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Oro

Oro

L'oro è l'elemento chimico di numero atomico 79. Il suo simbolo è Au. È un metallo di transizione tenero, pesante, duttile, malleabile di colore giallo: l'oro e il rame sono gli unici due metalli colorati in natura. Inattaccabile dalla maggior parte dei composti chimici, viene corroso dal cloro, dal fluoro e dall'acqua regia e dall'acqua ossigenata. Si trova allo stato nativo sotto forma di pepite, grani e pagliuzze nelle rocce e nei depositi alluvionali. Viene usato per coniare monete ed è uno standard monetario per molte nazioni. Si usa inoltre in odontoiatria, gioielleria e nell'industria elettronica. Il suo codice ISO come valuta è XAU.

Caratteristiche

L'oro è un metallo di colore giallo in massa, ma che può assumere anche una colorazione rossa, violetta e nera quando è finemente suddiviso o in soluzione colloidale. È il metallo più duttile e più malleabile noto; un grammo d'oro può essere battuto in una lamina la cui area è un metro quadrato. È un metallo tenero e per questo viene lavorato in lega con altri metalli per conferirgli una maggiore resistenza meccanica. L'oro è anche un ottimo conduttore di elettricità, inferiore solo al rame e all'argento, e non viene intaccato né dall'aria né dalla maggior parte dei reagenti chimici. Sostanzialmente inalterabile all'ossigeno, all'umidità, al calore, agli acidi ed agli alcali caustici, viene intaccato dagli alogeni e sciolto dall'acqua regia. Da sempre la sua elevata inerzia chimica ne ha fatto un materiale ideale per il conio di monete e per la produzione di ornamenti e gioielli. Si trova allo stato nativo, spesso accompagnato da una frazione di argento compresa tra l'8% ed il 10%. Al crescere del tenore di argento il colore del metallo diviene più bianco e la sua densità diminuisce. L'oro si lega con molti altri metalli; le sue leghe col rame sono rossastre, con il ferro sono verdi, con l'alluminio sono violacee, col platino sono bianche, col bismuto e l'argento sono nerastre. Gli stati di ossidazione più frequenti che l'oro assume nei suoi composti sono +1 (sali aurosi) e +3 (sali aurici). Gli ioni dell'oro vengono facilmente ridotti e precipitati come oro metallico per addizione di praticamente qualsiasi altro metallo. Il metallo aggiunto si ossida e si scioglie facendo precipitare l'oro metallico.

Applicazioni

L'oro puro è troppo tenero per poter essere lavorato normalmente; viene indurito legandolo ad altri metalli, rame e argento sopra tutti. L'oro e le sue leghe sono usati in gioielleria, nel coniare monete e sono uno standard di cambio valutario per molte nazioni. Per via della sua resistenza alla corrosione ed alle sue notevoli propietà elettriche ha trovato sempre più spazio anche in applicazioni industriali. Tra gli altri usi:
- l'oro può essere tirato in fili ed inserito in tessuti ed ornamenti;
- svolge funzioni critiche in molti computer, apparecchi per telecomunicazioni, motori jet e numerose applicazioni industriali;
- trova ampio uso come materiale di rivestimento delle superfici di contatti elettrici, per garantirne la resistenza alla corrosione nel tempo;
- realizzazione di otturazioni e ponti in odontoiatria;
- in sospensione colloidale trova impiego per la pittura delle ceramiche ed è oggetto di studio per applicazioni biologiche e mediche;
- l'acido cloroaurico trova uso in fotografia per far virare l'immagine prodotta dai sali d'argento;
- l'aurotiomaleato di disodio è un farmaco per la cura dell'artrite reumatoide;
- l'isotopo radioattivo ¹⁹⁸Au (emivita: 2,7 giorni) è usato in alcune terapie anti-tumorali;
- l'oro è usato per rivestire campioni biologici da osservare sotto un microscopio elettronico a scansione;
- una medaglia d'oro è il premio assegnato al vincitore di moltissime competizioni e concorsi, non ultimi le Olimpiadi ed il Premio Nobel;
- l'oro è usato come rivestimento protettivo di molti satelliti artificiali, data la sua elevata capacità di riflettere sia la luce visibile che quella infrarossa;
- l'oro metallico è usato come ingrediente in alcune ricette di alta cucina; non avendo praticamente alcuna reattività non altera i sapori;
- l'oro bianco - una lega con platino, palladio, nichel o zinco - funge da sostituivo del platino in alcune applicazioni ed in gioielleria; - inoltre l'oro bianco è il metallo in assoluto con il più basso valore del coefficiente di dilatazione termica.
- l'oro verde (in lega con l'argento) e l'oro rosso (in lega col rame) sono usati in gioielleria.

