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Molibdeno
Dic28

Molibdeno

Il molibdeno è un metallo di transizione di colore bianco argenteo appartenente al Gruppo 6° e al 5° Periodo che ha configurazione elettronica [Kr+] 4d5 5s1. In natura è presente nella molibdenite prevalentemente sotto forma di solfuro MoS2 di aspetto simile al solfuro di piombo e alla grafite tanto che fino al XVIII secolo i composti del molibdeno venivano confusi con quelli del piombo o del carbonio tanto che il nome molibdeno deriva dal greco μολύβδος che significa piombo. Fu solo nel 1778 che il chimico svedese Carl Wilhelm Scheele analizzando questo minerale comprese che non si trattava né di galena né di grafite ma di un composto contenente un altro elemento di cui non conosceva l’identità. Fu un altro chimico svedese Peter Jacob Hjelm che nel 1781 riuscì ad isolare il molibdeno da un suo ossido. A livello industriale il molibdeno viene ottenuto dalla reazione tra disolfuro di molibdeno e ossigeno a 700°C: 2 MoS2 + 7 O2 → 2 MoO3 + 4 SO2 Il molibdeno infatti allo stato metallico si ottiene per riduzione dell’ossido in corrente di idrogeno: il processo viene fatto in due stadi, il primo a 600-700 ºC per l’elevata volatilità di MoO3 e il secondo intorno a 1000 ºC: MoO3 + H2 → MoO2 + H2O MoO2 + 2 H2 → Mo + 2 H2O Il molibdeno è un metallo moderatamente reattivo: non reagisce infatti con l’ossigeno a temperatura ambiente ma solo a temperature superiori a 600°C: 2 Mo + 3 O2 → 2 MoO3 Non si solubilizza in acido cloridrico, fluoridrico, ammoniaca, idrossido di sodio ma solo, a caldo, in acido solforico o acido nitrico concentrati. I numeri di ossidazione più comuni del molibdeno sono +4 e +6, ma può presentare numero di ossidazione -2, zero nel molibdeno esacarbonile, e +1,+2,+3,+4,+5 e +6. Il molibdeno forma composti, detti molibdati, in cui ha numero di ossidazione + 6. L’ossoanione ha formula MoO42- o Mo2O72- costituito da due tetraedri con un ossigeno in comune come, ad esempio, il molibdato di sodio Na2MoO4 o di ammonio (NH4)2Mo2O7. Il molibdato viene precipitato come trisolfuro in HCl 0.4 M: MnO42-(aq) + 3 S2-(aq) + 8 H+(aq) → MnS3(s) + 4 H2O(l) Il molibdato di ammonio reagisce con l’acido solfidrico per dare tetratiomolibdato di ammonio composto che viene sperimentato per la cura di varie patologie (NH4)2MoO4 (aa) + H2S(aq) → (NH4)2MoS4(s)  + 4 H2O(l) Il molibdeno si lega agli alogeni per dare sali come fluoruri, cloruri, bromuri e ioduri, all’ossigeno per dare il monossido, il diossido e il triossido, allo zolfo per dare disolfuro e trisolfuro, all’azoto per dare il nitruro. Il molibdato di ferro (III) Fe2(MoO4)3 viene usato...

