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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.