Storia

L'oro (in sanscrito jval, in greco χρυσος [khrusos], in latino aurum cioè "alba scintillante", in antico anglosassone gold, in cinese 金 [jīn]) è noto e molto apprezzato dagli uomini fin dalla preistoria. È possibile che sia stato il primo metallo mai usato dall'uomo, anche prima del rame, per ornamenti, gioielli e rituali. L'oro viene descritto in geroglifici egiziani del 2600 AC, in cui il re Tushratta dei Mitanni dichiarava che fosse "comune come la polvere" in Egitto. L'Egitto e la Nubia avevano infatti risorse tali da renderli i maggiori produttori d'oro per la maggior parte della storia antica. L'oro è anche menzionato molte volte nell'Antico Testamento. La parte sudorientale del Mar Nero è famosa per le sue miniere d'oro, sfruttate fin dai tempi di Mida: questo oro fu fondamentale per l'inizio di quella che fu probabilmente la prima emissione di monete metalliche in Lidia, fra il 643 e il 630 AC. L'esplorazione europea delle americhe fu spinta in non piccola parte dai resoconti dei primi esploratori che narravano della gran quantità di monili d'oro indossati dalle popolazioni native, soprattutto in America Centrale, Peru e Colombia. L'oro è stato a lungo considerato uno dei metalli più preziosi, e il suo valore è stato usato come base per le valute di molti stati (sistema noto come il Gold standard) in vari periodi storici. L'oro è inoltre simbolo di purezza, valore, lealtà, e particolari ruoli che combinano queste qualità. Nell'antichità l'oro era relativamente facile da ottenere, tuttavia il 75% di tutto l'oro mai prodotto è stato estratto dopo il 1910: [http://www.goldsheetlinks.com/production2.htm]. Si stima che se tutto l'oro raffinato del mondo venisse messo insieme in un solo pezzo, formerebbe un cubo di di 20 metri (66 piedi) di lato. A causa del suo alto valore, gran parte dell'oro estratto nel corso della storia è tuttora in circolazione, in qualche forma. Lo scopo principale degli alchimisti era di produrre l'oro da altre sostanze, come il piombo - presumibilmente tramite una mitica sostanza chiamata pietra filosofale. Sebbene non abbiano avuto successo nei loro intenti, l'alchimia promosse un interesse nella trasformazione delle sostanze che pose le basi per lo sviluppo della chimica moderna. Il simbolo alchemico per l'oro era un cerchio con un punto nel centro, che è anche il simbolo astrologico, il simbolo geroglifico e l'ideogramma cinese per indicare il sole (日). Per quanto riguarda i tentativi moderni di ottenere artificialmente l'oro, vedere sintesi dell'oro. Nel XIX secolo esplosero diverse corse all'oro ogni volta che veniva individuato un nuovo bacino aurifero: ci furono corse all'oro in California, Colorado, Otago centrale, Australia, Witwatersrand, Black Hills e nel Klondike.