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Rutenio
Dic10

Rutenio

Il rutenio è un metallo del blocco d appartenente al Gruppo 8 e al 5° periodo della Tavola Periodica avente configurazione elettronica Kr 4d75s1 con numero atomico 44. Il rutenio fu scoperto dal chimico russo Karl Karlovich Klaus nel 1844 mentre analizzava il residuo di un campione di roccia contenente platino proveniente dagli Urali a cui fu dato questo nome che deriva dalla parola latina Ruthenia che significa Russia. Fu ottenuto dalla calcinazione del rutenio ammonio cloruro (NH4)2RuCl6 Il rutenio fa parte dei metalli appartenenti ai metalli del gruppo del platino che sono caratterizzati proprietà fisiche e chimiche simili come attività catalitica, resistenza alla corrosione, resistenza all’ossidazione ad elevate temperatura, basso coefficiente di dilatazione termica, alto punto di fusione e si trovano generalmente negli stessi depositi minerari. È un metallo duro e fragile, molto raro, di colore bianco-argenteo che si ossida all’aria solo ad elevate temperature. Come i metalli di transizione ed in particolare l’osmio che appartiene al suo stesso Gruppo, il rutenio  ha molti stati di ossidazione ovvero +2,+3,+4,+6 e +8 sebbene gli stati di ossidazione più comuni siano +2, +3 e +4. Negli stati di ossidazione più alti forma composti con l’ossigeno: nel tetrossido di rutenio RuO4 ha numero di ossidazione +8, nel perrutenato RuO4– ha numero di ossidazione +7 e nel rutenato RuO42-. Il rutenio forma composti con gli alogeni come il trifluoruro di rutenio RuF3, il tetrafluoruro RuF4, il pentacloruro a molecola tetramera [RuF5]4 e l’esafluoruro RuF6. Forma composti metallo carbonili come Ru(CO)5, Ru2(CO)9 e Ru3(CO)12 e composti ciclopentadienilici come il rutenocene Ru(C5H5)2 appartenente alla categoria dei metalloceni. Il rutenio forma molti composti di coordinazione: il rutenio (III) dà composti come [Ru(C2O4)3]3- ma il rutenio (II) forma i complessi più importanti di tipo esacoordinati in cui sono presenti l’azoto o il fosforo quali donatori come [Ru(NH3)6]2+. Il rutenio forma inoltre complessi che possono costituire un’alternativa a quelli del platino nella terapia per il cancro. Il rutenio non reagisce con gli acidi e resiste all’attacco dell’acqua regia ma reagisce con  l’ipoclorito di sodio per formare rutenati, perrutenati e tetrossido di rutenio. Il rutenio viene utilizzato prevalentemente per ottenere leghe spesso con il platino o con il palladio a cui conferisce maggiore durezza e resistenza agli attacchi chimici utilizzate per contatti elettrici, dispositivi per la misurazione di temperature molto elevate o molto basse. Viene utilizzato anche in leghe con il titanio rendendolo più resistente alla corrosione infatti l’aggiunta dello 0.1% di rutenio rende la lega di titanio cento volte più resistente alla corrosione. I composti del rutenio vengono utilizzati quali catalizzatori in molte reazioni di sintesi organiche come l’idratazione dei nitrili che porta alla formazione di ammidi:...

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Flocculanti
Dic06

Flocculanti

La flocculazione è un processo che avviene dopo la coagulazione in cui le particelle presenti in un sistema colloidale danno luogo alla formazione di aggregati. Questo processo viene utilizzato in svariati campi e principalmente nel trattamento di purificazione delle acque, in campo farmaceutico per stabilizzare le sospensioni e nel campo dell’industria enologica per conferire limpidezza al vino. Vengono quindi utilizzati agenti flocculanti che hanno la funzione di aggregare le particelle sospese in modo da rendere più efficienti le operazioni di sedimentazione, chiarificazione, filtrazione e centrifugazione. I flocculanti sono sostanze a diverso peso molecolare di tipo anionico, cationico e polimerico a seconda della carica delle particelle superficiali che devono essere destabilizzate e generalmente sono efficienti in un determinato intervallo di pH. La velocità di flocculazione è influenzata da diversi fattori: ad esempio l’agitazione o il riscaldamento della soluzione provocano un aumento dell’energia cinetica delle particelle sospese con conseguente maggiore velocità di aggregazione con il flocculante. Un altro fattore è costituito dal volume della soluzione: un volume maggiore di soluzione implica una quantità maggiore di flocculante ed inoltre la quantità di flocculante necessaria è influenzata dalla sua carica e dalla sua dimensione. Una particella dispersa in un liquido può presentare delle cariche elettrostatiche superficiali che generando un campo elettrico attrae ioni di segno opposto nello spazio che la circonda. Ad esempio lo ioduro di argento AgI, assorbe, sulla sua superficie, lo ione presente in eccesso dando due tipi di aggregati: [AgI]I–circondato da un controione positivo presente in soluzione come ad esempio K+ [AgI]Ag+ circondato da un controione negativo come ad esempio I– Il doppio strato elettrico genera un potenziale detto potenziale zeta o potenziale elettrocinetico ζ il cui valore è correlato alla natura e alla struttura del doppio strato elettrico all’interfaccia particelle-liquido. Un flocculante anionico come un sale o un idrossido metallico agisce con le cariche positive (potenziale zeta positivo) mentre un flocculante cationico agisce con le cariche negative (potenziale zeta negativo). I flocculanti maggiormente usati sono: silicato di sodio spesso detto silice attivata Na2SiO3 bentonite (Al2O3-4 SiO2– 4 H2O) solfato di alluminio Al2(SO4)3 allume, sale doppio di alluminio e potassio, KAl(SO4)2 derivati dell’amido, polisaccaridi, alginati polimeri come la poliacrilammide derivante dalla polimerizzazione dell’acrilammide CH2=CH-CONH2 Meccanismo di azione I flocculanti ionici come il solfato di alluminio si solubilizza dando ioni Al3+ e SO42-. Le particelle colloidali contenute nella soluzione in cui sono presenti cariche superficiali si legano ai controioni e diventano sufficientemente pesanti da precipitare. I flocculanti polimerici come la poliacrilammide, invece, sono caratterizzati dalla presenza di una lunga catena e da elementi elettronegativi come in particolare l’ossigeno che forma legami covalenti polari. Le dimensioni della macromolecola, unitamente alla presenza di atomi che hanno...

