Trasformazione di idrossidi e metalli

Materie:	Altro
Categoria:	Chimica
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Data:	12.10.2005
Numero di pagine:	9
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“Enzo Ferrari”
classe: 3 b L.S.T. data: 01/12/2004
nome: Giulia Anghelone (2°) gruppo: 5
relazione n°:
TITOLO:
“ Come si trasformano gli idrossidi e i metalli con 3 modi differenti”
→ OBIETTIVO:
Ottenere la formazione degli idrossidi dei metalli on tre diversi metodi.
→ MATERIALI:
• Ossido di Calcio [ CaO ];
• Acqua [H2O];
• Idrossido di Calcio [ Ca(OH)2];
• Potassio [K];
• Idrossido di Potassio [ KOH ];
• Sodio [Na];
• Idrossido di Sodio [ NaOH ];
• Cloruro di Ferro
( Val II) [FeCl2]
(Val III) [FeCl3];
• Idrossido di Ferro [Fe(OH)2];
• Cloruro di Zinco [ ];
• Cloruro di Litio [ ];
• Cloruro di Bario [ BaCl2 ];
• Fenoftalina;
→ STRUMENTI DI MISURA:
• Becher (portata: 0,5 l sensibilità: 0,001);
• Bunser;
• Cartina tornasole;
• Spatola;
• Cappa;
→PROCEDIMENTI
• Esaminare alcuni metalli e verificarne la formazione dei suoi ossidi in tre modi differenti
→ Ossido Basico + H2O
→ Metallo + H2O
→ Sale + Idrossido

GRUPPO IDROSSILICO
Me(OH)x
ELEMENTO VALENZA
Composti Ternari

CALCIO
Chimica: generalità
Elemento chimico di simbolo Ca, peso atomico 40,08 e numero atomico 20. Il calcio è costituito in natura principalmente dall'isotopo 40Ca, accompagnato da piccole quantità degli isotopi di numero di massa 42, 43, 44 e 46. È un elemento molto abbondante nella crosta terrestre, dove rappresenta il 3,45% degli elementi contenutivi
Data la sua elevata tendenza a combinarsi, in natura non lo si rinviene mai allo stato libero, ma soprattutto sotto forma di carbonato, CaCO3, calcite, e di carbonato doppio di calcio e magnesio, MgCa(CO3)2, dolomia, che sono i costituenti principali delle rocce calcaree e dolomitiche; diffusissimo in natura è anche il gesso, costituito da solfato di calcio biidrato, CaSO4 2H2O. L'uso del calcio quale materiale metallico puro o costituente di leghe trova tuttavia un ostacolo insormontabile nella sua elevata reattività chimica. Riscaldato all'aria a temperatura elevata si trasforma infatti in una miscela di ossido, CaO, e di nitruro, Ca3N2; con l'acqua reagisce energicamente anche a temperatura ambiente trasformandosi in idrossido con sviluppo di idrogeno:
Ca + 2H20 → CaOH2 + 2H2
Chimica: composti del calcio
In tutti i suoi composti il calcio risulta bivalente; tali composti sono incolori, a meno che non derivino da un anione di per sé colorato. Il più importante composto del calcio è forse l'ossido di calcio, CaO, che, più o meno impuro, costituisce la calce viva usata in edilizia; si presenta come una polvere bianca molto avida di acqua, con la quale reagisce energicamente trasformandosi nell'idrossido. L'ossido di calcio è fortemente refrattario e fonde infatti alla temperatura di 2572 ºC. L'idrossido di calcio o calce spenta, Ca(OH)2, si presenta come una polvere bianca amorfa che, lasciata all'aria, si trasforma lentamente in carbonato assorbendo il biossido di carbonio contenuto nell'atmosfera:
Ca OH2 + CO2 → CaCO3 + H20
Il carbonato di calcio, CaCO3, costituisce in natura i minerali calcite e aragonite; lo si ottiene puro, precipitando una soluzione di un sale di calcio, per esempio il cloruro, con una soluzione di carbonato di sodio:
CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaCl
Il carbonato così ottenuto, che si indica appunto con il nome di carbonato di calcio precipitato, si presenta come una polvere bianca, facilmente solubile negli acidi con sviluppo di biossido di carbonio:
CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + H2O + CO2