Valore commerciale

Klondike Come gli altri metalli preziosi, l'oro è quotato al grammo o all'oncia. Quando è in lega con altri metalli, la sua purezza è misurata in carati con una scala che fissa a 24 carati l'oro puro. Un altro modo comune di indicarne la purezza è l'uso di un valore compreso tra zero e uno a tre cifre decimali o una frazione in millesimi (18 carati ≡ 18/24 ≡ 0,750 ≡ 750/1000 ≡ 75%) Il prezzo dell'oro è fissato dai mercati, tuttavia dal 1919 la borsa di Londra stabilisce due volte al giorno un prezzo di riferimento (il cosiddetto fixing dell'oro). Storicamente l'oro è stato impiegato per supportare le valute in un sistema economico basato sul gold standard, in cui il valore di ogni valuta è stabilito equivalente ad una certa quantità di oro. Come parte di questo sistema, i governi e le banche centrali tentarono di controllare il prezzo dell'oro fissandone le parità con le valute. Per un lungo periodo gli Stati Uniti fissarono il prezzo dell'oro a 20,67 $/oncia (0,66456 $/g) che poi elevarono a 35 $/oncia (1,12527 $/g) nel 1934. Nel 1961 mantenere questo prezzo era diventata un'impresa difficile; le banche centrali statunitense ed europee iniziarono a coordinare le loro azioni per mantenere il prezzo stabile contro le forze di mercato. Il 17 marzo 1968 le circostanze economiche causarono il fallimento di questi sforzi congiunti; venne introdotto un doppio regime che fissava il prezzo dell'oro a 35 $/oncia per le transazioni valutarie internazionali, lasciandolo però libero di fluttuare per quanto concerneva gli scambi tra privati. Questo doppio regime fu abbandonato nel 1975, quando il prezzo dell'oro fu lasciato libero di variare in accordo alle leggi di mercato. Le banche centrali possiedono ancora oggi riserve auree a garanzia del valore delle proprie valute, anche se il volume globale di queste riserve è andato via via calando(causa la progressiva coniazione di moneta in assenza di controvalore aureo o di qualnque altro metallo). Dal 1968 il prezzo dell'oro sui mercati ha subito ampie oscillazioni, con un record massimo di 850 $/oncia (27,3 $/g) il 21 gennaio 1980 ed un minimo di 252,90 $/oncia (8,131 $/g) il 21 giugno 1999 (fixing di Londra). Il prezzo è salito a 420 $/oncia (8,131 $/g) nel 2004 a causa della svalutazione del dollaro statunitense; il prezzo dell'oro in altre valute - ad esempio l'euro - ha subito nello stesso periodo un aumento inferiore, comunque consistente, al 10% dalla quota di 330 €/oncia (10,6 €/g). La massa di dollari attualmente circolante esclude la possibilità di un ritorno a livello internazionale a un sistema valutario di cambi fissi. Per via del suo uso come riserva valutaria, a volte nella storia il possesso privato dell'oro è stato regolamentato o bandito. Negli Stati Uniti il possesso privato di oro - fatta eccezione per la gioielleria ed il collezionismo numismatico - fu illegale dal 1933 al 1975. L'oro costituisce a volte parte di un investimento finanziario, data la stabilità del suo valore commerciale a lungo termine; proprio per questa stabilità la speculazione sull'oro diventa particolarmente appetibile quando la fiducia in una valuta viene meno e quando il valore di una valuta è soggetto ad iperinflazione. Il prezzo dell'oro è anche alla base di futures con cui si specula sul suo ipotizzato valore futuro.

Disponibilità

Per via della sua relativamente elevata inerzia chimica, l'oro si trova principalmente allo stato nativo o legato ad altri metalli. Spesso si presenta in forma di granelli e pagliuzze, tuttavia a volte si trovano anche agglomerati piuttosto grossi, detti pepite. I granelli appaiono inclusi in minerali o sulle superfici di separazione tra cristalli di minerali. L'oro si trova associato al quarzo, spesso in filoni, e ai solfuri minerali. I solfuri cui si associa più spesso sono la pirite, la calcopirite, la galena, la sfalerite, l'arsenopirite, la stibnite e la pirrotite. Meno frequentemente è associato alla petzite, alla calaverite, alla silvanite, alla muthmannite, alla nagyaghite ed alla krennerite. L'oro è distribuito ampiamente in tutta la crosta terrestre, con una concentrazione media di 0,03 ppm (0,03 grammi per tonnellata). Giacimenti di minerali d'oro si trovano nelle rocce metamorfiche e nelle rocce ignee, da cui si formano per dilavamento i giacimenti di oro alluvionale. La principale fonte dell'oro è rappresentata dalle rocce ignee e dai depositi alluvionali. Un giacimento generalmente necessita di quache processo di arricchimento per poter diventare commercialmente sfruttabile: o un processo chimico o fisico quali l'erosione o lo scioglimento o un più generale metamorfismo, con cui si concentra l'oro disperso nei solfuri o nel quarzo. I più comuni giacimenti primari sono detti filoni o vene. I giacimenti primari vengono erosi e dilavati dalle intemperie; l'oro viene trascinato a valle formando depositi alluvionali. Un altro tipo di giacimento è quello associato a scisti e rocce calcaree sedimentarie, che contengono tracce d'oro e di altri metali del gruppo del platino finemente disperse. Nell'acqua marina l'oro è presente in concentrazioni variabili tra 0,1 e 2 milligrammi per tonnellata (0,1 - 2 ppb).

