IL POTASSIO

Caratteristiche generali.

Il potassio è l'elemento chimico di numero atomico 19. Il suo simbolo è K e deriva dall'iniziale del nome latino, Kalium. È un metallo alcalino tenero, bianco-argenteo, che si trova in natura combinato con altri elementi sia nell'acqua di mare che in molti minerali. Si ossida rapidamente all'aria, ed è molto reattivo, specie con l'acqua; somiglia molto al sodio per il suo comportamento chimico. Il potassio è molto leggero, è addirittura meno denso dell'acqua. Come gli altri metalli alcalini reagisce violentemente con l'acqua, generando idrogeno e idrossido di potassio; la reazione è così violenta che l'idrogeno prodotto nella reazione, può prendere fuoco. I suoi sali emettono una luce violetta se esposti alla fiamma. Il potassio è presente in alcuni fertilizzanti, entra in gioco nel meccanismo degli scambi ionici cellulari, si usa nella polvere da sparo. La chimica del potassio e' quasi interamente quella del suo ione, K+. La maggior parte del potassio si trova nella crosta terrestre sotto forma di minerali, come feldspati ed argilla la cui erosione spiega l'elevata concentrazione di questo elemento nel mare (0.75 g/litro). I principali mineralei da cui è estratto sono silvite e pinkish, carnallite e alunite. In passato l'area estrattiva principale era la Germania, oggigiorno la maggior parte dei minerali di potassio viene dal Canada, dagli Stati Uniti e dal Cile. La produzione mondiale di potassio estratto e' di 50 milioni di tonnellate/annue e le riserve sono vaste (oltre 10 miliardi di tonnellate). Il potassio e' un elemento chiave per le piante. Nonostante sia solubile in acqua, solo una minima parte è persa nel terreno, perchè appena viene rilasciato da piante morte ed escrementi di animali, si lega rapidamente alle particelle di argilla, pronto per essere riassorbito dalle radici di altre piante.

Impieghi tecnologici e commerciali.

Il 95% del potassio è usato nei fertilizzanti; il resto va soprattutto a formare l'idrossido di potassio (KOH) e il carbonato di potassio (K2CO3). Il carbonato di potassio e' usato nell'industria del vetro, soprattutto per il vetro usato per fare televisori, mentre l'idrossido di potassio e' usato per fare sapone liquido e detergenti. Il cloruro di potassio è usato in prodotti farmaceutici, gocce medicali e iniezioni di sale. Altri sali di potassio sono usati nei forni per il pane, nella fotografia, nella conciatura della pelle e per fare sali iodizzanti. In tutti i casi e' l'anione negativo, non il potassio, a costituire la chiave applicativa.

Effetti sulla salute e sull'ambiente.

Il potassio puo' essere trovato in vegetali, frutta, patate, carne, pane, latte e nocciole. Gioca un ruolo importante nella fisica del sistema fluido del metabolismo umano ed assiste la funzione dei nervi. In forma di ione K+ si concentra nelle cellule dove vi si trova il 95% del potassio presente nel nostro corpo. Quando i nostri reni sono in qualche modo malfunzionanti si verifica un accumulo di potassio, che può portare ad un disturbo nel battito cardiaco. Se inalato può causare irritazione a occhi, naso, gola, polmoni ed esposizioni piu' elevate possono causare la formazione di fluido nei polmoni e morte. Il contatto con pelle e occhi può causare severe briciature con danni permanenti. Per quanto concerne gli effetti ambientali, il potassio insieme ad azoto e fosforo è uno dei macrominerali essenziali per la sopravvivenza delle piante. La sua funzione primaria nelle piante consiste nel suo ruolo nel mantenimento della pressione osmotica e della dimensione delle cellule, quindi influenzando la fotosintesi e la produzione energetica cosi' come l'apertura degli stomi e il rifornimento di anidride carbonica, turgore delle piante e movimento di nutrienti. E' quindi richiesto in proporzioni relativamente alte per la crescita delle piante. E’ un elemento poco solubile e poco dilavabile. Nel terreno il potassio lo si trova sotto varie forme: • potassio organico: utilizzabile solo dopo la mineralizzazione; • potassio scambiabile: trattenuto dai colloidi, è cedibile lentamente; • potassio solubile: direttamente assorbibile dalle piante; • potassio fissato: rinchiuso nel reticolo cristallino di alcuni minerali argillosi, il suo grado di disponibilità non è ben circostanziato; • potassio in combinazioni minerali: inutilizzabile direttamente, fatta eccezione per quello che passa in soluzione durante i processi di formazione del suolo. Read more: http://www.lenntech.it/periodica/elementi/k.htm#ixzz0gSYLu35f

Bagalà Nadia 3°G

Il neon

CARATTERISTICHE GENERALI.

Il neon è stato scoperto da William Ramsay e Morris Travers nel 1898. Ha come simbolo Ne e come numero atomico 10. Gas nobile, quasi inerte e incolore, il neon possiede una distintiva incandescenza rossastra quando è utilizzato in un tubo a scarica o nelle lampade dette, appunto, "al neon". È presente in tracce nell'aria. Il neon è il secondo per leggerezza tra i gas nobili e possiede una capacità di refrigerazione 40 volte superiore a quella dell'elio liquido e tre volte superiore all'idrogeno liquido (a parità di unità di volume). In molte applicazioni è un refrigerante meno costoso dell'elio. Il neon possiede la scarica più intensa tra tutti i gas rari (a parità di tensione e corrente). Anche se il neon è il quarto elemento più abbondante nell'universo, solo lo 0.0018% (1 parte per 65.000) dell'atmosfera della terra è di neon; è solitamente trovato in forma gassosa con le molecole che consistono di un singolo atomo di neon. E' prodotto tramite surraffreddamento dell'aria e distillazione in frazioni dal liquido criogenico risultante.

IMPIEGHI TECNOLOGICI E COMMERCIALI.

La luce rosso-arancio che il neon emette nelle lampade è ampiamente usata nelle insegne pubblicitarie. Il termine "neon" viene normalmente usato per indicare questo tipo di luci, anche se in realtà diversi gas vengono utilizzati per ottenere diversi colori.

Altri usi: indicatori ad alto voltaggio; parascintille; tubi catodici televisivi; laser a gas laser (insieme all'elio); liquefatto è usato commercialmente come economico refrigerante criogenico.

EFFETTI SULLA SALUTE E SULL’AMBIENTE.

Il neon è un gas atmosferico raro e come tale è non tossico e chimicamente interte. Tuttavia, in carenza di ossigeno (diminuzione al 75% della sua percentuale normale), per inalazione, provoca asfissia. A seguito di perdita di contenimento questo liquido evapora molto velocemente causando la sovrasaturazione dell'aria con seri rischi di soffocamento (è classificato come sostanza asfissiante semplice) se in aree limitate. I primi sintomi prodotti da una sostanza asfissiante semplice sono respirazioni rapida e mancanza di aria. La vigilanza mentale è diminuita e la coordinazione muscolare alterata. La capacita' di giudizio diventa difettosa e tutte le sensazioni sono diminuite. Mentre l'asfissia progredisce, si possono manifestare nausea e vomito, prostrazione e perdita della coscienza ed infine convulsioni, fino coma profondo e morte. Pelle e occhi: a seguito del contatto con il liquido provoca frostbite.

Il neon non ha alcun effetto e non costituisce nessun rischio per l'ambiente, in quanto è inerte e non forma alcun composto. Non è noto alcun danno ecologico causato da questo elemento.

FONTI: wikipedia, encarta

by samantha canino,alessia giglio,mietta capicotto,vanessa paone.

