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8 - 0trocellulosa
La storia della nitrocellulosa ha qualcosa di molto curioso. La scoperta risale al
1845 ad opera di Christian Friedrich Schönbein, ma da più di un secolo i
chimici già sperimentavano nuovi nitrati, per trovare nuovi esplosivi. Egli iniziò
ad usare una miscela di acido solforico e acido nitrico per condurre le reazioni.
L’acido solforico aveva lo scopo di assorbire l’acqua sviluppata durante la
reazione. Essendo i chimici un po’ pasticcioni, versò la soluzione nitrante e
utilizzò il proprio camice per pulire il bancone lasciandolo poi asciugare al caldo
vicino ad una stufa. Sennonché ad un certo punto il camice esplose! Gli studi
proseguirono e successivamente, sull’onda della scoperta, Ascanio Sobrero
utilizzò la soluzione nitrante per creare la nitroglicerina nel 1847. Oggi la
nitrocellulosa viene utilizzata come trucco
di magia o in formulazioni più complesse
come carica propellente senza fumo per
proiettili.
9 - Fulminato di ©
Non si può non concludere una serata con tale nome senza omaggiare il grande
personaggio Walter White. Da chimico egli sapeva infatti la semplicità di sintesi
e l’esplosività del fulminato. Questo è un composto ionico derivante dall’argento
e dall’acido fulminico (HCNO). Questo acido è un composto altamente
instabile ed è un isomero dell’acido cianico (HOCN) ed isocianico (HNCO):
ovvero gli atomi sono gli stessi ma sono spazialmente legati in modo diverso. È
interessante il fatto che tra tutti i metalli solo mercurio e argento formano dei
composti con l’acido fulminico.
1 - ,istalli di )gento
Quando pensiamo all’argento ci immaginiamo un metallo prezioso; certamente
non quanto oro o platino, ma comunque un metallo pregiato. In effetti elementi
come Cu, Ag, Au, Pt sono detti anche metalli nobili.
I metalli nobili hanno la caratteristica di essere difficilmente ossidati e non
vengono attaccati da agenti acidi, come l’acido cloridrico. Il platino è il più
nobile dei metalli citati tanto che solo l’acqua regia (una soluzione di tre parti di
acido cloridrico ed una di acido nitrico) può attaccarlo. Metalli come rame ed
argento invece sono più facilmente attaccabili da agenti acidi, ma questi devono
presentare una coppia redox con potere ossidante.
Possiamo fare un esempio: l’acido cloridrico (HCl) attacca metalli non nobili
come il Fe, Al e Zn con molta facilità, ma non ha forza sufficiente ad attaccare
Cu e Ag perché non presenta una coppia redox sufficientemente ossidante.
L’acido nitrico (HNO3) invece ha la possibilità ti attaccare Cu e Ag, ma non
metalli più nobili come Au e Pt. Quale è la coppia redox e come possiamo
discriminare il successo di una reazione?
(1) Cu2+ + 2e- ⇋ Cu(s) + 0,34 V
(2) Ag+ + e- ⇋ Ag(s) + 0,81 V
(3) Au+ + e- ⇋ Au(s) + 1,69 V
(4) H+ + e- ⇋ #$H2 0,0 V
(5) NO3- + 2H+ + e- ⇋ NO2 + H2O + 0,78 V
Per convenzione i potenziali redox vengono presentati come semireazioni di
riduzione. Se serve la reazione inversa basta cambiare il potenziale di segno.
Una reazione avviene spontaneamente quando si ha un potenziale positivo.
Come si vede [(4)-(1)] non è possibile, mentre [(5)-(1)] è possibile. Per Au non
è possibile nemmeno [(5)-(3)] perché l’oro è un metallo molto nobile.
Tuttavia cosa succede se mettiamo in una soluzione di un metallo nobile (come
Ag) un metallo un po’ meno nobile (come Cu)? La reazione è [(2)-(1)].
2 - Fluorescenza
La fluorescenza è uno
dei due processi radiativi, insieme
alla fosforescenza, con cui si può
verificare il rilassamento di
una molecola eccitata. La
distinzione tra i due processi fu
originariamente fatta in base
al tempo di vita della radiazione:
nella fluorescenza la luminescenza cessa quasi subito dopo aver eliminato la
radiazione eccitante, mentre nella fosforescenza la radiazione continua ad essere
emessa, almeno per un breve lasso di tempo, anche dopo aver eliminato la
sorgente eccitante.
Generalmente una molecola luminescente assorbe radiazione UV per
trasmettere poi della radiazione Vis, ma esistono molecole in gradi di assorbire
Vis per generare una radiazione Vis: questo è il caso dell’eosina.
7 - Saggi alla Fiamma
Tra le tante prove che si possono fare per distinguere i vari sali metallici, il
saggio alla fiamma è la più semplice. Se poniamo infatti su una fiamma una
punta di sale, questa assume delle colorazioni differenti in base al metallo che
compone il sale. Questo fenomeno viene anche usato per rendere colorati i
fuochi d’artificio!
Il fenomeno chimico-fisico alla base sta nel fatto che il calore della fiamma
eccita lo stato fondamentale del metallo, promuovendo un elettrone al primo
stato eccitato.
Quando l’elettrone ricade nello stato fondamentale scarica l’energia acquisita
sotto forma di un fotone che ha una lunghezza d’onda pari alla differenza di
energia tra gli stati. Questa differenza di energia è specifica per ciascun metallo.
Ecco perché metalli diversi producono colori diversi.