Produzione

L'estrazione dell'oro dai suoi minerali diventa economicamente conveniente quando la concentrazione del metallo è superiore a 0,5 ppm (0,5 grammi per tonnellata); nelle grandi miniere a cielo aperto la concentrazione tipica è compresa tra 1 e 5 ppm; per i minerali scavati in miniere sotterranee, la concentrazione media è circa 3 ppm. Per essere visibile a occhio nudo in un suo minerale l'oro deve avere una concentrazione di circa 30 ppm, questo spiega perché perfino nelle miniere d'oro è poco frequente vederlo. ppb L'oro è estratto dai depositi alluvionali per dilavamento e dai minerali rocciosi per metallurgia estrattiva. Spesso la raffinazione del metallo si accompagna alla clorurazione o all'elettrolisi. Per ora la concentrazione di oro nelle acque marine è troppo esigua per essere economicamente conveniente. Sin dal 1880 lo stato del Sudafrica è stato la fonte di circa due terzi dell'oro estratto nel mondo. La città di Johannesburg è stata costruita alla sommità di uno dei più grandi giacimenti del mondo. I giacimenti negli stati sudafricani dell'Orange e del Transvaal sono invece tra le miniere più profonde del mondo. La guerra Boera del 1899-1901 tra i boeri e i britannici fu in parte dovuta ai diritti di sfruttamento ed ai contenziosi aperti sulle proprietà delle miniere sudafricane. Tra gli altri maggiori produttori figurano il Canada, gli Stati Uniti - principalmente in South Dakota e Nevada - e l'Australia - principalmente nello stato dell'Australia Occidentale.

Composti e isotopi

Benché sia considerato un metallo nobile, perché resistente a molti agenti corrosivi e relativamente interte dal punto di vista chimico, l'oro può formare diversi composti. Il cloruro aurico (AuCl₃) e l'acido cloroaurico (HAuCl₄) sono i più comuni tra essi. Il numero di ossidazione dell'oro nei suoi composti può essere +1 (composti aurosi) o +3 (composti aurici). In condizioni drastiche e con reattivi energici, l'oro può anche assumere numero di ossidazione +5 - il pentafluoruro di oro AuF₅ - e l'insolito (per un metallo) -1. Questi ultimi composti, che contengono l'anione Au^- sono detti aururi; sono noti l'aururo di cesio, CsAu, di rubidio, RbAu, e di tetrametilammonio (CH₃)₄N⁺Au^-. Altri composti noti sono
- gli alogenuri d'oro (fluoruri, cloruri, bromuri e ioduri)
- i calcogenuri d'oro (ossidi, solfuri, selenuri, tellururi)
- l'idrazide aurosa, AuN₂H₄, una polvere esplosiva color verde scuro, nota nell'antichità come aurum fulminans. Gli atomi di oro possono aggregrarsi in cluster. Presente in natura in ben 30 isotopi (da ⁷⁵Au a ²⁰⁴Au), solo ¹⁹⁷Au è stabile. Gli altri sono tutti radioattivi ed il più stabile di essi è ¹⁹⁵Au, la cui emivita è di 186 giorni.

Precauzioni

Il corpo umano non assorbe bene l'oro, quindi i suoi composti non sono normalmente considerato molto tossici. Sono stati tuttavia riscontrati danni al fegato e ai reni di malati di artrite curati con farmaci a base di oro. L'oro è ampiamente usato in odontoiatria ed è considerato uno dei materiali di otturazione più sicuri.

Voci correlate

odontoiatria
- Oro alluvionale
- Corsa all'oro
- Oro nero
- Oro (colore)

Citazioni letterarie

- All'oro è dedicato uno dei racconti de "Il sistema periodico" di Primo Levi.