LO ZOLFO

CARATTERISTICHE GENERALI. Lo zolfo è l'elemento chimico nella tavola periodica con simbolo S, numero atomico 16 e 18 isotopi. E’ un non-metallo inodore, insapore, molto abbondante; la sua forma più nota e comune è quella cristallina di colore giallo intenso ed è presente sotto forma di solfuri e solfati in molti minerali. Si ritrova spesso puro nelle regioni con vulcani attivi. Questo elemento ha un odore caratteristico quando si lega con l'idrogeno (H2S). Brucia con fiamma bluastra che emette un odore caratteristico e soffocante, dovuto al biossido di zolfo (SO2) o al triossido di zolfo (SO3) che si formano come prodotti di combustione. Lo zolfo è insolubile in acqua, ma è solubile in disolfuro di carbonio. Gli stati di ossidazione o valenze più comuni dello zolfo sono -2, +2, +4 e +6. In tutti e tre gli stati, solido, liquido e gassoso, lo zolfo presenta tre forme allotropiche, le cui interrelazioni non sono ancora state interamente chiarite. La prima forma cristallina è rombica: l'elemento ha una struttura cristallina rombica o ottaedrica e mostra il suo caratteristico colore giallo, è opaco e fragile. Questa forma si può preparare per cristallizzazione da una soluzione di zolfo in disolfuro di carbonio (CS2). La seconda forma è monoclina. I cristalli sono a forma di ago, cerosi e fragili, sempre di colore giallo. Lo zolfo monoclino si può preparare per cristallizzazione da zolfo fuso. La terza forma è amorfa: non ci sono cristalli. In questo stato lo zolfo è duro, scuro ed elastico. Questo stato si ottiene per rapido raffreddamento dello zolfo fuso ed è instabile, trasformandosi lentamente in zolfo rombico cristallino; la cristallografia a raggi X mostra che tale forma amorfa potrebbe avere forma elicoidale con 8 atomi per giro. Anche lo zolfo colloidale e i fiori di zolfo sono forme amorfe che cristallizzano lentamente, sebbene queste due forme consistano di miscele di cristalli rombici e zolfo amorfo. In piccole quantità può essere trovato anche nel carbone e nel petrolio, dalla cui combustione viene trasformato in SO2 il quale, in presenza dell'ossigeno e dell'umidità dell'aria si trasforma in acido solforico e rende acida la pioggia. IMPIEGHI TECNOLOGICI E COMMERCIALI. Lo zolfo si usa in molti processi industriali, di cui il più importante è la produzione di acido solforico(H2SO4) per batterie e detergenti; si usa anche per la produzione di acido solforoso (H2SO3). Altri usi sono la produzione di polvere da sparo e la vulcanizzazione della gomma. Si usa anche come fungicida e nella manifattura di fertilizzante fosfatico. I solfiti vengono usati per sbiancare la carta e come conservanti nella frutta secca. Altri usi sono nelle teste dei fiammiferi e nei fuochi d'artificio; il tiosolfato di sodio o di ammonio si usa in fotografia come fissante per stampe fotografiche. Nelle zone vulcaniche si trovano le solfatare, che sono getti di soluzione acquosa di acido solfidrico (H2S). Sotto forma di solfato di rame (CuSO4), è impiegato in agricoltura. EFFETTI SULLA SALUTE E SULL’AMBIENTE. Due amminoacidi essenziali quali cisteina e metionina, nonché gli amminoacidi omocisteina e taurina contengono zolfo, così come alcuni enzimi molto comuni. Questo rende lo zolfo un elemento indispensabile alla vita di qualsiasi cellula. I ponti disolfuro fra polipeptidi sono estremamente importanti per l'assemblaggio e la struttura delle proteine. Alcune forme di batteri usano il solfuro di idrogeno al posto dell'acqua come donatore di elettroni in un primitivo processo fotosintetico. Lo zolfo è assorbito dalle piante sotto forma di ione solfato. Lo zolfo inorganico forma degli aggregati ferro-zolfo e sempre dello zolfo è il legame-ponte sito CuA della citocromo c ossidasi. Le grandi quantità di carbone bruciate dall'industria e dalle centrali elettriche immettono ogni giorno nell'atmosfera molto biossido di zolfo, che reagisce con l'ossigeno e il vapore acqueo nell'aria per formare acido solforico. Questo acido forte ricade a terra con le precipitazioni dando luogo alle famose piogge acide che acidificano i terreni e le risorse idriche causando gravi danni all'ambiente naturale. Molti composti dello zolfo sono tossici o corrosivi. Il solfuro di carbonio, l'acido solforico, l'acido solfidrico e il biossido di zolfo vanno maneggiati con particolare cura. Benché il biossido di zolfo sia sufficientemente innocuo da poter essere usato in piccole quantità come additivo alimentare, in concentrazioni sufficientemente elevate in atmosfera reagisce con l'umidità a dare acido solforoso che, se respirato, provoca emorragie nelle vie respiratorie con rischio di soffocamento. Il solfuro d'idrogeno è molto tossico: a piccole concentrazioni ha un caratteristico sgradevole odore di uova marce, mentre l'esposizione a quantità relativamente elevate ha la proprietà di ottundere rapidamente il senso dell'olfatto, rendendo le potenziali vittime inconsapevoli della sua presenza. La cosiddetta "magnesia", un solfato idrato di magnesio, si usa come lassativo, come esfoliante o nel giardinaggio come concime specifico per suoli carenti di magnesio.

FONTI: wikipedia, encarta

by alessia giglio, samantha canino, mietta capicotto e vanessa paone

Lo stagno

Bronzi di Riace (Particolare)

Museo Nazionale - Reggio Calabria

Caratteristiche generali. Lo stagno è l’elemento chimico che ha simbolo Sn e Z pari a 50. Questo metallo di post-transizione argenteo, duttile e malleabile, che non si ossida facilmente all'aria e resiste alla corrosione, si usa in molte leghe e per ricoprire altri metalli più vulnerabili alla corrosione. Lo stagno si ottiene soprattutto dalla cassiterite, SnO2, e dalla stannite, Cu2FeSnS4. Ha una struttura cristallina particolare che provoca uno stridio caratteristico quando una barra di stagno viene piegata (il rumore è causato dalla rottura dei cristalli): se riscaldato, perde la sua duttilità e diventa fragile. Questo metallo resiste alla corrosione da acqua marina, distillata e da acqua potabile, ma può essere attaccato da acidi forti, da alcali e da sali acidi. Lo stagno (dal latino stannum) è stato uno dei primi metalli ad essere scoperto, e fin dall'antichità venne intensivamente usato in lega con il rame, di cui aumenta di molto la durezza e le doti meccaniche, formando il bronzo (90% circa di Cu e 10% circa di Sn), in uso fin dal 3500 a.C. In epoca moderna l'alluminio ha soppiantato alcuni usi dello stagno, ma il termine stagnola è ancora, a volte, impropriamente usato per ogni metallo argenteo in forma di fogli sottili. Lo stagno metallico si produce riducendo il minerale con carbone, in una fornace a riverbero. La Malesia produce il 40% dello stagno del mondo. Le altre aree estrattive principali sono Bolivia e Brasile. La produzione globale è al di sopra delle 140,000 tonnellate all'anno e le riserve ammontano a più di 4 milioni di tonnellate.
Impieghi tecnologici e commerciali. Lo stagno si lega facilmente col ferro ed è stato usato in passato per rivestire piombo, zinco e acciaio. I contenitori, lattine e scatolette, in banda stagnata (lamierino di acciaio stagnato) sono tuttora largamente usati per conservare i cibi, un uso che copre gran parte del mercato mondiale dello stagno metallico. La stagnatura superficiale protettiva di leghe ferrose (latta) e di altri metalli copre, infatti, il 35% di tutto il consumo di Sn. Essa, che viene realizzata con il solo stagno o con leghe contenenti anche zinco, cadmio o nichel, può venire eseguita sia per immersione nel metallo fuso, sia per via elettrolitica da soluzioni alcaline (è il processo più impiegato). Alcuni sali organici vengono usati in agricoltura come anticrittogamici e come alghicidi nelle risaie. Numerosi composti organici dello stagno sono impiegati come stabilizzatori per materie plastiche, in particolare per pvc. Anche in sintesi organica sono state trovate applicazioni per alcuni composti organometallici contenenti stagno, come il dibutil stagno ossido o l'idruro di tributilstagno, un agente riducente le cui reazioni di riduzione decorrono con meccanismo radicalico.