6 - Complesso di 1
Abbiamo già fatto esperimenti con il rame, ma finora ci siamo concentrati su
sulle sue proprietà come metallo. Ora invece vedremo due dei suoi composti.
Prima di tutto però bisogna portarlo in soluzione. Come abbiamo visto l’acido
cloridrico da solo non ha forza ossidante sufficiente. Potremmo usare l’acido
nitrico, ma il primo composto da sintetizzare è il cloruro di rame (CuCl2). Per
farlo utilizziamo un piccolo trucco: nella quantità minima di acido cloridrico
poniamo poco alla volta del perossido d’idrogeno per dare la componente
ossidante. A reazione avvenuta abbiamo sintetizzato il cloruro di rame di una
bellissima colorazione verdina. Il passaggio successivo è quello di passare dal
cloruro di rame ad un complesso con l’ammoniaca.
È possibile farlo perché in soluzione i composti non sono rigidi. Attorno al
catione centrale ci sono delle sfere di coordinazione dove i leganti solvatano il
nucleo. Questi leganti possono essere atomi o molecole. Questi composti si
chiamano complessi di coordinazione. Quello che andiamo a sintetizzare ora è
un semplice complesso con l’ammoniaca, ma ne sono possibili altri molto più
complicati. Si può avere grande immaginazione nel creare i complessi di
coordinazione, l’importante è che i leganti possano donare densità elettronica
al catione centrale.
3 - *maleonte
Tra tutti gli stati di ossidazione del manganese quelli +2, +4 e +7 sono i più
importanti.
Il permanganato (KMnO4) ha stato di ossidazione +7 e di conseguenza è un
agente ossidante, ovvero tende a ridurre il suo stato di ossidazione verso uno
più basso. In altre parole, il manganese si riduce strappando elettroni ad altre
specie chimiche che a loro volta si ossidano perdendo elettroni.
Se il manganese incontra una specie debolmente riducente allora è possibile che
poco alla volta passi attraverso tutti i suoi stati di ossidazione in modo graduale.
Questo si traduce in una continua variazione di colore, da cui il nome della
reazione. È richiesto il campo basico in modo da stabilizzare gli stati di
ossidazione. Tornando alla reazione, l’agente riducente è il comune zucchero
che si usa tutti i giorni in cucina.
Gli zuccheri sono detti riducenti in quanto
presentano all’interno della loro struttura
un gruppo aldeidico. Questo può essere
ossidato a gruppo acido. Di conseguenza
può reagire con il permanganato, ma in maniera molto lenta. La figura in alto
mostra la struttura del glucosio: il gruppo aldeidico il CHO a destra.
4 - Fulmini in Provetta
Questa è un altro classico esperimento che stupisce sempre il pubblico.
Formalmente si tratta dell’ossidazione dell’etanolo ad acido acetico per mezzo
del permanganato attivato dall’acido solforico. La preparazione consiste nello
stratificare l’acido solforico, che è più denso e pensante, con l’etanolo, che è più
leggero. A questo punto si introduce una punta di spatola di permanganato e si
aspetta. In alcune occasioni per renderla più veloce bisogna scaldare
leggermente la provetta, soprattutto quando fa freddo.
La reazione avviene all’interfaccia delle fasi: ovvero la reazione avviene lungo
la separazione tra l’acido solforico e l’etanolo. In pratica quando mettiamo il
permanganato, questo è pesante e va a depositarsi sul fondo della provetta dove
reagisce e forma Mn2O7, molto reattivo. Per moti convettivi, quando l’ossido
arriva a contatto con l’etanolo ossida il gruppo alcolico a gruppo aldeidico e
successivamente a gruppo acido. La reazione è molto esoterma, ovvero genera
calore. Anzi…è così esoterma che avviene un piccolo lampo!
La reazione è la seguente:
Mn2O7 + C2H5OH → MnO2 + CH3COOH
Attenzione a non agitare troppo la provetta in quanto se il permanganato va
troppo velocemente a contatto con l’etanolo la temperatura può aumentare
troppo in fretta e incendiare l’alcol.
5 - Ossidazione del glicerolo
Cosa succede se invece che ossidare un solo gruppo alcolico ne abbiamo tre a
disposizione? La reazione è notevolmente più esoterma!
Prendiamo il 1,2,3-propantriolo, o notoriamente conosciuto come glicerolo: è
composto da tre atomi di carbonio su cui sono presenti altrettanti gruppi alcolici.
La struttura è mostrata nella figura sottostante.
Ognuno di questi gruppo -OH può essere ossidato dal permanganato e la
temperatura raggiunta è talmente alta che si ha una combustione completa del
prodotto con la generazione di una luminosissima fiamma viola. Dato che la
temperatura che si raggiunge è molto elevata, per questa reazione si devono
usare contenitori di porcellana o di terracotta.
L’esperimento si esegue prendendo un piattino di terracotta ponendoci il
permanganato. Si deve creare una sorta di vulcano. A questo punto si mettono
due o tre gocce di glicerolo. Infine una goccia di acido solforico concentrato. Lo
scopo dell’acido è lo stesso che nell’esperimento precedente: attivare il
permanganato formando l’ossido di manganese. Se la reazione stenta ad
avvenire basta scaldare leggermente il piattino di terracotta. La reazione inizia
con la produzione di un denso fumo bianco. Dopo pochi istanti, quando la
temperatura sarà abbastanza elevata, questo si innescherà una vivace fiamma
violacea.
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