Collegamenti esterni

in inglese
- [http://periodic.lanl.gov/elements/79.html Los Alamos National Laboratory – Gold]
- [http://www.infoplease.com/ce6/sci/A0821152.html The Columbia Electronic Encyclopedia, 6th ed]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Au/index.html WebElements.com – Gold]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Au.html EnvironmentalChemistry.com – Gold]
- [http://mineral.galleries.com/minerals/elements/gold/gold.htm Mineral Galleries - Native Gold]
- [http://www.1849.org/ Gold, Greed & Genocide]
Categoria:Elementi_chimici categoria:metalli ja:金 ms:Emas simple:Gold th:ทองคำ

Elemento chimico

Un elemento chimico è una sostanza pura costituita da un unico tipo di atomi, quelli che appunto lo caratterizzano e si distinguono da quelli degli altri elementi per il numero atomico (Z).
Gli elementi possono presentarsi in diverse forme:
- sotto forma monoatomica: i gas nobili ( He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn).
- sotto forma molecolare: alcuni esempi sono H₂, N₂, O₂, O₃, F₂, P₄, S₈, Cl₂, Br₂, I₂.
- sotto forma di insieme continuo (cristallino o amorfo) di atomi legati in modo covalente: per esempio C, Si, B, Sb.
- sotto forma metallica: la maggior parte degli elementi sono metalli, alcuni esempi sono il ferro, il sodio, l'oro, il calcio, l'uranio Lo stesso elemento può esistere in diverse forme allotropiche come il diamante e la grafite, nei quali il carbonio possiede strutture cristalline diverse, oppure l'ossigeno diatomico O₂ e l'ozono O₃, che differiscono per la struttura molecolare.
Gli elementi vengono armoniosamente classificati nella tavola periodica, uno strumento di sintesi estremamente potente.
Gli atomi dello stesso elemento possono differire per il numero di massa (A), ossia per il numero di nucleoni. Tali varietà sono dette isotopi, in quanto occupano lo stesso posto nella tavola periodica.
Gli elementi rinvenuti sulla Terra sono 90 di cui 81 hanno almeno un isotopo stabile, al momento ne sono stati preparati artificialmente altri 24, quindi in totale sono noti 114 elementi. Si riporta di seguito una tabella che raccoglie alcune informazioni sugli elementi, elencati per numero atomico; per un elenco in ordine alfabetico si veda la relativa categoria.

Voci correlate

- Scoperta degli elementi chimici Categoria:Chimica ja:元素 ko:화학 원소 ms:Unsur kimia simple:Element th:ธาตุเคมี

Metalli di transizione

Un metallo di transizione è uno dei trenta elementi chimici di numero atomico dal 21 al 30, dal 39 al 48 e dal 71 all'80: questo nome viene dalla loro posizione nella tavola periodica degli elementi. In questi elementi gli orbitali di tipo d si riempiono progressivamente attraverso ciascun periodo. Chimicamente, gli elementi di transizione sono definiti come gli elementi che formano almeno uno ione con un sottoguscio d parzialmente riempito di elettroni.

Configurazione elettronica

Gli elementi del gruppo principale (elementi da 1 a 20), precedenti all'apparizione degli elementi di transizione nella tavola periodica, non hanno elettroni negli orbitali d ma solo in quelli s e p (tuttavia si pensa che gli orbitali d vuoti sotto gli s e p del periodo superiore giochino un ruolo importante nel determinare alcune proprietà di certi elementi del blocco d, come silicio, fosforo e zolfo). Dallo Scandio allo Zinco, gli elementi del blocco d riempiono i loro orbitali d lungo il periodo: con l'eccezione di cromo e rame, tutti gli elementi del blocco d hanno due elettroni nei loro orbitali s esterni, anche quelli con gli orbitali 3d incompleti.
Questo è insolito: in genere gli orbitali più bassi vengono riempiti prima di quelli più esterni. Il fatto è che negli elementi del blocco d gli orbitali s sono ad una energia più bassa rispetto a quelli d, e visto che gli atomi tendono sempre a restare nello stato di energia più bassa, gli s vengono riempiti prima. Le due eccezioni a questa regola (rame e cromo) sono tali a causa di una repulsione fra elettroni, per cui uno di questi viene spostato nell'orbitale d esterno: distribuire gli elettroni fra gli orbitali s e d, in questo caso, costa meno energia che tenerli tutti e due nell'orbitale s. Non tutti gli elementi del blocco d sono metalli di transizione: scandio e zinco, secondo la definizione chimica data sopra, non lo sono. Lo scandio ha un solo elettrone nel suo orbitale d e due nell'orbitale s, e l'unico ione dello scandio è (Sc³⁺), che non ha elettroni nel suo orbitale d. Discorso simile per lo zinco, il cui unico ione Zn²⁺ ha l'orbitale s vuoto ma l'orbitale d pieno.

