Cloruro di mercurio (I)
Mar19

Cloruro di mercurio (I)

Il cloruro di mercurio (I) detto sublimato corrosivo ha formula Hg2Cl2 essendo costituito da uno ione Hg22+ e da due ioni Cl– la cui struttura è rappresentata in figura  Fu ottenuto per la prima volta dal più grande alchimista musulmano Abū Mūsā Jābir ibn Ḥayyān al-Azdī noto con il nome di Gerber dalla sublimazione del mercurio in presenza di cloruro di sodio. Fu solo nel 1716 che il chimico tedesco Johann Kunke trovò che il cloruro di mercurio (I) poteva essere preparato sublimando una miscela di solfato di mercurio (II) e cloruro di sodio. Qualche decade più tardi il cloruro di mercurio (I) fu utilizzato da Gerard van Swieten in un preparato per la cura della sifilide. Il trattamento divenne popolare alla fine del XVIII secolo e gli effetti collaterali dovuti alla tossicità del composto venivano attribuiti alla malattia. Nel 1810 uno dei più grandi chimici di tutti i tempi, il britannico Humphry Davy, determinò dapprima la struttura del cloruro di mercurio (II) e successivamente quella del cloruro di mercurio (I). Il cloruro di mercurio (I) che si presenta come un solido bianco poco solubile in acqua avendo un prodotto di solubilità Kps= 1.3 ∙10-18 può essere preparato a partire dal mercurio metallico e cloruro di mercurio (II) secondo la reazione di comproporzione: Hg + HgCl2 → Hg2Cl2 In presenza di ammoniaca il cloruro di mercurio (I) dà luogo a una reazione di disproporzione con formazione di mercurio metallico e di mercurio amidocloruro di colore bianco che precipita secondo la reazione: Hg2Cl2(s)+ 2 NH3(aq)→ Hg(l) + HgNH2Cl(s) + NH4Cl(aq) Il cloruro di mercurio (I) reagisce con il cloruro di stagno (II) per dare mercurio metallico e cloruro di stagno (IV) secondo la reazione: Hg2Cl2 + SnCl2 → Hg + SnCl4 In campo analitico il cloruro di mercurio (I) viene usato come elettrodo detto a calomelano che si basa sulla seguente semireazione di riduzione: Hg2Cl2(s) +2 e– ⇄ 2 Hg(l) + 2 Cl–(aq) Stante la tossicità del cloruro di mercurio (I) i suoi usi in campo cosmetico per schiarire la pelle e come additivo nei dentifrici sono definitivamente...

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Idrossido di stagno (II)
Mar16

Idrossido di stagno (II)

L’idrossido di stagno (II) noto anche come idrossido stannoso è un solido di colore bianco scarsamente solubile in acqua. Il prodotto di solubilità dell’idrossido di stagno (II) è infatti pari a 5.45 ∙ 10-27 che ha quindi una solubilità di 1.69 ∙ 10-7 g/L. L’idrossido di stagno (II) può essere ottenuto per reazione di un sale solubile di stagno (II) come SnCl2 in presenza di idrossido di ammonio secondo la reazione: SnCl2(aq) + 2 NH4OH(aq) → Sn(OH)2(s) + 2 NH4Cl(aq) L’ambiente basico necessario per la precipitazione dello stagno (II) come idrossido viene conferito dall’idrossido di ammonio che è una base debole. L’aggiunta di NaOH invece dell’idrossido di ammonio infatti porterebbe sicuramente a un valore di pHtroppo elevato che ridiscioglierebbe quantomeno parte dell’idrossido di stagno. Quest’ultimo, infatti, come molti idrossidi, è anfotero e, in eccesso di ione OH- dà luogo alla formazione del complesso tetraidrossostannato (II) secondo la reazione: Sn(OH)2(s) + 2 OH–(aq) → [Sn(OH)4]2-(aq) Ad una temperatura compresa tra 60 e 120°C l’idrossido di stagno (II) si decompone, a pressione atmosferica, in ossido di stagno (II): Sn(OH)2 → SnO + H2O L’idrossido di stagno (II) reagisce con HCl per dare cloruro di stagno (II): Sn(OH)2 + 2 HCl → SnCl2 + 2 H2O Un test specifico per l’analisi qualitativa dello stagno (II) prevede infatti prima la sua conversione in cloruro seguita dall’aggiunta di cloruro di mercurio (II) secondo la reazione: SnCl2 + 2 HgCl2 → Hg2Cl2 + SnCl4 con formazione di cloruro di mercurio (I) che dà luogo a un precipitato bianco. In eccesso di cloruro di stagno (II) il cloruro di mercurio reagisce con esso secondo una reazione di ossidoriduzione in cui il mercurio (I) viene ridotto a mercurio metallico di colore grigio e lo stagno (II) viene ossidato a stagno (IV): Hg2Cl2 + SnCl2 → 2 Hg +...