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Idrossidi anfoteri
Dic03

Idrossidi anfoteri

Una sostanza si definisce anfotera dal greco ἀμφότεροι che significa “entrambi” se presenta una natura duplice ovvero può agire sia da acido che da base. Molti metalli tra cui berillio, zinco, alluminio, gallio, piombo (II), stagno(II) e stagno (IV), gallio e cromo (III) formano idrossidi anfoteri. Gli idrossidi anfoteri si presentano spesso allo stato solido sotto forma di polvere di colore bianco e scarsamente solubili in acqua mentre sono solubili in ambiente acido e in ambiente basico. Un esempio di idrossido anfotero è costituito dall’idrossido di berillio Be(OH)2 che è scarsamente solubile in acqua. In ambiente acido l’idrossido di berillio si comporta da base e dà una reazione di neutralizzazione con formazione di sale e acqua: Be(OH)2(s) + 2 HCl(aq) → BeCl2(aq) + 2 H2O(l) Il cloruro di berillio, a basse concentrazioni, è solubile in acqua. Se alla soluzione di cloruro di berillio viene aggiunta una base si forma un precipitato bianco di idrossido di berillio secondo la reazione netta: Be2+(aq) + 2 OH–(aq)→ Be(OH)2(s) In ambiente basico l’idrossido di berillio si comporta da acido e dà luogo alla formazione del complesso tetraidrossoberillato solubile in acqua: Be(OH)2(s) + 2 OH– (aq) → Be(OH)42- (aq) Un analogo esempio viene fornito dall’idrossido di zinco anch’esso poco solubile in acqua che viene solubilizzato sia in ambiente acido che basico secondo le reazioni: Zn(OH)2(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + 2 H2O(l) Zn(OH)2(s) + 2 OH– (aq) → Zn(OH)42- (aq) L’esempio tipico di un idrossido anfotero è quello dell’idrossido di alluminio che è scarsamente solubile in acqua ma in ambiente acido dà luogo alla formazione di un sale solubile: Al(OH)3(s) + 3 HCl(aq) → AlCl3(aq) + 3 H2O(l) In presenza di una base forte come NaOH dà luogo alla formazione del tetraidrossoalluminato solubile in acqua secondo la reazione netta: Al(OH)3(s) + OH– (aq) → Al(OH)4– (aq) La solubilità del tetraidrossoalluminato viene sfruttata per ottenere ossido di alluminio dalla bauxite secondo il processo Bayer che, sebbene proposto dal chimico Karl Bayer nel 1887, è ancora oggi quello maggiormente usato. La bauxite contiene infatti, oltre all’ossido di alluminio, l’ossido di ferro (III) e l’ossido di silicio e altre impurezze che devono essere eliminate. In questo processo la bauxite viene lavata con una soluzione di NaOH concentrato in una fase detta di digestione. La concentrazione di NaOH, la temperatura che è compresa tra 140 e 240°C e la pressione dipendono dal tipo di bauxite e dalla presenza delle specie mineralogiche in essa contenute. In tali condizioni mentre l’ossido anfotero di alluminio si trasforma in tetraidrossoalluminato solubile gli altri componenti rimangono indisciolti costituendo una miscela di impurità solide chiamata fango rosso che viene filtrata e scartata ad...