Proprietà chimiche

Gli elementi di transizione tendono ad avere una resistenza meccanica molto alta, soprattutto a trazione; inoltre hanno in genere punti di fusione ed ebollizione molto alti. Come molte altre proprietà, queste sono dovute alla capacità degli elettroni dell'orbitale d di delocalizzarsi e viaggiare liberamente attraverso la matrice metallica, formando un gas di elettroni: più elettroni sono condivisi tra i nuclei, migliori sono le caratteristiche meccaniche del metallo. Gli elementi di transizione hanno quattro proprietà comuni, che sono caratteristiche:
- Formano composti colorati.
- Hanno più stati di ossidazione diversi.
- Sono dei buoni catalizzatori.
- Formano complessi

Stati di ossidazione variabili

Confrontati con gli elementi del gruppo II come il calcio, gli elementi di transizione formano ioni con una ampia gamma di stati di ossidazione diversi: possono perdere fino a nove elettroni, mentre gli ioni calcio in genere non ne perdono più di due. La ragione di questo fatto si può capire studiando l'entalpia di ionizzazione di entrambi i gruppi. L'entalpia di ionizzazione del calcio è bassa finchè si rimuovono i due elettroni dell'orbitale s esterno, ma per il terzo ed i successivi è altissima: lo ione Ca³⁺ ha una entalpia così alta che è estremamente raro in natura. Viceversa, un elemento di transizione come il Vanadio ha una entalpia di ionizzazione che cresce in modo approssimativamente lineare, grazie alla piccola differenza di energia fra gli orbitali 3s e 4d: perciò non è raro trovare, nei loro composti, i metalli di transizione in stato altamente ionizzato. Si possoo riconoscere certi schemi di comportamento lungo i periodi degli elementi di transizione:
- Il numero di stati di ossidazione aumenta fino al gruppo del Manganese, poi inizia a diminuire per l'aumentare dell'attrazione dei protoni del nucleo, che rende più difficile ionizzare gli atomi.
- Quando gli elementi sono in stati di ossidazione bassi, possono esere trovati come ioni liberi. Di solito in stati di ossidazione più alti sono sempre parte di composti covalenti con altri elementi fortemente elettronegatvi, come ossigeno o fluoro; spesso formano anioni. Proprietà di stabilità degli stati di ossidazione:
- Gli stati di ossidazione più alti diventano sempre meno stabili lungo il periodo.
- Gli ioni in elevato stato di ossidazione sono dei buoni ossidanti, mentre in basso stato di ossidazione diventano in genere riducenti.
- Gli ioni 2+ iniziano il periodo come forti riducenti, e diventano sempre più stabili.
- Gli ioni 3+ iniziano il periodo come molto stabili e diventano ossidanti sempre più forti.

Attività catalitica

I metalli di transizione formano buoni catalizzatori omogenei o eterogenei, per esempio il Ferro è il catalizzatore per la produzione di ammoniaca con il processo Haber. Il Nichel o il platino sono usati nella idrogenazione degli alcheni.

