 H2O(l) → 2 Ce(OH)3(s) + 3 H2(g)

Inoltre, il cerio può reagire con gli alogenati per formare alogenuri di cerio (III) solidi di colore bianco, ad eccezione dell’ioduro di cerio (III) che è giallo. La reazione generale è la seguente:

2 Ce(s) + 3 X2(g) → 2 CeX3(s)

Usi del Cerio

Il cerio trova diverse applicazioni in diversi settori a causa delle sue proprietà chimiche uniche:

1.

Leghe Metalliche:

Viene utilizzato insieme a lantanio, neodimio e praseodimio in una lega metallica chiamata “mischmetal”, utilizzata per le pietrine degli accendini.

2.

Catalizzatore:

L’ossido di cerio è utilizzato come catalizzatore nei forni autopulenti per prevenire l’accumulo di residui di cottura e per lucidare le superfici vetrate. È anche impiegato nei convertitori catalitici per ridurre le emissioni di scarico delle automobili.

3.

Miglioramento delle Prestazioni dei Veicoli:

Le nanoparticelle di ossido di cerio vengono aggiunte al diesel per ridurre l’emissione di fuliggine e migliorare le prestazioni del motore dei veicoli.

4.

Settore Cosmetico e Farmaceutico:

Il cerio è utilizzato come pigmento, mentre il nitrato di cerio viene impiegato in un unguento topico per il trattamento delle infezioni nelle ferite.

5.

Applicazioni Analitiche:

Il cerio (IV) è utilizzato nella cerimetria, una tecnica analitica volumetrica, per la determinazione di molti analiti, tra cui Fe(II) e ione nitrito.

In conclusione, il cerio è un elemento versatile che trova impiego in svariati settori, dalla produzione di leghe metalliche all’utilizzo nella riduzione delle emissioni dei veicoli, dimostrandosi un materiale fondamentale in diverse applicazioni chimiche e industriali.

Standardizzazione dell’acido cloridrico: metodica, calcoli

Fabrice Deseaux

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29 Dicembre 2018

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Standardizzazione dell’acido cloridrico: metodica, calcoli

Come standardizzare l’acido cloridrico per le titolazioni

L’acido cloridrico è una soluzione comunemente utilizzata nei laboratori e la sua standardizzazione è fondamentale per determinarne la concentrazione esatta. Scoperto dall’alchimista Jabir ibn Hayyan intorno all’800 a.C., l’acido cloridrico è solitamente venduto commercialmente in una soluzione al 37% m/m con densità di 1.19 g/mL, corrispondente a una concentrazione di 12 M.

Preparazione della soluzione diluita

Per preparare una soluzione diluita di acido cloridrico con titolo approssimato, ad esempio 0.1 M, è possibile utilizzare la formula delle diluizioni. Supponendo di dover ottenere 500 mL di acido a 0.1 M partendo dalla soluzione concentrata, si calcola che occorrono 4.2 mL di acido concentrato da diluire con acqua fino al volume desiderato.

Standardizzazione con carbonato di sodio

Nel processo di standardizzazione, viene utilizzato il carbonato di sodio come standard primario, reagendo con l’acido cloridrico secondo la reazione: Na2CO3 + 2 HCl → H2O + CO2 + 2 NaCl. Tuttavia, è importante considerare che il carbonato di sodio è igroscopico e deve essere essiccato prima dell’uso.

Durante la standardizzazione, si forma anidride carbonica che può interferire con la rilevazione del punto finale della titolazione. È necessario rimuovere la CO2 dalla soluzione mediante ebollizione e aggiunta di ulteriore HCl prima di procedere al nuovo viraggio.

Procedura per la standardizzazione

Per standardizzare l’acido cloridrico, è necessario calcolare la massa di carbonato di sodio da pesare affinché reagisca con una data quantità di soluzione di HCl a titolo approssimato. Ad esempio, se la soluzione è 0.1 M, si calcolano le moli di HCl presenti e si determina la quantità di carbonato di sodio necessaria.

Una volta calcolata la massa di carbonato di sodio, è importante effettuare pesate precise e solubilizzare i campioni in acqua prima di procedere con la titolazione.

Standardizzare l’acido cloridrico è un passo fondamentale per garantire la precisione delle titolazioni in laboratorio e assicurare risultati affidabili nelle analisi chimiche.Utilizzo del Cresolo come Indicatore per Titolazioni acido-base

Il verde di bromo, noto anche come cresolo, è un indicatore comunemente usato per titolazioni acido-base. Il suo intervallo di viraggio va da un pH di circa 4, dove si presenta di colore verde chiaro, fino a poco più di 5, dove assume una colorazione blu.

In una soluzione di carbonato di sodio basico, l’indicatore reagirà mostrando un colore blu. Durante la titolazione con acido cloridrico (HCl), si raggiungerà il punto finale quando l’indicatore cambierà colorazione da blu a verde chiaro.

Dopo aver raggiunto il punto finale della titolazione, è consigliabile riscaldare la soluzione fino a ebollizione per eliminare il biossido di carbonio e far tornare il colore della soluzione al blu.