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Soluzioni elettrolitiche
Mar15

Soluzioni elettrolitiche

Le soluzioni elettrolitiche sono quelle soluzioni in grado di condurre corrente elettrica grazie alla presenza di elettroliti ovvero di acidi, basi e sali che in soluzione acquosa di dissociano totalmente o parzialmente in ioni positivi e negativi. Le soluzioni elettrolitiche furono studiate dal fisico e chimico britannico Michael Faraday che comprese, a seguito dei suoi esperimenti, che una soluzione è in grado di condurre corrente elettrica sotto l’influenza di un campo elettrico esterno se in essa sono contenute particelle cariche. A tali particelle Faraday diede il nome di ioni, dal greco ἰέναι che significa andare con allusione al fatto che gli ioni si muovono da una parte all’altra. Egli scoprì inoltre che ogni tipo di ione trasporta una carica definita in un intervallo di numeri interi che vanno comunemente da -1 a +3. Un solido ionico come NaCl è costituito da particelle cariche che non sono libere di muoversi all’interno del reticolo cristallino ed è quindi in grado di condurre corrente elettrica solo se si trova allo stato fuso o in soluzione acquosa. Poiché gli ioni carichi positivamente sono attratti dall’elettrodo negativo noto come catodo sono detti cationi e, analogamente, gli ioni carichi negativamente sono attratti dall’elettrodo positivo noto come anodo vengono quindi detti anioni. Il solvente abitualmente usato per la dissoluzione degli elettroliti è l’acqua che gioca un ruolo fondamentale nel ridurre drasticamente le forze attrattive tra gli ioni presenti in un solido ionico o tra gli atomi presenti in molecole covalenti polari. L’acqua, infatti, è una molecola covalente polare che si comporta come un dipolo elettrico che, a contatto con un composto ionico, lo circonda orientando il polo positivo costituito dall’idrogeno verso gli ioni negativi e il polo negativo costituito dall’ossigeno verso gli ioni positivi. Si stabilisce così un’attrazione tra gli ioni che costituiscono il cristallo e le molecole del solvente con conseguente diminuzione dell’attrazione elettrostatica presente tra gli ioni con distruzione del reticolo cristallino. Se la sostanza è un elettrolita molecolare che non contiene ioni, come ad esempio HCl, a contatto con l’acqua dà luogo a una vera e propria reazione: HCl + H2O → H3O+ + Cl– Tale tipo di reazione è detta di ionizzazione in quanto porta alla formazione di ioni. In entrambi i casi quando in acqua sono presenti ioni questi interagiscono con un certo numero di molecole di acqua che si dispongono attorno allo ione secondo una precisa geometria dando uno ione idrato detto anche acquoione. Sebbene l’acqua sia il solvente maggiormente usato per formare soluzioni elettrolitiche possono essere utilizzati altri solventi dotati di elevato momento dipolare e alta conduttanza...