Composti colorati

Noi percepiamo i colori come frequenze variabili nello spettro elettromagnetico della luce visibile: colori diversi sono il risultato della variazione nella composizione della luce dopo che questa è stata riflessa o rifratta dalle sostanze che ha colpito. A causa dela loro struttura particolare, i metalli di transizione formano una vasta gamma di ioni e complessi colorati: i loro colori variano anche fra diversi ioni di uno stesso elemento, per esempio il tetrossido di manganese (MnO₄^-, Mn in stato di ossidazione 7+) è viola, mentre lo ione Mn²⁺ è rosa pallido. La formazione di complessi può giocare un ruolo nella determinazione del colore del composto di un metallo di transizione. Questo per l'effetto della coordinazione sul sottoguscio 3d: gli atomi coordinati deformano gli orbitali 3d e li dividono in gruppi con energia diversa. La luce che colpisce un atomo in questo stato viene assorbita selettivamente a seconda della sua frequenza, spostando gli elettroni da uno all'altro dei due gruppi di orbitali 3d. Il colore di n complesso dipende da:
- La natura dello ione metallico, per la precisione dal numero di elettroni negli orbitali d.
- Il tipo di coordinazione attorno allo ione (per esempio gli isomeri geometrici possono avere colori diversi).
- La natura degli atomi coordinati che circondano lo ione. Più forte è la coordinazione e maggiore è la differenza energetica fra i gruppi 3d superiori e inferiori. I complessi formati dallo zinco sono incolori, perché gli orbitali 3d sono pieni e nessun elettrone può spostarsi da un gruppo all'altro.

Voci correlate

- Tavola periodica
- Nonmetallo
- Metallo
- Metalloide Categoria:Gruppi della tavola periodica Categoria:Chimica ja:遷移元素 th:โลหะทรานซิชัน

Rame

Il rame è l'elemento chimico di numero atomico 29. Il suo simbolo è Cu. Con ogni probabilità il rame è il metallo che l'umanità usa da più tempo: sono stati ritrovati oggetti in rame datati 8700 avanti Cristo. Gli antichi greci lo chiamavano Chalkos, da cui deriva il prefisso calco- adottato dai mineralogisti e dai chimici moderni per designare alcuni minerali contenenti rame. Il suo nome italiano invece deriva dal latino parlato aramen (parola già attestata nel 950) per il tardo aeramen, un derivato della voce latina aes che significa rame, bronzo ed è un nome conservato in altre lingue di origine indoeuropea.
Solo più tardi sostituito (Plinio) dalla parola cuprum = rame, bronzo di Cipro. È da questa parola, infatti, che deriva il simbolo chimico dell'elemento, perché in epoca romana la maggior parte del rame era estratta dall'isola di Cipro, realtà che veniva sottolineata con il termine aes Cyprium = rame, bronzo di Cipro.
In epoca romana infatti non si faceva alcuna differenza tra il rame puro e il bronzo, la sua lega più importante.

Caratteristiche

Il rame è un metallo rosato o rossastro (rame e oro sono gli unici due metalli colorati in natura), di conducibilità elettrica e termica elevatissime, superate solo da quelle dell'argento; è molto resistente alla corrosione e non è magnetico. È facilmente lavorabile, estremamente duttile e malleabile; può essere facilmente riciclato e i suoi rottami hanno un alto valore di recupero; si combina con altri metalli a formare numerose leghe metalliche (si calcola che se ne usino almeno 400), le più comuni sono il bronzo e l'ottone; tra le altre, anche i cupronichel e i cuprallumini (detti anche bronzi all'alluminio). Inoltre il rame è batteriostatico, cioè combatte la proliferazione dei batteri sulla sua superficie. I due più comuni stati di ossidazione del rame sono +1 (ione rameoso, Cu⁺¹) e +2 (ione rameico, Cu⁺²).