Effetti sulla salute e sull’ambiente. L'ossido di stagno è insolubile e molto resistente alla corrosione, quindi la quantità di stagno in terreni ed acque naturali è bassa. Le piccole quantità di stagno che si possono trovare nei cibi in scatola non sono dannose per gli esseri umani. Però, i composti trialchilici e triarilici dello stagno sono biocidi, e devono essere maneggiati con molta attenzione. I legami organici dello stagno costituiscono, infatti, la forma di stagno più pericolosa per la salute. Essi sono applicati in tantissime industrie e il numero di applicazioni di tali composti sta ancora aumentando. Trietilstagno è il composto organico dello stagno più pericoloso per gli esseri umani. Il metallo può essere assorbito attraverso gli alimenti, la respirazione ed attraverso la pelle, causando sia effetti acuti che di lunga durata. Gli effetti acuti sono: irritazione di occhi e pelle, mal di testa e di pancia, malessere, stordimento, difficoltà di respiro, ecc.; gli effetti a lungo termine sono: depressione, danni al fegato, al sistema immunitario, ai cromosomi, al cervello, scarsità di globuli rossi. I composti organici dello stagno sono molto persistenti e non abbastanza biodegradabili. I microrganismi hanno, infatti, molta difficoltà a scinderli. Una volta adsorbiti su particelle di fango, possono diffondere attraverso i sistemi idrici causando moltissimi danni agli ecosistemi acquatici, poiché sono molto tossici per i funghi, le alghe ed il fitoplancton. Il tributilstagno è il composto più tossico per pesci e funghi, mentre il trifenilstagno per il fitoplancton. Lo stagno organico disturba lo sviluppo, la riproduzione, i sistemi enzimatici ed i modelli di alimentazione degli organismi acquatici. L'esposizione avviene principalmente nello strato superiore dell'acqua, dove i composti di stagno organico si accumulano.

by Luigi e Pasquale

Fonti:http://www.ing.unitn.it/~colombo/Stagno/stagno_relazione_finale.html

www.elio.org/iw2bsf/parisio_elementichimica.pdf

http://it.wikipedia.org/wiki/Stagno

Sali metallici per curare i disturbi dell'umore: il litio.

Caratteristiche generali Il litio ha numero atomico 3 ed è il primo dei metalli alcalini (Gruppo IA o 1) nella tavola periodica. In natura si trova come miscela degli isotopi 6Li e 7Li. È il metallo più leggero, è solido, morbido, di colore bianco-argento, con un basso punto di fusione ed è reattivo. Molte delle sue proprietà fisiche e chimiche sono più simili a quelle dei metalli alcalino-terrosi che a quelle del suo gruppo. Il litio (dal greco lithos, "pietra") venne scoperto da Johann Arfvedson nel 1817 ma, l'elemento non venne isolato fino a quando W. T. Brande e Sir H. Davy impiegarono l'elettrolisi sull'ossido di litio. La produzione commerciale del litio venne ottenuta nel 1923 da una compagnia tedesca per elettrolisi del cloruro di litio e del cloruro di potassio fusi. Fra le proprietà più significative del litio troviamo il suo alto calore specifico, l'ampio intervallo di temperatura in fase liquida, l'alta conducibilità termica, la bassa viscosità e densità (circa la metà di quella dell’acqua). Il litio metallico è solubile in ammine alifatiche a catena corta, come l’etilammina. È insolubile negli idrocarburi. Il litio partecipa ad un numero enorme di reazioni, con reagenti organici e inorganici. Reagisce con l'ossigeno per formare il monossido, Li2O, e il perossido, Li2O2. È l'unico metallo alcalino che reagisce con l'azoto a temperatura ambiente per produrre un nitruro nero, Li3N. Reagisce facilmente con idrogeno a quasi 500ºC per formare idruro di litio, LiH. La reazione del litio metallico con acqua è estremamente violenta. Il litio reagisce direttamente con il carbonio per produrre carburo di litio. Si lega facilmente con gli alogeni per formare alogenuri. Il litio non si trova in natura allo stato libero, in conseguenza della sua elevata reattività. È un elemento moderatamente abbondante ed è contenuto nella crosta terrestre alla concentrazione di 65 ppm (parti per milione). Quasi il 50% delle riserve disponibili di litio, commercialmente sfruttabili, si trovano in Bolivia, nei laghi salati prosciugati delle Ande. La produzione mondiale di litio si aggira intorno alle 40.000 tonnellate all'anno e le riserve totali sono stimate essere intorno a 7 milioni di tonnellate. Impieghi tecnologici e commerciali È il più leggero degli elementi solidi ed è usato principalmente nelle leghe conduttrici di calore, come componente in alcuni medicinali (farmaci antipsicotici), come materiale anodico delle batterie (le cosiddette batterie agli ioni di litio) nelle quali in genere compare sotto forma di sale (Li2CO3 , LiClO4). Altri usi:

I sali di litio, come il già citato carbonato di litio o il citrato di litio, sono stabilizzatori d'umore usati nel trattamento di malattie come il disturbo bipolare dell'umore.

Il cloruro di litio e il bromuro di litio sono altamente igroscopici e frequentemente usati come essiccanti (sistemi per la produzione di aria condizionata).

Lo stearato di litio è un comune lubrificante generico ad alte temperature.

Il litio è un agente legante usato per sintetizzare composti organici e in applicazioni nucleari.

Viene a volte utilizzato nei vetri e nelle ceramiche.

L'idrossido di litio è impiegato per estrarre il biossido di carbonio dall'aria e rilasciare ossigeno nelle navicelle spaziali e nei sottomarini.

Leghe di questo metallo con alluminio, cadmio, rame e manganese sono usate per alcune parti aeronautiche ad alte prestazioni.

In futuro potrebbe essere un elemento fondamentale nei reattori a fusione nucleare per la generazione del trizio.

Effetti del litio sull’ambiente e sulla salute umana. Come gli altri metalli alcalini, il litio nella sua forma pura è altamente infiammabile e leggermente esplosivo se esposto all'aria e soprattutto all'acqua, con la quale reagisce in maniera violenta con produzione di idrogeno. Questo metallo è anche corrosivo e deve essere maneggiato evitando il contatto con la pelle. Per quanto riguarda lo stoccaggio, deve essere conservato immerso in idrocarburi liquidi, come la nafta. Il litio è considerato leggermente tossico; lo ione litio è coinvolto negli equilibri elettrochimici delle cellule del sistema nervoso e viene spesso prescritto come farmaco nelle terapie per il trattamento di sindromi maniaco-depressive. L'intossicazione da sali di litio, più grave e frequente nei pazienti con compromissione della funzione renale, si tratta efficacemente con NaCl, urea ed acetazolamide o, in alternativa, con l'emodialisi. Il metallo può essere assorbito dal corpo umano tramite inalazione delle sue polveri e ingestione. Il rischio di inalazione è basso in quanto l'evaporazione a 20°C è trascurabile; una concentrazione nociva delle particelle sospese nell'aria può, tuttavia, essere raggiunta rapidamente se disperso. Se inalato provoca una sensazione di bruciore, tosse, respirazione affaticata, respiro corto, gola irritata, edema polmonare. Il contatto con la pelle o gli occhi determina la comparsa di rossore, ustioni, dolore, bolle. Se ingerito provoca spasmi e dolori addominali, sensazione di bruciore, nausea, shock o collasso, vomito, debolezza.

by angelo curto

fonti: http://www.lenntech.it; http://www.wikipedia.it

Un gas usato per lampade e dispositivi luminosi: lo xenon.

Caratteristiche generali

Lo xeno (dal greco xenon, straniero) fu individuato nel 1898, in Inghilterra, da William Ramsay e Morris Travers nel residuo ottenuto per evaporazione parziale dell'aria liquida. Lo xeno è l'elemento chimico di numero atomico 54. Il suo simbolo è Xe. È un gas nobile incolore, inodore e molto pesante; si trova nell'atmosfera terrestre ed è stato il primo gas nobile di cui siano mai stati sintetizzati dei composti. Lo xeno appartiene al gruppo VIIIA, ovvero 18 della Tavola Periodica ed è normalmente considerato un elemento a valenza zero, che non forma quindi composti in condizioni ordinarie. Eccitato da una scarica elettrica, lo xeno produce una luce azzurra; questo fenomeno è sfruttato nella produzione di lampade. A pressioni elevatissime, dell'ordine delle decine di giga pascal, lo xeno esiste allo stato metallico. Con l'acqua lo xeno può formare dei clatrati, ovvero dei sistemi in cui gli atomi di xeno sono fisicamente intrappolati all'interno del reticolo cristallino dell'acqua, benché non siano in alcun modo legati chimicamente ad essa. Fino al 1962 lo xeno e gli altri gas nobili erano considerati chimicamente inerti ed incapaci di formare qualsivoglia composto chimico. Questa convinzione è stata smentita ed alcuni composti stabili di gas nobili sono stati sintetizzati. Alcuni dei composti noti dello xeno sono il di-, il tetra- e l'esafluoruro, l'idrato e il deuterato, l'acido perxenico (H4XeO6), l'acido xenico (H2XeO4), il sodio perxenato, il triossido (XeO3) e il tetrossido (XeO4), questi ultimi altamente esplosivi. Sono noti almeno 80 diversi composti formati da xeno, fluoro e ossigeno; alcuni di essi sono anche intensamente colorati. 133Xe e 135Xe sono sintetizzati per irraggiamento da neutroni nei reattori nucleari raffreddati ad aria. Industrialmente si ottiene per estrazione dal residuo dell'evaporazione dell'aria liquida.

