Come scrivere le formule dei sali
Nov16

Come scrivere le formule dei sali

Anche se appare riduttivo l’idea comune a molti che la chimica sia solo un insieme di formule può essere utile poter scrivere rapidamente le formula dei sali più comuni senza avere grandi conoscenze della disciplina. I sali sono elettricamente neutri e sono costituiti da uno ione positivo e da uno ione negativo. Nella tabella vengono indicati gli ioni positivi e negativi più comuni dalla cui combinazione si può ottenere la formula di un sale e il suo nome comune. Ioni positivi Li+ Na+ K+ Be2+ Mg2+ Ca2+ Ba2+ Al3+ Fe2+ Fe3+ Ag+ Cu+ Cu2+ Zn2+ Pb2+ Pb4+ Sn2+ Sn4+ * NH4+ * Si tenga conto che uno ione positivo poliatomico che può essere presente nei sali è lo ione ammonio NH4+ Ioni negativi Nome F– Fluoruro Cl– Cloruro Br– Bromuro I– Ioduro S2- Solfuro HS– Idrosolfuro o idrogenosolfuro CN– Cianuro NO3– Nitrato NO2– Nitrito CO32- Carbonato HCO3– Idrogeno carbonato o bicarbonato SO42- Solfato HSO4– Idrogenosolfato SO32- Solfito HSO4– Idrogenosolfito PO43- Fosfato HPO42- Idrogenofosfato H2PO4– Diidrogenofosfato ClO– Ipoclorito ClO2– Clorito ClO3– Clorato ClO4– Perclorato   Per poter scrivere la formula di un sale formato da questi ioni basta accoppiare uno ione positivo e uno ione negativo tenendo conto della loro carica e facendo in modo che la molecola sia neutra. Supponiamo di voler scrivere la formula del cloruro di sodio. Poiché lo ione sodio ha una sola carica positiva e lo ione cloruro ha una sola carica negativa la formula è NaCl. Se invece dovessimo scrivere la formula del cloruro di calcio bisogna tenere conto che lo ione calcio ha due cariche positive mentre lo ione cloruro ha una sola carica negativa pertanto affinché le cariche siano bilanciate sono necessari due ioni Cl– per ogni ione Ca2+ quindi la formula è CaCl2. Analogamente la formula del cloruro di alluminio, tenendo conto che lo ione alluminio ha tre cariche positive e lo ione cloruro ha una sola carica negativa, è AlCl3. Supponiamo di voler scrivere le formule dei carbonati di calcio, sodio e alluminio. Nel primo caso, poiché lo ione carbonato ha due cariche positive e lo ione calcio ha due cariche positive, la formula è CaCO3. Nel caso del carbonato di sodio poiché lo ione carbonato ha due cariche positive e lo ione sodio ha due cariche positive, la formula è Na2CO3. Nel caso del carbonato di alluminio  poiché lo ione carbonato ha due cariche negative e lo ione alluminio ha tre cariche positive per bilanciare le cariche occorrono tre ioni carbonato ( 3 ∙ -2 = – 6) e due ioni alluminio ( 2 ∙ +3 = +6) e la formula è Al2(CO3)3. Si noti che alcuni ioni metallici...