Biochimica
Il calcio, sotto forma di sali, è indispensabile agli organismi viventi per la formazione di endo- ed esoscheletri e del guscio delle uova. Nell'organismo il calcio svolge varie e importanti funzioni: entra nella composizione delle ossa e dei denti, partecipa ai meccanismi della coagulazione ematica, permette gli scambi materiali attraverso la membrana delle cellule. Inoltre ha un ruolo primario nei processi di contrazione della muscolatura liscia, scheletrica e del miocardio e prende parte, come cofattore, a numerose reazioni enzimatiche. Nelle ossa il calcio è presente sotto forma di idrossi- e carbonato-apatite:
Ca3PO4 + CaCO3 CaOH2
Questi sali formano depositi insolubili che tuttavia l'organismo può utilizzare all'occorrenza; a tal fine essi vengono mobilizzati dalle ossa e solubilizzati nel sangue attraverso meccanismi ormonali (paratormone) oppure con piccole variazioni della concentrazione idrogenionica, cioè del pH, dei fluidi circolanti.
POTASSIO
Chimica: generalità
Elemento chimico della famiglia dei metalli alcalini, di simbolo K, peso atomico 39,102 e numero atomico 19. Il potassio è abbondante in natura e costituisce in media il 2,40% in peso della crosta terrestre; nell'acqua di mare il contenuto medio è dello 0,04%. Data la sua altissima reattività chimica, e analogamente agli altri metalli alcalini, il potassio in natura non si rinviene mai allo stato libero ma combinato per lo più sotto forma di numerosi silicati, tra i quali in particolare i feldspati, le miche, la leucite, ecc.
Il potassio è un elemento indispensabile per tutti gli organismi viventi, per i quali è inoltre importante mantenere nelle cellule e nei liquidi organici un appropriato rapporto quantitativo tra potassio e sodio.
Chimica: caratteristiche
Allo stato di elemento libero puro il potassio si presenta come un metallo tenerissimo, tanto da poterlo tagliare con un coltello, di colore grigio-argenteo lucente sulle superfici tagliate di fresco ma che all'aria immediatamente si ossida diventando opaco e assumendo un colore più o meno scuro; viene quindi conservato sotto petrolio, in modo da proteggerlo dal contatto con l'atmosfera. Con il suo peso specifico di 0,86, è il metallo più leggero dopo il litio; fonde a 63,7 ºC e distilla a 760 ºC. Il potassio si rinviene in natura come miscela dei tre isotopi di massa 39, 40 e 41; il potassio-40, che è contenuto nella miscela isotopica naturale per appena lo 0,012%, è radioattivo, sia pur in modo molto debole. Se viene acceso il potassio brucia all'aria con fiamma violetta; la stessa colorazione si ottiene introducendo nella fiamma di un becco Bunsen una piccola quantità di un suo sale. Con l'acqua il potassio metallico reagisce con estrema violenza liberando idrogeno e trasformandosi nell'idrossido:
K + H2O →KOH + 0,5 H2
La reazione sviluppa una quantità di calore tale che l'idrogeno sviluppato si infiamma spontaneamente. Il potassio esplica inoltre un'elevata reattività anche nei confronti di molti altri elementi e composti chimici, per esempio riduce facilmente a metalli liberi gli ossidi, gli alogenuri, ecc. di quasi tutti i metalli. Le applicazioni del potassio metallico sono limitate; la maggior parte del metallo prodotto viene utilizzato per ottenere il superossido KO2
Chimica: composti del potassio