Impieghi tecnologici e commerciali.

Questo gas è famoso e principalmente usato per la realizzazione di lampade e dispositivi luminosi: lampade flash allo xeno per la fotografia, luci stroboscopiche, sorgenti di eccitazione per laser, lampade battericide e per dermatologia; ormai tutte le lampade utilizzate per proiezioni cinematografiche utilizzano questo gas. Le lampade ad arco di xeno ad alta pressione hanno una temperatura di colore simile a quella della luce solare, sono inoltre una fonte di luce ultravioletta a corta lunghezza d'onda e di radiazione nel vicino infrarosso. Tra gli altri usi dello xeno vi sono: 1) l'uso in medicina come anestetico generico; 2) l'uso dei perxenati come agenti ossidanti in chimica analitica; 3) 133Xe è un utile radioisotopo; 4) la produzione di immagini di tessuti umani, soprattutto delle vie respiratorie, per l'imaging a risonanza magnetica di 129Xe iperpolarizzato; 5) l'impiego preferenziale nei motori a propulsione ionica, per via della sua facile ionizzabilità, del suo alto peso molecolare e della sua inerzia chimica.

Effetti sull’ambiente e sulla salute umana.

Lo xeno non è tossico e può essere maneggiato senza particolari precauzioni, fatte salve, se in bombola, quelle normalmente adottate per il maneggiamento di gas compressi. Molti composti dello xeno sono invece tossici per via del loro elevato potere ossidante.

Fonti: http://www.wikipedia.it/

http://www.chemicool.com/

by Mattia

Il più elettronegativo e reattivo degli elementi chimici: il fluoro, presente nelle ossa e nei denti.

Caratteristiche generali.

Il fluoro è l'elemento chimico che ha come simbolo F, numero atomico 9 e peso atomico pari a 18,998 uma. Appartiene al gruppo VIIA ovvero 17 della tavola periodica. È anche l’elemento più elettronegativo e più reattivo. Il nome fluoro venne coniato da André-Marie Ampère e Sir Humphry Davy nel 1812 e deriva dai primi usi della fluorite (CaF2) come agente fondente (dal latino fluere che significa flusso o fluire). I sali di fluoro si chiamano fluoruri. Il fluoro, a causa della sua elevata reattività, non si trova libero in natura, tranne che in piccole tracce nei materiali radioattivi. Si trova invece combinato con altri elementi che rappresentano circa lo 0,065% in peso della crosta terrestre. In natura, il fluoro si trova comunemente come ione fluoruro F-, in particolarmente nella fluorite e nella fluorapatite. Come tutti gli alogeni si trova nel suo stato elementare come molecola biatomica F2. Il fluoro elementare a temperatura ambiente è un gas di colore giallo pallido, poco più pesante dell’aria, tossico, estremamente aggressivo e di odore penetrante. Il fluoro ha un unico isotopo naturale, il 19F. Il fluoro, in forma di fluorite, pur essendo stato descritto nel 1529 da Georigius Agricola non fu isolato fino a molti anni più tardi, a causa del fatto che quando viene separato attacca immediatamente i materiali delle apparecchiature con cui viene realizzata la sintesi. Nel 1886, lo scienziato francese Henri Moissan isolò per la prima volta il fluoro elementare per elettrolisi di acido fluoridrico anidro contenente tracce di potassio fluoruro.

Il gas nervino costituì il primo impiego di composti chimici fluorurati per scopi militari. Come molti gas velenosi, era in grado di rilasciare considerevoli quantità di fluoruro nell'organismo che portano ad un effetto bloccante sull'attività enzimatica e sul sistema nervoso centrale, generando danni a livello cerebrale (riduzioni del quoziente intellettivo e ritardi mentali), depressione polmonare e cardiaca (fino alla morte, se assunto in dosi eccessive). Dalla sua scoperta, il fluoro elementare F2, non venne prodotto in grandi quantità fino alla II guerra mondiale, quando si rivelò indispensabile nell'arricchimento dell'uranio. Il fluoro è un gas che condensa a –188 °C ad un liquido di colore giallo-arancio e solidifica a –220 °C a dare un solido giallo, per poi tornare bianco nella fase di transizione a –228 °C. La bassa energia di legame di una molecola di fluoro (157,8 kJ/mol), la scarsa stabilità del legame F–F e l’elevata elettronegatività del fluoro atomico rendono il fluoro un potente gas ossidante. Forma composti con quasi tutti gli altri atomi inclusi i gas nobili. Anche in condizioni di buio e bassa temperatura il fluoro reagisce in maniera esplosiva con l'idrogeno. In un getto di gas di fluoro vetro, metalli, acqua ed altre sostanze bruciano con una fiamma brillante. Il fluoro reagisce con i silicati, per questo non può essere preparato o contenuto in recipienti di vetro. La reazione tra fluoro puro e composti organici è solitamente accompagnata da un’accensione o da una violenta esplosione della miscela, a causa del calore di reazione molto elevato. A temperature ordinarie, il fluoro reagisce energicamente con la maggior parte dei metalli a dare fluoruri. Date le sue forti capacità ossidanti nei confronti dei metalli, è necessario che le bombole siano maneggiate con cura, pena il distacco del sottile strato di passivazione con conseguente incendio del metallo costituente la bombola. Il fluoro reagisce con l’acqua e cattura un protone formando acido fluoridrico e il difluoruro di ossigeno OF2. In ambiente basico il difluoruro di ossigeno è lentamente ridotto a ossigeno e fluoro.

Applicazioni tecnologiche e commerciali.

In chimica organica il legame carbonio-fluoro è uno fra i legami chimici più forti. Questo fatto contribuisce in modo significativo all'elevata inerzia chimica tipica di queste molecole. A partire dagli anni 60 vengono commercializzati molti prodotti contenenti fluoro:

Plastiche a bassa frizione come il PTFE. Manufatti polimerici non infiammabili ad alta resistività, ad esempio per le guaine dei cavi elettrici. Plastiche trasparenti ad alto indice di rifrazione per le fibre ottiche polimeriche. Liquidi refrigeranti come il freon. Gli idrofluoroclorocarburi sono usati massicciamente negli impianti di aria condizionata e nella refrigerazione. I clorofluorocarburi sono stati vietati per queste applicazioni perché sospettati di contribuire alla formazione del buco nell'ozono. Entrambe queste classi di composti sono potenti gas a effetto serra. Il fluoro viene usato per produrre nuovi refrigeranti a basso impatto ambientale quali gli idrofluoroeteri. Il fluoro è spesso un sostituto dell'idrogeno nei composti organici. Nei medicinali moltiplica l'efficacia terapeutica e contemporaneamente ritarda la metabolizzazione del principio attivo. Insieme agli altri alogeni è molto comune nelle sostanze anestetiche. L'acido fluoridrico (HF) è usato per incidere il vetro delle lampadine e di altri prodotti. nell'industria dei semiconduttori. Il fluoruro di sodio è stato usato come insetticida e a volte in combinazione con altri fluoruri come base per le pastiglie anticarie, per i dentifrici e i collutori. Alcuni ricercatori hanno studiato il gas di fluoro come possibile propellente per i razzi, a causa del suo impulso specifico eccezionalmente alto.

Effetti sull’uomo e sull’ambiente.