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Nitruri
Nov26

Nitruri

I nitruri costituiscono una classe di composti prevalentemente binari o ternari in cui è presente l’azoto con numero di ossidazione -3 che hanno un’ampia gamma di proprietà e di applicazioni. Gli elementi a cui si lega l’azoto per formare nitruri sono non metalli come zolfo, boro e fosforo, metalli alcalini come il litio, metalli alcalino terrosi, metalli di transizione e lantanoidi. I processi di nitrurazione si svilupparono agli inizi del 1900 e vengono ancora studiati per il vasto campo di applicazioni in cui un nitruro può essere utilizzato che spazia dal campo delle costruzioni aeree a quello della componentistica per autoveicoli. I nitruri trovano inoltre applicazione nel campo dei semiconduttori in  cui il metallo presente è gallio, indio e alluminio. Questi composti presentano un alto punto di fusione e una banda proibita (band gap) ovvero un intervallo di energia interdetto agli elettroni che va da 0.7 eV per il nitruro di indio a 6.2 eV per il nitruro di alluminio. I nitruri sono spesso materiali refrattari a causa dell’elevata energia reticolare che è dovuta alla forte attrazione di N3- con l’altro elemento come nel caso del nitruro di titanio e del nitruro di silicio mentre il nitruro di boro che ha una struttura a strati è un ottimo lubrificante Nei nitruri l’azoto è legato a un elemento che presenta una elettronegatività più bassa come boro o silicio o con metalli- analogamente ai carburi, i nitruri possono essere classificati in tre categorie: ionici, interstiziali e covalenti a seconda del tipo di legame esistente tra l’azoto e gli elementi ad esso legati. Nitruri ionici: il litio è l’unico metallo alcalino che forma un nitruro, mentre tutti i metalli alcalino terrosi sono in grado di formare nitruri. Questi composti possono essere considerati come costituiti dal catione metallico e dall’anione N3- e sono pertanto di tipo ionico. Essi danno luogo a idrolisi per dare ammoniaca e l’idrossido del metallo come, ad esempio, il nitruro di calcio: Ca3N2 + 6 H2O → 2 NH3 + 3 Ca(OH)2 Questo tipo di nitruri mostrano stabilità diverse: il nitruro di magnesio si decompone a 270°C mentre quello di boro fonde a 2200 °C senza decomporsi. Esempi di nitruri ionici binari sono Li3N, Mg3N2 e LaN mentre esempi di nitruri ionici ternari sono LiMgN, Li5TiN3 e Li2CeN2. Nitruri interstiziali: i metalli di transizione formano nitruri interstiziali in cui l’azoto occupa gli interstizi nel reticolo cristallino dei metalli. Sono generalmente binari e dotati di elevati punti di fusione, alta conducibilità e relativa inerzia chimica; non danno abitualmente reazione di idrolisi ma possono reagire con gli acidi come nel caso del nitruro di vanadio con produzione di ammoniaca e idrogeno gassoso: 2...

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Biossido di carbonio
Nov15

Biossido di carbonio

Il biossido di carbonio, più comunemente noto come anidride carbonica è una molecola gassosa a temperatura ambiente e ha formula CO2. In essa il carbonio è ibridato sp e si lega, tramite doppio legame ai due atomi di ossigeno; la molecola è lineare e, sebbene l’ossigeno sia più elettronegativo del carbonio, e conseguentemente il legame è polare stante la simmetria di tali legami i dipoli si annullano reciprocamente e quindi la molecola risulta apolare. Nel biossido di carbonio il carbonio presenta numero di ossidazione +4 che costituisce il suo massimo numero di ossidazione pertanto la molecola non risulta ulteriormente ossidabile e quindi è relativamente inerte e non dà reazioni di combustione. Viene quindi usato in taluni tipi di estintori ovvero bombole contenenti il biossido di carbonio ad elevata pressione sotto forma gassosa. Azionando l’estintore il biossido di carbonio si trasforma, a contatto con l’atmosfera in neve carbonica con un brusco abbassamento della temperatura a – 78.5°C: l’abbassamento di temperatura e la sottrazione di ossigeno permettono di estinguere la fiamma senza lasciare residui. Infatti l’anidride carbonica allo stato solido sublima passando direttamente dallo stato solido a quello gassoso. Osservando infatti il diagramma del biossido di carbonio Si nota che il punto triplo dell’anidride carbonica coincide con la temperatura di – 56.6 °C e con la pressione di 5.2 atm, superiore cioè a quella standard di 1 atm. Ciò implica che se a partire da temperature molto basse riscaldiamo l’anidride carbonica solida sotto la pressione esterna costante di 1 atm, la sostanza sublima alla temperatura di – 78.5 °C senza passare attraverso lo stato liquido. Infatti, nel diagramma di fase risulta chiaramente evidente che la retta di equilibrio solido-liquido esiste per valori di pressione esterna superiori a 5.2 atm. Il fatto che l’anidride carbonica solida sotto la pressione normale di 1 atm, si trovi in equilibrio con i propri vapori alla temperatura di – 78.5 °C, trova una pratica applicazione con l’impiego di questa sostanza come refrigerante per la conservazione degli alimenti. Il noto ghiaccio secco così denominato perché alla pressione di 1 atm sviluppa vapori senza fondere, non è altro che anidride carbonica allo stato solido. Il comportamento dell’anidride carbonica fu descritto per la prima volta dal chimico fiammingo Jean Baptiste van Helmont intorno al 1640 quando notò che bruciando il carbone in un recipiente chiuso la massa della cenere era minore rispetto a quella del carbonio. Egli quindi ritenne che parte del carbone si fosse trasformato in una sostanza invisibile che chiamò spirito silvestre. Il biossido di carbonio si trova nell’atmosfera e deriva dall’ossidazione di sostanze organiche a seguito della respirazione, decomposizione, fermentazioni naturali o per reazioni di combustione. E’ una...

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