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Cloruro di cesio
Nov13

Cloruro di cesio

Il cloruro di cesio è un solido cristallino molto solubile in acqua e igroscopico avente formula CsCl utilizzato come fonte di ioni cesio per numerose applicazioni. Come gli altri alogenuri alcalini il cloruro di cesio è incolore se è presente sotto forma di grossi cristalli e quando è polverizzato si presenta di colore bianco. I metalli alcalini, infatti, hanno un solo elettrone di valenza e formano ioni positivi i quali non hanno elettroni spaiati che possono subire una promozione da un livello a un altro come avviene nel caso degli ioni dei metalli di transizione che formano composti colorati. Il cloruro di cesio può essere sintetizzato dalla reazione di neutralizzazione tra acido cloridrico e idrossido di cesio: HCl(aq) + CsOH(aq) → CsCl(aq) + H2O(l) Un altro metodo di sintesi del cloruro di cesio consiste nella reazione tra carbonato di cesio e acido cloridrico: Cs2CO3(aq) + 2 HCl(aq)→ 2 CsCl(aq) + H2O(l) + CO2(aq) A livello industriale il cloruro di cesio viene ottenuto dalla pollucite, minerale appartenente alla famiglia delle zeoliti, che dopo essere stata ridotta in polvere viene trattata con acido cloridrico a caldo. Il cloruro di cesio impuro viene fatto reagire con cloruro di antimonio (III) con ottenimento di un sale doppio scarsamente solubile in acqua: CsCl + SbCl3 → CsSbCl4 Quest’ultimo viene fatto reagire con solfuro di idrogeno secondo la reazione: 2 CsSbCl4 + 3 H2S → 2 CsCl + Sb2S3+ 6 HCl Il cloruro di cesio dà luogo alla formazione di sali doppi in particolare con altri cloruri come, ad esempio, 2CsCl·BaCl2 Il cloruro di cesio è un solido ionico in cui ioni positivi e ioni negativi si trovano sui nodi del reticolo cristallino. Contrariamente al cloruro di sodio che cristallizza secondo un reticolo cubico a facce centrate in cui ogni ione positivo è contornato da 6 ioni negativi e viceversa, il cloruro di cesio cristallizza secondo un reticolo cubico in cui ogni ione positivo è contornato da 8 ioni negativi e viceversa. La motivazione per la quale il cloruro di sodio e il cloruro di cesio cristallizzano secondo due reticoli diversi risiede nella dimensione degli ioni. Supponiamo, infatti, di sostituire il cesio con il sodio nel reticolo del cloruro di cesio. Lo ione sodio è molto più piccolo rispetto allo ione cesio e, affinché gli ioni cloro possano essere in contatto con lo ione sodio nel reticolo, dovrebbero essi stessi trovarsi a contatto tra loro il che provocherebbe l’insorgere di forze di repulsione. La struttura cristallina in un composto ionico in cui gli ioni si trovano in rapporto di 1:1 (come in NaCl e CsCl) dipende dal rapporto tra il raggio dello ione positivo rispetto...

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Legame covalente, ionico e metallico a confronto
Nov09

Legame covalente, ionico e metallico a confronto

Le proprietà di una specie sono influenzate dal tipo di legame presente tra gli atomi, ioni o molecole che la costituiscono. I legami più forti, ovvero quelli dotati di maggiore energia sono il legame covalente, ionico e metallico. Il legame covalente è un tipo di legame in cui gli atomi condividono tra loro almeno una coppia di elettroni. Se gli atomi costituenti la molecola sono uguali ovvero hanno la stessa elettronegatività il legame è di tipo covalente puro e gli elettroni di legame sono equamente condivisi come nel caso di Cl2. Se gli atomi costituenti la molecola sono diversi e hanno una moderata differenza di elettronegatività il legame è di tipo covalente polare e gli elettroni condivisi risultano maggiormente attratti dall’elemento più elettronegativo come nel caso di HCl. Il legame ionico è di natura elettrostatica e si instaura quando gli elementi hanno una significativa differenza di elettronegatività tale che si forma uno ione positivo e uno ione negativo ed è tipico di molti sali come nel caso di NaF in cui il legame è dovuto all’attrazione elettrostatica tra ioni Na+ e ioni F–. Il legame ionico è adirezionale ciò implica che nella condizione di stabilità ogni ione positivo sia circondato da un certo numero di ioni negativi e viceversa. Il legame metallico è costituito da ioni del metallo che si dispongono secondo un reticolo cristallino contornati da elettroni delocalizzati ed è pertanto adirezionale. Vengono riportate in tabella alcune delle caratteristiche peculiari di questi tipi di legami in cui possono essere confrontate le similitudini e le differenze Legame covalente Legame ionico Legame metallico Il legame è dovuto alla condivisione di almeno una coppia di elettroni da parte di elementi uguali o con una moderata differenza di elettronegatività Il legame è dovuto all’attrazione elettrostatica tra ioni di segno opposto ed è costituito da un metallo e un non metallo che hanno una significativa differenza di elettronegatività Il legame è dovuto all’attrazione tra ioni positivi che si dispongono secondo un reticolo cristallino e elettroni delocalizzati Legame forte dipendente dall’ordine di legame e dall’energia di legame   Legame forte di natura coulombiana Legame che ha una forza inferiore al legame ionico e covalente Legame direzionale Legame adirezionale Legame adirezionale Bassa temperatura di fusione e di ebollizione Elevata temperatura di fusione e di ebollizione Elevata temperatura di fusione e di ebollizione ad eccezione di Hg e Ga Scarsi conduttori di elettricità in tutte le fasi Buoni conduttori di elettricità allo stato fuso Buoni conduttori di elettricità In genere solubili in solventi non polari ma non in acqua In genere solubili in acqua ma non in solventi non polari Non solubili in acqua Duri e...