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Cloruro di nitrosile
Mar12

Cloruro di nitrosile

Il cloruro di nitrosile è un composto inorganico gassoso di colore giallo, dall’odore soffocante e altamente tossico avente formula NOCl. Sintesi Il cloruro di nitrosile può essere ottenuto da numerose reazioni. Tra i vari metodi si ricorda quello di maggior importanza storica: esso, infatti, fu sintetizzato per la prima volta da Gay-Lussac facendo reagire monossido di azoto e cloro secondo la reazione: 2 NO + Cl2 → 2 NOCl Michel Faraday ottenne il cloruro di nitrosile facendo reagire il palladio con l’acqua regia: Pd + HNO3 + 3 HCl → PdCl2 + NOCl + 2 H2O Può essere ottenuto dalla reazione tra acido nitrico e acido cloridrico concentrati in rapporto tra i volumi di 1:3 come avviene quando si prepara l’acqua regia: HNO3(aq) + 3 HCl(aq) → NOCl(g) + Cl2(g) + 2 H2O(l) Un altro metodo di sintesi del cloruro di nitrosile è dato dalla reazione tra cloruro di idrogeno e triossido di azoto: 2 HCl + N2O3 → 2 NOCl + H2O Il cloruro di nitrosile può essere ottenuto dalla distillazione del nitrito di potassio con pentacloruro di fosforo: KNO2 + PCl5 → NOCl + KCl + POCl3 o dalla reazione tra cloruro di ferro (III) con monossido di azoto: FeCl3 + NO → NOCl + FeCl2 o dalla reazione tra una nitrosammina con cloruro di idrogeno: R2N-N=O + HCl → R2NH + NOCl Reazioni Il cloruro di nitrosile è piuttosto stabile e dà luogo a una decomposizione termica secondo la reazione 2 NOCl → 2 NO + Cl2 alla temperatura di 700°C. Il cloruro di nitrosile reagisce rapidamente con l’acqua secondo la reazione: 3 NOCl + 2 H2O → HNO3 + 2 NO + 3 HCl Il cloruro di nitrosile reagisce con gli ossidi basici o con gli idrossidi per dare i corrispondenti nitriti e cloruri: 2 KOH + NOCl → KNO2 + KCl + H2O Il cloruro di nitrosile detto anche reattivo di Tilden viene utilizzato nelle sintesi organiche il quanto il gruppo NO+ agisce da elettrofilo. Esso infatti reagisce con gli alcheni seguendo la regola di Markovnikov con addizione del gruppo NO+ al carbonio meno sostituito; nella sua formulazione più generale la regola di Markovnikov prevede infatti che in una addizione elettrofila ad un alchene l’agente che conduce l’attacco elettrofilo si lega al carbonio meno sostituito. Dalla reazione tra il cloruro di nitrosile e un alchene si ottiene un α-clorochetone Il cloruro di nitrosile reagisce con le ammine per dare un alogenuro alchilico: RNH2 + NOCl → RCl + N2 +...

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Reazioni degli acidi con i metalli
Mar11

Reazioni degli acidi con i metalli

Gli acidi reagiscono con molti metalli dando luogo alla formazione di un sale e di idrogeno gassoso in una reazione di scambio semplice. Per sapere quali metalli reagiscono con un acido bisogna fare riferimento alla scala di attività dei metalli ovvero ai potenziali di ossidazione dei metalli riportati in tabella: Tutti i metalli che si trovano al di sopra dell’idrogeno sono quindi in grado di reagire con un acido come l’acido cloridrico e l’acido solforico. Un esempio di reazione tra un metallo e un acido è quella tra lo zinco e l’acido cloridrico: Zn(s) + 2 HCl(aq)→ ZnCl2(aq) + H2(g) Questa reazione è una reazione redox in cui lo zinco si ossida passando da numero di ossidazione 0 a +2 mentre l’idrogeno si riduce passando da numero di ossidazione -1 a 0 mentre il cloro che mantiene il numero di ossidazione -1 è uno ione spettatore. Pertanto la reazione netta è: Zn(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(aq)+ H2(g) Un altro esempio è costituito dalla reazione tra ferro e acido solforico: Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g) che, scritta in forma netta, diviene: Fe(s) + 2 H+(aq) → Fe2+(aq)+ H2(g) I metalli meno reattivi come il rame non reagiscono con gli acidi come HCl e H2SO4. Per ossidare il rame è necessario un acido che abbia anche la caratteristica di essere ossidante come l’acido nitrico che reagisce con il rame dando due diversi prodotti a seconda della sua concentrazione: Cu(s) + 4 HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) +  2 NO2(g) + 2 H2O(l) 3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) +  2 NO(g) + 4 H2O(l) Per ossidare l’oro, ancor meno reattivo del rame, bisogna utilizzare l’acqua regia, miscela costituita da acido nitrico concentrato e acido cloridrico concentrato in rapporto tra volumi di 1:3. La dissoluzione dell’oro in acqua regia è dovuta alla reazione: Au(s) + HNO3(aq) + 3 HCl(aq) → HAuCl4(aq) + NO(g) + 2 H2O(l) a seguito della quale si ottiene l’acido cloroaurico Analoga reazione avviene tra il platino e l’acqua regia per dare l’acido cloroplatinico secondo la reazione complessiva: Pt(s) + 4 HNO3(aq) + 6 HCl(aq) → H2PtCl6(aq) + 4 NO2(g) + 4 H2O(l)...