Il fluoro e l'HCl devono essere maneggiati con grande attenzione e qualsiasi contatto con la pelle e gli occhi deve essere evitato. Il fluoro ha un forte odore pungente rilevabile già a basse concentrazioni, simile a quello degli altri alogeni e paragonabile a quello dell’ozono. Esso è altamente tossico e corrosivo. L'esposizione continua al fluoro e ai suoi sali porta a fluorosi del tessuto osseo. Procedure di sicurezza molto rigide permettono il trasporto di fluoro liquido o gassoso in grandi quantità. Il fluoro è un elemento presente in quantità limitate nell'organismo umano, dove si concentra soprattutto nelle ossa e nei denti (come idrossi e fluoroapatite). Considerato essenziale da alcuni e solo benefico da altri, è importante per la mineralizzazione dello scheletro e dello smalto. Da qui l'idea di utilizzare il fluoro nella prevenzione della carie dentale e delle fratture ossee conseguenti ad osteoporosi. La quantità ottimale per l'organismo non ha ancora trovato pareri unanimi ed è quantificabile tra 1 e 4 mg/die. La fonte principale di fluoro è data dalle acque potabili, nelle quali la presenza dell'elemento varia in base al suolo di estrazione (dev'essere, per legge, inferiore ad 1,5 mg/litro). Il fluoro si trova in diversi alimenti, raggiungendo concentrazioni importanti nel pesce e nei frutti di mare; anche patate (soprattutto la buccia), cereali, birra, spinaci ed altri vegetali, rappresentano buone fonti di fluoro. Nelle acque minerali le concentrazioni sono molto variabili, tendenzialmente prossime allo zero nelle oligominerali e minimamente mineralizzate, massime in quelle fluorate, dove il tenore dell'elemento è superiore ad 1 mg/l. La somministrazione di fluoro sotto forma di gocce o compresse è stata proposta in età pediatrica per ridurre l'incidenza della carie e favorire la mineralizzazione ossea. A partire dagli anni '50 in alcuni Paesi sono stati intrapresi interventi di fluorizzazione delle acque potabili, per garantire alla popolazione un adeguato apporto del minerale. Tuttavia, l'utilità di una somministrazione sistematica di fluoro è ancora molto discussa, a causa degli importanti effetti collaterali emersi da numerosi studi. Se è vero che la carenza aumenta il rischio di carie dentaria, specialmente nella prima infanzia, è anche vero che un iperdosaggio di fluoro causa un quadro patologico particolare, noto come fluorosi. Il primo segno di un'iperassunzione del minerale è la comparsa di macchie bianche sullo smalto dei denti che, mano a mano la fluorosi si aggrava, evolvono in veri e propri solchi e cavità. Se si considera il basso fabbisogno di assunzione quotidiano, è facile immaginare quanto sottile sia il confine tra carenza ed eccesso, così come tra rischi e benefici. A complicare ulteriormente la situazione contribuisce il fatto che il danno da eccesso di fluoro è cumulativo. Ciò significa che il minerale tende a rimanere nelle ossa, raggiungendo concentrazioni elevate in seguito ad un'iperassunzione cronica. Se da un lato il deposito osseo di fluoro aumenta la densità dello scheletro, dall'altro non bisogna dimenticare che un osso sano è un osso flessibile. Una struttura rigida ha infatti un carico di rottura più basso (cioè è meno resistente alla pressione, ovvero si rompe più facilmente) di una struttura elastica.

by Chiara & Arianna

Fonti:http://www.wikipedia.it

Un metallo biocompatibile usato per le protesi: il titanio.

Caratteristiche generali. Il titanio è l'elemento chimico della tavola periodica con simbolo Ti e numero atomico 22. È un metallo del blocco d, leggero, duro, di colore bianco metallico, lucido, resistente alla corrosione (quasi quanto il platino), con un alto rapporto resistenza/peso. Il titanio viene utilizzato nelle leghe leggere resistenti e nei pigmenti bianchi; si trova in numerosi minerali di cui i principali sono il rutilo e l'ilmenite. Significativi depositi di minerali di titanio si trovano in Australia, Scandinavia, Nord America e Malesia. Il titanio (dal latino Titans, Titani, i primi figli di Gaia) fu scoperto in Inghilterra nel 1791 dal reverendo William Gregor, che riconobbe la presenza di un nuovo elemento nell'ilmenite. L'elemento venne riscoperto molti anni dopo dal chimico tedesco Heinrich Klaproth nei minerali di rutilo. Nel 1795 Klaproth battezzò l'elemento con il nome dei Titani della mitologia greca. Può essere prodotto commercialmente tramite riduzione del tetracloruro di titanio con il magnesio. Ha una bassa densità (il 40% in meno di quella dell'acciaio). Allo stato puro è abbastanza duttile, tuttavia le leghe di titanio non sono facilmente lavorabili e la difficoltà di lavorazione alle macchine utensili è paragonabile a quella dell'acciaio inossidabile, notoriamente il più problematico da plasmare per asportazione di truciolo. Il punto di fusione relativamente alto di questo elemento lo rende utile come metallo refrattario. Il titanio è resistente come l'acciaio ma il 40% più leggero, pesa il 60% in più dell'alluminio ma con una resistenza doppia. Queste proprietà rendono il titanio molto resistente alle forme usuali di fatica dei metalli. Forma una patina di ossido passivo se esposto all'aria; il titanio, che brucia se riscaldato nell'aria, è anche l'unico elemento che brucia in un gas di azoto puro. È resistente all'acido solforico diluito e all'acido cloridrico, oltre che al cloro gassoso, alle soluzioni di cloruri e alla maggior parte degli acidi carbossilici; neanche gli alcali acquosi a caldo lo attaccano. Reagisce invece con HF, con cui forma fluorocomplessi solubili.

Impieghi tecnologici e commerciali. All'incirca il 95% del titanio viene utilizzato come diossido (TiO2), un pigmento intensamente bianco e permanente con buona capacità coprente, nelle vernici, nella carta, nei cementi per renderli più brillanti e nelle plastiche. Esso è economico e facilmente disponibile in grandi quantità. Le vernici fatte con il diossido di titanio sono eccellenti riflettrici della radiazione infrarossa e sono quindi usate estensivamente dagli astronomi. Viene anche impiegato nei filtri solari a causa della sua capacità di proteggere la pelle. Puro ha un indice di rifrazione molto alto, e una dispersione ottica superiore al diamante. Zaffiri e rubini prendono il loro asterismo dal diossido di titanio in essi presente. A causa della loro resistenza (anche alla corrosione), leggerezza, e capacità di sopportare temperature estreme, le leghe di titanio vengono utilizzate principalmente nell'industria aeronautica e aerospaziale, anche se il loro utilizzo in prodotti di consumo quali: mazze da golf, biciclette, componenti motociclistici e computer portatili, sta diventando sempre più comune. Il titanio viene spesso messo in lega con: alluminio, ferro, manganese, molibdeno e altri metalli. Il carburo di titanio (TiC; punto di fusione 2940 °C) il nitruro di titanio (TiN; punto di fusione 2960 °C) e più recentemente, il derivato carbonitrurico (Ti10C7N3; punto di fusione 3520 °C) sono composti altamente refrattari, inerti sotto le comuni condizioni di temperatura e resistenti all'attacco della maggior parte degli acidi minerali ed alcali. Per tali ragioni sono impiegati nella costruzione di utensili e macchinari che possiedono parti destinate alle alte velocità con attrito, nel rivestimento di crogioli per contenere acidi o basi molto forti e come componenti di missili sottoposti a usura termica (ad esempio ugelli). Grazie all'eccellente resistenza all'acqua di mare, viene usato per fabbricare parti dei propulsori marini. Viene utilizzato per produrre gemme artificiali relativamente morbide. Il tetracloruro di titanio (TiCl4), un liquido incolore, viene usato per ottenere l'iridescenza del vetro, e poiché emette un fumo denso nell'aria umida, viene anche usato per la fabbricazione di fumogeni. Ha la proprietà di essere biocompatibile, in quanto presenta porosità superficiale analoga a quella dei tessuti umani, per cui risulta fisiologicamente inerte. Per questo motivo la lega a base di titanio Ti6Al4V viene utilizzata nelle componenti protesiche di anca e ginocchio, e nelle protesi implantari dentarie. Tuttavia dato l'alto coefficiente di frizione non viene mai utilizzato come componente di giunzione articolare. Il suo essere inerte e la colorazione attraente lo rendono un metallo popolare per l'uso nei piercing. Sempre per la sua bioinerzia e resistenza meccanica, in ambito sanitario è utilizzato per la fabbricazione di clips chirurgiche da sutura permanente. Il titanio viene usato per le lenti degli occhiali. Il carburo ed il nitruro di titanio (TiC e TiN) vengono utilizzati nella fabbricazione di inserti per utensili adatti al taglio dei metalli ad alta velocità, cioè i cosiddetti inserti in "metallo duro". In particolare il carburo di titanio viene utilizzato, insieme al carburo di tungsteno (WC), al cobalto ed ad altri carburi (carburo di niobio e carburo di tantalio) per realizzare il corpo degli inserti, mentre il nitruro di titanio serve per il rivestimento superficiale degli inserti. Un uso potenziale del titanio si ha per gli impianti di desalinizzazione.