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Meccanismo d’azione dei catalizzatori
Nov07

Meccanismo d’azione dei catalizzatori

Un catalizzatore è una specie che accelera la velocità di una reazione termodinamicamente favorita portando a una diminuzione dell’energia di attivazione. Il catalizzatore pur partecipando alla reazione non compare né tra i reagenti né tra i prodotti e viene ritrovato inalterato alla fine di essa. Affinché avvenga una reazione prima che si formano i prodotti si devono rompere i legami tra i reagenti e ciò richiede energia detta energia di attivazione. Alcune reazioni presentano una energia di attivazione così elevata che esse avvengono in tempi molto lunghi. I catalizzatori costituiscono un mezzo per rompere i legami fornendo un percorso alternativo di reazione pertanto essi formano legami temporanei con il reagente e quindi devono essere reattivi ma non devono essere tali da formare legami permanenti con i reagenti. Il meccanismo con cui agiscono i catalizzatori in una reazione non è sempre lo stesso ad esempio la reazione tra biossido di zolfo e ossigeno avviene in presenza del pentossido di divanadio che agisce da catalizzatore. Il vanadio che presenta diversi numeri di ossidazione tra cui +4 si trasforma in tetrossido di divanadio che, per successiva ossidazione, ritorna allo stato di partenza SO2 + V2O5 → SO3 + V2O4 V2O4 + ½   O2 →  V2O5 Pertanto la reazione complessiva è SO2 + ½   O2 →  SO3 in cui il catalizzatore non compare né tra i reagenti né tra i prodotti. Un altro esempio è costituito dalla reazione tra monossido di carbonio e ossigeno in cui si ottiene biossido di carbonio in presenza del palladio in qualità di catalizzatore. Secondo il meccanismo della reazione si ha l’adsorbimento sia del monossido di carbonio che dell’ossigeno sulla superficie del catalizzatore. Le molecole di ossigeno si dissociano in due atomi di ossigeno che si combinano con il monossido di carbonio che viene deadsorbito dalla superficie del catalizzatore. Un altro esempio è costituito dalla reazione di idrogenazione di un alchene in cui si ottiene l’alcano in presenza di Nichel Raney in qualità di catalizzatore. L’idrogeno viene adsorbito sulla superficie del catalizzatore con conseguente rottura del legame idrogeno-idrogeno, l’alchene viene adsorbito sulla superficie del catalizzatore con rottura del doppio legame presente e formazione di legami nichel-carbonio; gli atomi diffondono sulla superficie del catalizzatore con formazione di legami carbonio-idrogeno e l’alcano formatosi viene deadsorbito dal catalizzatore. I catalizzatori sono specifici per ogni reazione e agiscono diversamente secondo un determinato meccanismo; possono agire da catalizzatori, oltre che i metalli di transizione e alcuni del loro composti e tipicamente gli ossidi, sia lo ione H+ come avviene, ad esempio nell’esterificazione e nella isomerizzazione delle olefine, che lo ione OH– come avviene, ad esempio nell’idratazione delle aldeidi e nella reazione tra un...