La chimica dei composti del potassio è molto semplice, perché questo elemento, come gli altri della famiglia dei metalli alcalini, risulta esclusivamente monovalente, con un carattere nettamente metallico. I composti del potassio a carattere salino sono incolori, a meno che non derivino da anioni di per sé colorati, e sono quasi tutti assai solubili in acqua, eccetto il perclorato, il cloroplatinato e pochi altri. Bruciando il potassio metallico con un eccesso di aria si forma l'ossido K2O; con l'idrogeno il potassio si combina al di sopra dei 300 ºC trasformandosi nell'idruro KH, un solido bianco che reagisce violentemente con l'acqua e trova qualche applicazione nell'industria chimica. L'idrossido, KOH, comunemente indicato con i vecchi nomi di idrato di potassio o di potassa caustica, è uno dei composti più noti e importanti del potassio. Analogamente all'idrossido di sodio, si può preparare dal carbonato con il metodo detto di caustificazione che consiste nel trattare il carbonato con del latte di calce, separando per decantazione e filtrazione il carbonato di calcio che si forma e che è praticamente insolubile:
K2CO3 + Ca(OH)2 → 2KOH + CaCO3
Biochimica
Il potassio costituisce lo ione dell'ambiente intracellulare per eccellenza, così come il sodio lo è per i liquidi extracellulari. Nell'uomo elevate quantità di potassio nei liquidi cellulari sono indispensabili per lo svolgimento di importanti processi biologici. Inoltre, il gradiente di concentrazione intra-extracellulare del sodio e del potassio è l'elemento che determina le differenze di potenziale nelle strutture eccitabili (muscolari e nervose) e la conduzione degli impulsi nervosi sotto forma di potenziali d'azione. In particolare, il potassio esercita un'importante funzione sul muscolo cardiaco, diminuendo la forza di contrazione, l'eccitabilità e la conducibilità del cuore.
BARIO
Chimica: generalità
Elemento chimico di simbolo Ba, numero atomico 56, peso atomico 137,36; isotopi stabili 130Ba 0,1%; 132Ba 0,1%; 134Ba 2,42%; 135Ba 6,59%; 136Ba 7,81%; 137Ba 11,32%; 138Ba 71,66%; appartiene al sottogruppo dei metalli alcalino-terrosi. Il bario è relativamente diffuso nella crosta terrestre soprattutto sotto forma di solfato o baritina e di carbonato o witherite, e, in quantità minore, come fosfato e silicato; impurezze di bario sono frequenti nei minerali di manganese e in quelli di ferro.
Il bario puro è un metallo molle di colore bianco argento, che all'aria rapidamente si ossida; fonde a 710 ºC. I suoi composti volatili danno alla fiamma una caratteristica colorazione verde gialla. A temperatura ambiente reagisce con l'acqua più energicamente del calcio e dello stronzio, trasformandosi in idrossido e liberando idrogeno:
Ba + 2H2O → BaOH2 + H2
Con l'idrogeno reagisce a temperatura elevata formando l'idruro BaH2; finemente suddiviso o incendiato, brucia in atmosfera di ossigeno formando l'ossido:
2Ba + O2 → 2BaO
Chimica: i composti del bario
Il bario nei suoi composti risulta sempre bivalente e presenta un comportamento tipicamente metallico: i suoi composti, che non derivano da un anione di per sé colorato, sono incolori o bianchi. L'ossido di bario BaO può essere ottenuto per decomposizione termica del carbonato, dell'idrossido, del perossido, del nitrato o del solfato:
BaCO3 → BaO + CO2
BaOH2 → BaO + H2O
L'acqua scioglie l'ossido di bario trasformandolo in idrossido Ba(OH)2. Scaldando all'aria a circa 500 ºC l'ossido di bario, questo si trasforma nel perossido BaO2: in tale composto il bario è ancora bivalente e i due atomi di ossigeno sono legati tra loro, come nel perossido di idrogeno, dal legame tipico dei perossidi:

SODIO
Elemento chimico di simbolo Na, peso atomico 22,9898 e numero atomico 11. Data la sua altissima reattività nei confronti dell'ossigeno e dell'acqua, il sodio non si rinviene mai libero in natura, mentre sotto forma di composti diversi costituisce in media il 2,8% della crosta terrestre.