Effetti sull’ambiente e sulla salute umana. Il metallo in polvere comporta un significativo rischio di incendio, ma i sali di titanio sono spesso considerati relativamente innocui. Composti con il cloro, come il TiCl3 e il TiCl4 dovrebbero essere considerati corrosivi. Il titanio inoltre ha una tendenza al bioaccumulo nei tessuti che contengono silice, ma non gioca alcun ruolo conosciuto negli esseri umani. Allo stato gassoso è tossico se inalato.

by sara loprete e angelo lorenzo

Fonti: http://www.wikipedia.it/

Enciclopedia Encarta 2008

Un cofattore indispensabile per l'attività enzimatica: il magnesio

Caratteristiche generali. Il magnesio è l’elemento chimico della tavola periodica con numero atomico 12 e peso atomico 24,31; appartiene al gruppo IIA, dei metalli alcalino-terrosi. Esso è l'ottavo elemento più abbondante e costituisce circa il 2% della crosta terrestre; inoltre è il terzo per abbondanza tra gli elementi disciolti nell'acqua marina. E’ un solido bianco argenteo, assai diffuso in natura come carbonato; l’elemento è ottenuto per elettrolisi del cloruro fuso. E’ il metallo più leggero e malleabile, ma è poco duttile. Esso è inalterabile in aria secca e si ossida in aria umida. Tra i composti del magnesio i più importanti sono: il cloruro (MgCl2),che viene estratto dall’acqua di mare o dalla carnallite; il solfato (MgSO4) presente anch’esso nell’acqua del mare o nell’acqua di alcune sorgenti minerali e infine il carbonato (MgCO3) che esiste in natura sottoforma di magnesite. Il magnesio in forma pura è altamente infiammabile, specialmente se in polvere. Ha una grande rapidità di combustione e dà una fiamma bianca, abbagliante che viene sfruttata in fotografia (flash) e in pirotecnica. Il magnesio reagisce rapidamente e in maniera esotermica a contatto con l'aria o l'acqua e deve essere maneggiato con cura. Non si deve mai usare acqua per estinguere un fuoco di magnesio. Il magnesio acceso, a contatto con il vapore acqueo, reagisce infatti: Mg + H2O → MgO + H2 producendo idrogeno (H2) che, dato il calore sviluppato dalla reazione stessa, può infiammarsi ed esplodere. Le clorofille sono porfirine a base di magnesio.

Impieghi tecnologici e commerciali. Nel settore farmaceutico vengono impiegati vari sali del magnesio che sono: il solfato che è purgativo; il cloruro con una dichiarata attività antineoplastica; i silicati naturali (come il talco) e non; il tiosolfato che è un desensibilizzante delle allergie; il citrato che è un purgante insipido usato sottoforma di limonata. Sottoforma di cupromagnesio viene utilizzato in fonderia per la disossidazione dei bagni di rame e delle sue leghe. L'ossido di magnesio è usato principalmente come materiale refrattario nei rivestimenti delle fornaci per la produzione di ferro, acciaio, metalli non ferrosi, vetro e cemento. È anche usato in agricoltura, nell'industria chimica e delle costruzioni. L'utilizzo principale di questo elemento è come additivo nelle leghe con l'alluminio. Queste leghe alluminio-magnesio sono utilizzate soprattutto nelle lattine per le bevande. Le leghe di magnesio sono usate anche per alcuni componenti strutturali delle automobili e dei macchinari. Il magnesio, come l'alluminio, è resistente e leggero, ed è spesso usato per la produzione di cerchioni per le ruote delle auto, i famosi "cerchi in lega". Combinato in lega, questo metallo è essenziale per le costruzioni elicotteristiche, aeronautiche e missilistiche. Il carbonato di magnesio (MgCO3) in polvere viene usato dagli atleti, come i ginnasti o i sollevatori di pesi, per migliorare la presa sugli attrezzi. Altri impieghi includono i flash fotografici (ora sostituiti dai flash elettronici), i giochi pirotecnici e le bombe incendiarie.

Effetti sulla salute e sull’ambiente. Il magnesio entra nelle reazioni di produzione dell’energia (reazioni di fosforilazione nelle quali è coinvolto l’ATP), e nella sintesi delle proteine, dei grassi e degli acidi nucleici. Esso è infatti un cofattore necessario al corretto funzionamento di oltre 300 enzimi; gioca quindi un ruolo importante nel metabolismo, ma è determinante anche nell'equilibrio del pH, nella formazione di anticorpi e nel meccanismo della fagocitosi. È necessario per la formazione dell’urea, nella trasmissione degli impulsi muscolari, nella trasmissione nervosa e per la stabilità elettrica cellulare. La mancanza di magnesio nell'organismo può portare a nausea e vomito, diarrea, ipertensione, spasmi muscolari, insufficienza cardiaca, confusione, tremiti, debolezza, cambiamenti di personalità, apprensione e perdita della coordinazione. I cibi più ricchi di questo oligoelemento sono: le nocciole; le leguminose, i cereali integrali e infine i vegetali verdi. Tuttavia la cottura dei cibi riduce sensibilmente la presenza di magnesio negli alimenti. Diverse ricerche cliniche dimostrano inoltre che esiste un rapporto tra cefalea e carenza di magnesio. I meccanismi che possono spiegare come il deficit di magnesio possa scatenare l’attacco sono molteplici, ma dai risultati delle indagini scientifiche, l’integrazione con magnesio si è dimostrata efficace nella prevenzione delle crisi di cefalea. L’apporto quotidiano raccomandato di magnesio è di 350 mg per gli uomini e 300 mg per le donne (Lichton, 1989), dose aumentabile fino a 450 mg nel periodo di gravidanza e allattamento.

Ci sono pochissime informazioni disponibili sugli effetti sull'ambiente dei fumi dell'ossido di magnesio.

by vanessa e alessia

Fonti: http://www.wikipedia.it/

http://www.lenntech.it/

Il Radio e la sua emissione radioattiva un milione di volte più intensa dell'uranio.