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Chemiluminescenza
Nov04

Chemiluminescenza

La chemiluminescenza è la produzione di luce che accompagna alcune reazioni chimiche in cui si formano intermedi reattivi allo stato eccitato. In ogni reazione chimica gli atomi, le molecole o gli ioni che reagiscono collidono tra loro formando uno stato di transizione da cui si ottengono i prodotti di reazione. Lo stato di transizione corrisponde allo stato energetico più elevato rispetto sia ai reagenti che ai prodotti che, se la reazione è esotermica, hanno energia minore rispetto a quella dei reagenti. Nelle reazioni che danno luogo alla chemiluminescenza i reagenti A e B danno luogo alla formazione di un intermedio allo stato eccitato da cui si ottiene luce oltre che i prodotti di reazione essendo rilasciato un fotone di opportuna lunghezza d’onda. La chemiluminescenza si differenzia dalla fluorescenza in quanto quest’ultima è dovuta ad un assorbimento della luce incidente da parte del campione e a una successiva emissione di radiazioni di lunghezza d’onda diversa da quella incidente Un esempio di reazione che avviene con emissione di luce è quella tra monossido di azoto e ozono. dalla reazione si ottiene biossido di azoto in uno stato eccitato e ossigeno: NO + O3 → NO2* + O2 Il biossido di azoto dallo stato eccitato ritorna allo stato fondamentale con produzione di luce: NO2* → NO2 + luce Un altro esempio di reazione in cui si manifesta la chemiluminescenza è quella del luminol ovvero il 5-ammino-2,3diidro-1,4-ftalazimdione. Esso reagisce con il perossido di idrogeno per dare il 3-amminoftalato secondo la reazione C8H7N3O2 + H2O2 → [3-amminoftalato]* → 3-amminoftalato + luce Poiché il ferro è uno degli ioni metallici che catalizza la reazione, questa reazione può essere utilizzata per rilevare tracce di sangue che contiene l’emoglobina ed è quindi tuttora utilizzata nella ricerca di piccole quantità di sangue sulla scena di un crimine. Il primo esempio di chemiluminescenza risale alla scoperta del fosforo elementare da parte dell’alchimista tedesco Hennig Brand nel 1669. Egli isolò dalle urine un materiale bianco e ceroso che si ossidava lentamente a temperatura ambiente dando una tenue luce verde a cui diede il nome di fosforo dal greco ϕωσϕόρος ovvero portatore di luce. Il meccanismo della reazione prevede la formazione di intermedi (PO)2 e HPO che sono i responsabili della colorazione. Un altro esempio di chemiluminescenza che trova utilizzo nei braccialetti che emettono luce è la reazione tra un estere aromatico che viene ossidato dal perossido di idrogeno per dare un perossiossalato che rapidamente si trasforma in 1,2-diossietandione. Quest’ultimo reagisce con il colorante per dare biossido di carbonio e colorante allo stato eccitato che ricadendo allo stato fondamentale emette luce. La chemiluminescenza è influenzata dagli stessi fattori che influenzano le...

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Relazione tra legame e proprietà dei solidi
Ott28

Relazione tra legame e proprietà dei solidi

I solidi, a seconda della natura del tipo di legame presente, vengono classificati come ionici, covalenti, metallici e molecolari che presentano proprietà diverse. In un solido ionico sono presenti due ioni di segno opposto e la forza di legame è dovuta all’attrazione elettrostatica tra le due cariche la cui intensità dipende dalla carica e dalle dimensioni degli ioni. I composti ionici sono solidi cristallini in cui è presente una disposizione periodica e ordinata di ioni ai vertici di una struttura reticolare e sono anisotropi. L’energia reticolare, ovvero l’energia necessaria per separare una mole del solido cristallino in ioni allo stato gassoso è direttamente proporzionale al prodotto delle cariche ioniche e inversamente proporzionale alla somma dei raggi degli ioni. Si considerino ad esempio il fluoruro di sodio e l’ossido di calcio che cristallizzano entrambi in un reticolo cubico a facce centrate i cui ioni hanno circa le stesse dimensioni. Lo ione Na+ ha un raggio di 102 pm e lo ione Ca2+ ha un raggio di 102 pm mentre lo ione F– ha un raggio di 133 pm rispetto allo ione O2- che ha un raggio di 140 pm. Poiché gli ioni Ca2+ e O2- hanno una carica maggiore rispetto a Na+ e F–, l’energia reticolare dell’ossido di calcio è di circa quattro volte maggiore rispetto a quella del fluoruro di sodio pertanto la forza del legame presente in CaO è maggiore rispetto a quella presente in NaF e di conseguenza la temperatura di fusione di CaO è maggiore rispetto a quella di NaF. Le proprietà dei solidi ionici sono influenzate dall’elevata energia reticolare ed essi presentano elevato punto di fusione e di ebollizione, solubilità in acqua o in altri solventi polari, buona conducibilità elettrica quando si trovano allo stato fuso o in soluzione, elevata durezza e fragilità. I solidi covalenti sono costituiti da atomi o molecole direttamente legati tramite legami di natura covalente di modo che nel cristallo non sono individuabili singole molecole. L’energia dei legami nei cristalli covalenti è molto elevata, simile a quella dei legami covalenti quindi i solidi covalenti hanno elevata temperatura di fusione, sono duri, insolubili e cattivi conduttori sia allo stato solido che allo stato fuso. Un esempio tipico è costituito dal diamante, solido perfettamente trasparente e incolore, duro e alto fondente con elevata densità. In questa forma allotropica, ogni atomo di C utilizza orbitali ibridi sp3 per legarsi covalentemente ai 4 atomi di C posti ai vertici di un tetraedro al cui centro c’è l’atomo in questione. Altri esempi di solidi covalenti sono il nitruro di boro, il biossido di silicio e il carburo di silicio. I solidi molecolari sono costituiti da aggregati...

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