Per titolare con precisione, è possibile utilizzare una buretta per aggiungere HCl fino a quando la soluzione tornerà nuovamente di colore verde chiaro. È importante annotare il volume di acido aggiunto per calcolare con precisione la concentrazione dell’HCl.

Calcoli delle Molarità

Per esempio, se si sono pesati 0.1362 g di carbonato di sodio e sono stati necessari 24.9 mL di HCl per raggiungere il punto finale, si possono effettuare i seguenti calcoli:
– Moli di Na2CO3 = 0.1362 g / 105.9888 g/mol = 0.001285 mol
– Moli di HCl = 0.001285 mol x 2 = 0.002570 mol
– Molarità di HCl = 0.002570 mol / 0.0249 L = 0.103 M

Si consiglia di ripetere questi calcoli per ogni titolazione effettuata e, se i risultati sono coerenti tra loro, calcolare la media delle tre molarità ottenute per ottenere il titolo medio dell’HCl utilizzato nelle titolazioni. Questo approccio aiuta a migliorare la precisione e l’affidabilità dei dati ottenuti durante il procedimento di titolazione.

Olmio: storia, ottenimento, reazioni

Fabrice Deseaux

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28 Dicembre 2018

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Scoperta e Storia dell’Olmio

L’olmio è un elemento appartenente alla serie dei lantanidi, che si trova in natura principalmente nella gadolinite e nella monazite, insieme agli altri elementi delle terre rare. La sua scoperta risale al 1878, quando i chimici svizzeri Marc Delafontaine e Jacques-Louis Soret identificarono l’elemento attraverso bande spettroscopiche di assorbimento. Successivamente, il chimico svedese Per Teodor Cleve isolò l’ossido di olmio, chiamandolo “holmia” in onore di Stoccolma. Nel 1886, il chimico francese Paul Lecoq de Boisbaudran isolò l’ossido di olmio per precipitazione frazionata, mentre nel 1911 il botanico svedese Otto Holmberg ottenne il metallo puro.

Proprietà dell’Olmio

L’olmio ha una configurazione elettronica [Xe] 4f¹¹, 6s² ed è un metallo di colore bianco-argenteo, relativamente tenero e malleabile, resistente alla corrosione. Può avere numeri di ossidazione +1, +2 e +3, con il +3 che è il più comune. Gli ioni Ho³⁺ mostrano proprietà fluorescenti simili ad altri ioni delle terre rare e sono utilizzati in applicazioni laser e come coloranti nel vetro.

Ottenimento dell’Olmio

L’olmio viene ottenuto dai minerali attraverso processi pirometallurgici, utilizzando la riduzione metallotermica del cloruro o fluoruro di olmio con calcio metallico, secondo la reazione:
2 HoF₃ + 3 Ca → 2 Ho + 3 CaF₂

Reazioni dell’Olmio

L’olmio reagisce rapidamente con acidi diluiti, formando olmio (III) e idrogeno gassoso:
2 Ho + 6 H⁺ → 2 Ho³⁺ + 3 H₂

L’olmio, tuttavia, non reagisce con l’acqua.Proprietà dell’Olmio in Chimica

L’olmio è un elemento chimico appartenente alla serie delle terre rare e possiede diverse proprietà interessanti e peculiari. Ad esempio, è noto che l’olmio forma uno strato superficiale protettivo di HoF3 quando è esposto all’acido fluoridrico concentrato. Questa caratteristica lo rende particolarmente resistente a questo acido corrosivo.

Reazioni dell’Olmio con Vari Elementi

L’olmio reagisce in modo peculiare con diversi elementi, ad esempio con l’ossigeno dell’aria a temperatura ambiente brucia rapidamente formando ossido di olmio (III), che è impiegato come colorante giallo per il vetro e come standard di calibrazione per spettrofotometri ottici.

Allo stesso modo, reagisce con gli alogenati formando i corrispondenti alogenuri. Ad esempio, la reazione generale con gli alogenati è la seguente: 2 Ho + 3 X2 → 2 HoX3. Interessante notare che il fluoruro di olmio (III) assume una colorazione rosa, mentre gli altri alogenuri presentano un colore giallo.

Reazioni dell’Olmio con l’Acqua

In presenza di acqua, l’olmio reagisce lentamente formando idrossido di olmio (III) e idrogeno gassoso, come evidenziato dalla seguente equazione chimica: 2 Ho + 6 H2O → 2 Ho(OH)3 + 3 H2.

Proprietà Magnetiche dell’Olmio

Gli elementi di olmio possono manifestare proprietà magnetiche, soprattutto se combinati con l’ittrio. In virtù di queste proprietà magnetiche, l’olmio viene utilizzato per creare campi magnetici artificiali, dimostrando così le sue applicazioni pratiche in diversi campi.

In conclusione, l’olmio è un elemento chimico versatile con proprietà uniche che lo rendono interessante per diverse applicazioni industriali e scientifiche. La sua capacità di reagire con vari elementi e di mostrare proprietà magnetiche specifiche lo rende un elemento degno di attenzione nello studio della chimica.