Caratteristiche generali Il radio è l'elemento chimico di numero atomico 88. Il suo simbolo è Ra. Il nome dell'elemento deriva dal fatto di essere uno dei più radioattivi conosciuti. È luminoso e morbido, di colore bianco brillante che annerisce per esposizione all'aria, probabilmente per formazione di nitruro. È il più pesante di tutti i metalli alcalino terrosi, è chimicamente simile al bario ed è presente in tracce in tutti i minerali dell'uranio in quanto è un suo prodotto di decadimento. Originariamente veniva estratto dalla pechblenda in Boemia (7 tonnellate di pechblenda forniscono 1 grammo di radio). Una certa quantità di questo elemento si trova anche nelle sabbie di Carnotite in Colorado, ma minerali più ricchi di radio si trovano nello Zaire, nella regione dei Grandi Laghi del Canada e si può ottenere anche dal trattamento dei rifiuti dell'uranio. Grandi giacimenti di uranio sono situati in Ontario, Nuovo Messico, Utah, Australia e altri paesi. Il radio possiede 25 isotopi, 4 dei quali presenti in natura, di cui il 226Ra è il più abbondante e stabile, con un'emivita è di 1602 anni ed è prodotto dal decadimento di 238U; segue in ordine di stabilità descrescente il 228Ra (emivita: 6,7 anni), prodotto dal decadimento di 232Th. 223Ra, 224Ra, 226Ra e 228Ra sono tutti generati dal decadimento radioattivo dell'uranio o del torio. Il 226Ra decade, con emissione α, in radon. A parità di massa, la radioattività emessa dal radio è oltre un milione di volte più intensa di quella dell'uranio. Il suo decadimento attraversa sette stadi, ciascuno dei quali è a sua volta un isotopo instabile. Lo stadio finale del suo decadimento radioattivo è un isotopo del piombo. Le preparazioni di radio, grazie al calore prodotto dall'emissione radioattiva, hanno stabilmente una temperatura maggiore dell'ambiente circostante; le radiazioni emesse dal radio sono di tre tipi: raggi alfa, raggi beta e raggi gamma. Se viene mescolato con berillio, dà luogo anche all’emissione di neutroni. Il radio è luminescente (con un debole bagliore blu) e in acqua forma idrossido di radio. Pur essendo l'elemento più pesante tra i membri del II gruppo è il più volatile. Il radio (dal latino radius, raggio) fu scoperto da Marie Curie e suo marito Pierre nel 1898 nella pechblenda/uraninite della Boemia settentrionale. Nel 1902 il radio fu isolato puro, nella sua forma metallica, da Curie e André Debierne attraverso l’elettrolisi di una soluzione pura di cloruro di radio con un catodo di mercurio e distillazione in atmosfera di idrogeno. Data la breve emivita degli isotopi del radio, i suoi composti sono piuttosto rari e si trovano quasi esclusivamente nei minerali dell'uranio. Sono noti il fluoruro RaF2, il cloruro RaCl2, il bromuro RaBr2, lo ioduro RaI2 e l'ossido RaO.

Impieghi Alcuni degli usi pratici del radio dipendono dalla sua radioattività: tuttavia isotopi di altri elementi, come 60Co e 137Cs, sintetizzati successivamente alla sua scoperta, lo hanno sostituito anche in questi limitati impieghi perché più economici, più potenti o più sicuri. Come bromuro era usato in passato nelle vernici luminescenti per quadranti e lancette di orologi, sveglie e strumentazione varia. Oltre 100 ex-pittori di lancette di orologi, che usavano le loro labbra per fare la punta al pennello, morirono per le radiazioni: poco dopo, gli effetti nocivi delle radiazioni iniziarono ad essere pubblicizzati. Il radio venne usato nei quadranti delle sveglie fino agli anni '50. Gli oggetti verniciati con vernice al radio possono essere pericolosi ancora oggi e devono essere maneggiati con la dovuta cautela. Attualmente, per vernici luminescenti viene usato trizio al posto del radio. Mescolato al berillio è una sorgente di neutroni per esperimenti di fisica. Sotto forma di cloruro di radio si usa in medicina per produrre gas radon, utile per la terapia di alcuni tipi di tumore.

Effetti sull’ambiente e sulla salute umana Il radio è estremamente radioattivo ed il suo prodotto di decadimento iniziale, il radon, è un gas anch'esso radioattivo. Esso è naturalmente presente nell'ambiente in quanto costantemente prodotto dal decadimento radioattivo di uranio e torio. Si trova a livelli molto bassi nelle rocce e nel terreno e anche nell'aria. In alcune zone, nei pressi delle miniere, si hanno alte concentrazioni di radio in acqua. Ciò può provocare l’accumulo e la bio-amplificazione nel ciclo alimentare. Non esistono prove che l'esposizione ai bassi livelli naturali abbia effetti nocivi sulla salute umana. Tuttavia, l'esposizione a livelli elevati di radio può provocare rottura dei denti, anemia e cataratta. Quando l'esposizione al radio dura un lungo periodo di tempo può causare il cancro per l’effetto delle radiazioni gamma. Infatti, data la somiglianza chimica con il calcio, esso può sostituirlo nel tessuto osseo, dove la radioattività degrada il midollo e può indurre mutazioni nelle cellule ossee. Durante gli anni '30 si scoprì che i lavoratori esposti al radio nelle fabbriche che usavano vernice luminescente si ammalavano gravemente di anemia e cancro alle ossa: in seguito a queste evidenze cliniche l'uso del radio declinò rapidamente. L'aver maneggiato radio per anni è ritenuta la causa della prematura morte di Marie Curie. Il radio va conservato in un ambiente sufficientemente ventilato per evitare l'accumularsi del radon.

by nadia bagalà

Fonti: http://www.lenntech.it/periodica/elementi/ra.htm#ixzz0YT54uwK3 http://www.wikipedia.it/

Un verde tenue per un carattere aggressivo: il cloro

Proprietà generali.

Il cloro (dal greco chloros, "verde pallido"), è l’elemento chimico della tavola periodica con numero atomico 17 e simbolo Cl. È un alogeno, situato nel gruppo VIIA della tavola periodica (ovvero il 17, secondo la moderna classificazione). Il gas cloro è verde giallastro, due volte e mezzo più pesante dell'aria, ha un odore soffocante, estremamente sgradevole ed è molto velenoso. In condizioni standard ed in un ampio intervallo di temperature e pressioni il gas cloro è una molecola biatomica Cl2. Sotto forma di anione cloruro, Cl-, è un componente del comune sale da cucina (o cloruro di sodio, NaCl) e di molti altri composti, è molto abbondante in natura e necessario a quasi tutte le forme di vita, compreso l'organismo umano (il sangue umano è infatti una soluzione concentrata di anioni cloruro). Il cloro fu scoperto nel 1774 da Carl Wilhelm Scheele, che erroneamente però lo ritenne un composto dell'ossigeno. Fu battezzato cloro come elemento chimico nel 1810 da Humphry Davy, che lo riconobbe finalmente come tale. In natura il cloro si trova soltanto sotto forma di ione cloruro. I cloruri costituiscono la gran parte di tutti i sali sciolti nei mari e negli oceani della Terra; in effetti, l'1,9 % della massa di tutti gli oceani è dovuta agli ioni cloruro. Concentrazioni ancora più alte di cloruro si trovano nel Mar Morto e in depositi sotterranei. La gran parte dei cloruri è solubile in acqua, perciò i cloruri allo stato solido si trovano soltanto nelle regioni più aride o in giacimenti sotterranei profondi. Minerali comuni di cloro sono la halite (cloruro di sodio), la silvite (cloruro di potassio) e la carnallite (cloruro esaidrato di potassio e magnesio). Industrialmente, il cloro elementare è prodotto solitamente per elettrolisi di cloruro di sodio sciolto in acqua (salamoia). Insieme al cloro, il processo genera anche idrogeno e idrossido di sodio, secondo l'equazione chimica:

2NaCl + 2 H2O → Cl2 + H2 + 2 NaOH.

Il cloro può assumere gli stati di ossidazione −1, +1, +3, +5, o +7 corrispondenti agli anioni Cl− (cloruro), ClO− (ipoclorito), ClO2− (clorito), ClO3− (clorato), o ClO4− (perclorato). La massa atomica del cloro è 35,4527. I due principali isotopi stabili del cloro, 35Cl (75.77%) e 37Cl (24.23%), si trovano rispettivamente nella proporzione 3:1 e conferiscono al cloro un apparente peso atomico di 35,5. In natura è presente anche un isotopo radioattivo, il 36Cl, che rappresenta circa il 7×10-15 % del cloro totale.