È un metallo molto tenero, tanto da poterlo facilmente tagliare con un coltello; ha peso specifico di.0,97 e fonde a 97,8 ºC; alla pressione atmosferica bolle a 892 ºC e, acceso, brucia all'aria con fiamma di colore giallo vivo. Il sodio metallico viene utilizzato quale reagente nella preparazione di importanti intermedi nell'industria chimica organica e come disossidante in alcune tecnologie metallurgiche. Il sodio metallico fuso trasmette molto bene il calore, per cui viene usato nelle valvole dei motori a scoppio per facilitare la dispersione di calore dalle parti più sollecitate, e inoltre come fluido scambiatore di calore in alcuni tipi di reattore nucleare. La luce gialla che i vapori di sodio emettono sotto l'azione della scarica elettrica viene sfruttata nelle lampade fluorescenti.
Chimica: composti del sodio
In tutti i suoi composti il sodio si comporta come elemento monovalente a carattere fortemente metallico. Eccetto i sali che derivano da acidi di per sé colorati, tali composti sono quasi sempre bianchi e in genere molto solubili in acqua. Alcuni di essi come l'idrossido, NaOH, indicato comunemente con il nome di soda caustica, il carbonato, Na2CO3, indicato con il nome di soda, e il sale marino, costituito dal cloruro NaCl, sono prodotti di grande importanza pratica e tecnica.
Fisiologia
Il sodio è contenuto nei tessuti animali e vegetali quasi esclusivamente sotto forma ionica, riscontrandosi di preferenza nei liquidi extracellulari, mentre il potassio predomina nell'interno delle cellule. Tale distribuzione non dipende dal fatto che le cellule sono impermeabili al sodio; esperimenti condotti con l'isotopo Na24 hanno dimostrato che il sodio ha la capacità di penetrare nelle cellule, da cui viene però costantemente espulso con un meccanismo attivo di membrana (pompa del sodio) che richiede la presenza di ATP e che comporta consumo di energia. L'organismo umano contiene all'incirca 100 g di sodio, corrispondenti a ca. 250 g di cloruro di sodio; infatti la maggior parte del contingente sodico dell'organismo è presente sotto forma di cloruro, mentre piccole quantità si trovano sotto forma di bicarbonato sodico.
→CONCLUSIONI
IDROSSIDO [idro-+ossido].
Composto chimico che deriva dall'unione di un atomo di un metallo con tanti gruppi OH, detti gruppi ossidrile o idrossile, quante sono le valenze del metallo stesso. Così dal sodio, che è monovalente, deriva l'idrossido di sodio, NaOH, dall'alluminio, che è trivalente, l'idrossido di alluminio, Al(OH)3. Nella nomenclatura chimica tradizionale, questi composti prendevano il nome di idrati, rimasto largamente nell'uso pratico ma da abbandonare secondo le attuali norme ufficiali. Gli idrossidi dei metalli alcalini e alcalino-terrosi sono basi molto forti, ossia in soluzione sono ionizzati in grande misura nel catione metallico e in ioni idrossidi, per esempio l'idrossido di sodio negli ioni Na+ e OH-, e il carattere basico aumenta con il crescere del peso atomico del metallo. Gli idrossidi degli elementi che dal punto di vista chimico presentano carattere parzialmente metallico hanno carattere anfotero, ossia possono comportarsi sia da basi sia da acidi, come per esempio l'idrossido di alluminio, dal quale derivano sali di alluminio come il cloruro AlCl3, ma anche alluminati come quello Na3AlO3. I corrispondenti composti che derivano da elementi tipicamente non metallici non hanno più alcuna tendenza a comportarsi come basi, ossia a ionizzarsi liberando ioni OH-, ma hanno invece carattere nettamente acido; di conseguenza, le loro formule vengono scritte con la convenzione in uso per gli acidi, come quella dell'acido borico, che si scrive nella forma H3BO3 anziché in quella B(OH)3.

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