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Bromato di potassio
Feb20

Bromato di potassio

Il bromato di potassio ha formula KBrO3 si presenta come un solido cristallino di colore bianco solubile in acqua. Il bromato è un agente ossidante che ossida il ferro (II), l’arsenico (III) e l’ossalato e può essere utilizzato quale standard primario nelle titolazioni bromatometriche; viene utilizzato, tra l’altro per la determinazione di alcuni composti organici che danno luogo alla bromurazione dell’anello aromatico come, ad esempio, il fenolo. Il bromato di potassio può essere ottenuto facendo reagire idrossido di potassio con bromo secondo la reazione complessiva: 6 KOH + 3 Br2 → KBrO3 + 5 KBr + 3 H2O Inizialmente si forma l’ipobromito di potassio che è instabile e si disproporziona in bromuro e bromato. Il bromato di potassio viene separato dal bromuro di potassio in quanto è molto meno solubile di quest’ultimo a freddo e pertanto precipita e viene separato per filtrazione. Gli agenti riducenti trasformano il bromato in bromuro in ambiente acido secondo la semireazione di ossidazione: BrO3–  + 6 H+ + 6 e– → Br – + 3 H2O In presenza di un eccesso di bromato quest’ultimo reagisce con il bromuro secondo una reazione di comproporzione per dare bromo: BrO3–  +5  Br –+ 6 H+ → 3 Br2 + 3 H2O Il bromato di potassio è stato utilizzato quale additivo nei processi di panificazione industriale perché migliorava la resa della farina in quanto per le sue proprietà ossidanti favorisce la formazione della maglia glutinica. Nelle farine sono infatti presenti in proporzioni diverse due proteine ovvero la gliadina in grado di formare una massa pastosa che conferisce proprietà plastiche al glutine e la gluteina responsabile della consistenza dell’impasto durante la cottura. Quando la farina viene impastata con l’acqua queste proteine formano un reticolo detto glutine o maglia glutinica. Il biossido di carbonio prodotto dal lievito esercita una pressione sulla maglia glutinica con conseguente lievitazione dell’impasto. Il bromato di potassio è stato quindi ritenuto un valido additivo anche per le sue proprietà decoloranti che rendono il pane più bianco. Durante la cottura il bromato di potassio viene ridotto a bromuro secondo la reazione di decomposizione: 2 KBrO3 → 2 KBr + 3 O2 Tuttavia la reazione che dipende dalla temperatura, dal tempo di cottura e dalla quantità di bromato di potassio presente, pur avvenendo con un’alta resa, non avviene in modo quantitativo e pertanto rimane un residuo di bromato di potassio. Il bromato di potassio è tuttavia stato classificato dall’International Agency for Research on Cancer come un possibile cancerogeno per l’uomo. Per la sua capacità ossidante, il bromato agisce infatti sulle basi azotate del DNA modificandone la struttura e, conseguentemente, provocando la possibile insorgenza di neoplasie. Nella gran parte...

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