Impieghi tecnologici e commerciali

Il cloro è un potente agente ossidante, sbiancante e disinfettante; è stato fra le prime armi chimiche impiegate su vasta scala, in forma gassosa, nel corso della prima guerra mondiale. L'industria del cloro costituisce una colonna portante dell'intera produzione chimica mondiale ed utilizza come fonte di cloro a basso costo il cloruro di sodio, un minerale praticamente inesauribile. I derivati clorurati vengono usati in una vasta gamma di processi per la produzione di ogni genere di prodotti, più di 10.000, che soddisfano le nostre necessità quotidiane. Si può certamente affermare che oltre il 95% di tutti i beni di largo consumo per la loro fabbricazione hanno in qualche modo utilizzato derivati organoclorurati. Il cloro si usa, infatti nella fabbricazione di molti oggetti di uso quotidiano, come carta, antisettici, tinture, alimenti, insetticidi, vernici, prodotti petroliferi, plastica (esempio PVC), medicinali, tessuti, solventi. Si usa come battericida (sotto forma di acido ipocloroso HClO, ipoclorito di sodio NaClO, clorito di sodio NaClO2) per la depurazione dell'acqua potabile e delle piscine. Anche piccoli depositi d'acqua potabile sono abitualmente trattati con questa sostanza. Il cloro rende infatti l’acqua sicura: il 90% dell’acqua potabile utilizzata nell’Europa occidentale è ottenuta per clorazione. La chimica organica sfrutta estesamente questo elemento come ossidante e per sostituire atomi di idrogeno nelle molecole, come nella produzione della gomma sintetica; il cloro infatti conferisce spesso molte proprietà utili ai composti organici con cui viene combinato. Altri usi sono la produzione di clorati, cloroformio, tetracloruro di carbonio e l'estrazione del bromo. Il cloro è stato il primo elemento chimico ad essere stato impiegato in forma organica nei rilevatori di neutrini solari. Sotto forma di composti come tetracloruro di carbonio, tricloroetilene, soluzione acquosa satura di cloruro di gallio, è usato per lo studio dei "neutrini elettronici solari". Si è visto infatti che l'atomo di cloro, colpito da un neutrino si trasforma in argon (gas) ed emette un elettrone. Questo elettrone viene rilevato dai fotomoltiplicatori e la sua energia, direzione, ecc. studiate per trarne informazioni. È possibile che la quantità di argon presente nell'atmosfera (nella quale è presente come "gas raro", ovvero a bassa concentrazione) sia venuta a formarsi in ere preistoriche, per azione del bombardamento neutrinico solare del cloro presente nelle acque degli oceani o emesso dalle eruzioni vulcaniche.

Importanza biologica ed effetti sulla saluta umana

A causa della sua forte natura ossidante, il cloro elementare, allo stato gassoso, irrita le mucose e il sistema respiratorio, soprattutto in bambini e anziani, e allo stato liquido provoca ustioni cutanee. L'odore di cloro viene avvertito a concentrazioni di 3.5 ppm, ma la concentrazione letale è di circa 1000 ppm o più. L'esposizione a questo gas non dovrebbe quindi superare concentrazioni di 0.5 ppm. L'esposizione acuta ad alte (ma non letali) concentrazioni di cloro può dare luogo a edema polmonare, una condizione molto dolorosa. Un’esposizione cronica a bassi livelli di cloro indebolisce i polmoni, rendendoli vulnerabili ad altre malattie. In ambiente domestico, il cloro si sviluppa quando l'ipoclorito di sodio (o candeggina) viene miscelata con l'acido muriatico. Per contatto tra candeggina ed urina (urea), ammoniaca o altri prodotti sbiancanti possono svilupparsi vapori tossici contenenti gas cloro o tricloruro di azoto. Come ione cloruro (Cl-) è invece essenziale per piante ed animali. Nell’uomo il cloro è il decimo elemento più abbondante tra i 15 che compongono il 99,5% del corpo umano. I composti clorurati sono presenti nel sangue, nella pelle e nei denti e, sotto forma di acido cloridrico, nel nostro apparato digerente (succhi gastrici).

by samantha canino & mietta capicotto

Fonti: http://www.wikipedia.it/ , http://www.webelements.com/ , http://www.cloro.org/

Un nome curioso per un elemento: lo stronzio

Proprietà generali

Lo stronzio -Sr- è l'elemento chimico di numero atomico 38. Appartiene al II gruppo, dei metalli alcalino-terrosi e si presenta come un metallo tenero, argenteo, bianco o leggermente giallo (se ricoperto di una leggera patina di ossido). Come gli altri elementi del suo gruppo, è estremamente reattivo. In natura costituisce in media lo 0,034% di tutta la roccia eruttiva ed è trovato principalmente come celestite (SrSO4) o stronzianite (SrCO3). Le zone estrattive principali sono la Gran Bretagna, il Messico, la Turchia e la Spagna. Le sue proprietà fisiche-chimiche sono simili al calcio ed al bario. A causa della sua estrema reattività all'aria e all’acqua, questo elemento in natura è sempre combinato con altri. Ridotto in polvere fine, prende fuoco spontaneamente in presenza di aria per produrre sia ossido di stronzio che nitruro di stronzio. In natura, lo stronzio presenta quattro isotopi: 84Sr (0,56 %), 86Sr (9,86 %), 87Sr (7,0 %) e 88Sr (82,58 %). Solo l'isotopo 87 proviene da un decadimento radioattivo; è infatti il prodotto di decadimento di 87Rb che ha un'emivita di 48 milioni e 800 mila anni. Vi sono quindi due fonti di 87Sr: quello prodotto durante la nucleosintesi primordiale insieme agli altri isotopi (84, 86, 88) e quello formato dal decadimento di 87Rb. Lo stronzio metallico si può ottenere per elettrolisi di una miscela fusa di cloruro di stronzio e cloruro di potassio, con riduzione dello ione Sr(+2) e ossidazione dello ione cloruro a cloro elementare. Lo stronzio metallico ha tre forme allotropiche, i cui punti di transizione di fase sono a 235 °C e a 540 °C.

Impieghi tecnologici e commerciali dei composti dello stronzio

Il nitrato di Sr - Sr(NO3)2 – è impiegato nella fabbricazione di fuochi artificiali, alla cui luce impartisce un bel colore rosso brillante, nei fumi e nei razzi di avvertimento. In piccola quantità è usato come degasatore nelle valvole elettroniche per rimuovere le ultime tracce di aria. Il suo ossido- SrO- è invece usato nella fabbricazione di vetri speciali per gli schermi dei televisori. Il titanato di stronzio, grazie al suo indice di rifrazione estremamente elevato ed al suo potere disperdente, superiore a quello del diamante, viene usato in applicazioni ottiche; trova impiego anche come gemma, benché raramente, perché fragile e facilmente soggetto ad abrasioni; Il cloruro di stronzio è a volte usato nella formula di dentifrici per denti sensibili e nella produzione di materiali termoplastici come la plastoferrite. Anche se lo stronzio-90 è un isotopo radioattivo pericoloso, è un utile sottoprodotto dei reattori nucleari. La sua radiazione ad alta energia può infatti essere usata per generare una corrente elettrica e per questo motivo può essere usata nei veicoli spaziali, nelle stazioni meteorologiche a distanza, in boe per la navigazione.

Effetti sull'ambiente e sulla salute umana

I composti dello stronzio che sono insolubili in acqua possono diventare solubili in acqua, in conseguenza di reazioni chimiche. I composti solubili in acqua rappresentano una maggiore minaccia per la salute umana. Per fortuna le concentrazioni in acqua potabile sono di solito abbastanza basse. Le persone possono essere esposte a bassi livelli di stronzio (radioattivo) respirando aria o polvere, mangiando alimenti, bevendo acqua, o attraverso il contatto con terreno contenente stronzio. E' più probabile che entriamo in contatto con lo stronzio attraverso cibo e acqua. Le concentrazioni di stronzio negli alimenti contribuiscono alla concentrazione di stronzio nel corpo umano. Gli alimenti che contengono concentrazioni significativamente alte di stronzio sono cavoli (45 ppm), cipolle (50 ppm) lattuga (74 ppm), grano, ortaggi freschi e latticini. Per la maggior parte delle persone, l'assorbimento dello stronzio è moderato. L'unico composto dello stronzio che è considerato un pericolo per la salute umana, anche in piccola quantità, è il cromato di stronzio. Il cromo tossico che esso contiene costituisce la causa principale di ciò. Il cromato di stronzio può causare il cancro polmonare, ma i rischi di esposizione sono stati notevolmente ridotti dalle procedure di sicurezza delle aziende, di modo che non costituisce più un grave rischio per la salute. Nei bambini, l'assorbimento di alte concentrazioni di stronzio, dell'ordine di migliaia di ppm, può causare problemi allo sviluppo delle ossa. Lo stronzio radioattivo costituisce un rischio maggiore per la salute rispetto allo stronzio stabile. Quando l'assorbimento è molto alto, può causare anemia ed a concentrazioni estremamente alte è anche noto causare il cancro in conseguenza del danneggiamento del materiale genetico delle cellule.

by giusi concolino e grazia mensica

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