Applicazioni

Per le sue doti il rame è diffuso nell'impiantistica idrotermosanitaria, nella rubinetteria, nelle attrezzature per la nautica, nell'elettrotecnica e nell'elettronica, in lattoneria e in architettura, nella monetazione, nell'artigianato e nell'oggettistica, nei trasporti, in edilizia e in molti altri settori. Gli usi più comuni sono:
- Fili e cavi elettrici, negli avvolgimenti di elettromagneti, motori elettrici e relè elettromeccanici;
- Tubature;
- Maniglie, pomelli e altre finiture di arredamento;
- Scultura: la Statua della Libertà, per esempio, contiene 81,3 tonnellate di rame;
- Nelle macchine a vapore;
- Parti di interruttori e collettori di corrente elettrica;
- Valvole termoioniche tubi a raggi catodici e i magnetron dei forni a microonde;
- Guide d'onda per apparati radio e radar a microonde;
- In leghe per il conio di monete;
- In cucina, per fare padelle e altre pentole;
- Buona parte delle posate da tavola (coltelli, forchette, cucchiai) contiene una percentuale di rame;
- L'argenteria Sterling, se deve poter essere usata a tavola, deve contenere una piccola percentuale di rame;
- Come parte di ceramiche, e in forma di sali per colorare il vetro;
- Strumenti musicali, soprattutto ottoni;
- Negli ospedali come superficie batteriostatica
- Sulla parti esterne sommerse delle navi per evitare che mitili e molluschi marini vi aderiscano;
- I suoi composti, come la soluzione di Fehling, hanno importanti usi in chimica;
- Il verderame (solfato di rame(II)) si usa come veleno e per depurare l'acqua. Il rame, puro e ridotto in fili, trova la sua maggiore applicazione per la produzione e l'utilizzo dell'energia elettrica (ma non per il trasporto: i cavi sospesi degli elettrodotti a media ed alta tensione non sono di rame ma di alluminio, per via della maggiore resistenza meccanica offerta da questo metallo) e nella manifattura dei circuiti stampati per elettronica. In architettura il rame è impiegato per eseguire tetti e coperture, gronde, scossaline, pluviali ed altri elementi di lattoneria. Questo metallo è apprezzato per il suo colore, che cambia nel tempo se esposto agli agenti atmosferici: prima imbrunisce, fino a diventare marrone scuro, poi con l'ossidazione diventa gradualmente verde. I tubi di rame vengono usati per trasportare acqua potabile, gas combustibili, gas medicali, acqua per il riscaldamento e fluidi per condizionamento e refrigerazione; infatti il rame è impermeabile ai gas, è facilmente piegabile, resiste alla corrosione e non invecchia se esposto alla radiazione solare. Grazie alla sua eccellente conduttività termica è uno dei materiali che rende più efficiente lo scambio di calore: per questo lo si utilizza negli scambiatori di calore, nei pannelli solari e nei pannelli radianti a parete e a pavimento. Il rame è molto usato dagli artigiani, dagli artisti e dai designer per il suo colore e la sua facile lavorabilità che lo rendono adatto per molti usi ornamentali: si può facilmente ricavarne piastre, cornici, medaglie e oggetti da arredamento. Il rame è usato per coniare monete fin dall'antichità: già Servo Tullio (IV sec. A.C.) ordinò di coniare monete di rame, le "pecuniae". Al giorno d'oggi le monete da 10, 20 e 50 centesimi e da 1 e 2 euro sono in lega di rame, mentre quelle da 1, 2 e 5 centesimi sono semplicemente di acciaio ramato esternamente. Un'automobile può contenere, a seconda del modello, dai 15 ai 28 kg di rame, che si trovano soprattutto nei cavi e nelle apparecchiature elettriche. Il rame, insieme ad alluminio e zinco, viene utilizzato anche in applicazioni tecnologicamente avanzate, come per esempio nelle leghe a memoria di forma, che assumono due forme diverse a seconda se sono al di sopra o al di sotto di una certa temperatura. Un'altra applicazione particolare è nel campo della superconduzione; nei materiali superconduttori ad alta temperatura la superconduzione è spesso dovuta all'esistenza di piani atomici paralleli di rame e ossigeno.

Storia

Il rame era già noto ad alcune delle più antiche civiltà di cui abbiamo testimonianze, la storia del suo impiego si stima vecchia di almeno 10.000 anni. Un gioiello in rame datato attorno all'8700 AC è stato trovato nel nord dell'Iraq. Segni di attività del raffinamento del rame a partire dai suoi ossidi minerali (la malachite e l'azzurrite) risalgono al 5000 AC, mille anni prima di quelli relativi all'uso dell'oro. Manufatti in rame e bronzo di origine sumera sono stati trovati in siti di città risalenti al 3000 AC ed alla stessa epoca risalgono pezzi prodotti con lega di rame e stagno dagli antichi egizi. Una piramide ospita un sistema di tubi di scarico in lega di rame vecchia di circa 5000 anni. L'uso del rame nella Cina antica risale al 2000 AC, la cui produzione di bronzo raggiunge l'eccellenza attorno al 1200 AC. In Europa, l'uso del rame è confermato dal ritrovamento delluomo del Similaun (noto anche come Ötzi), il fossile di un uomo risalente al 3200 AC rinvenuto sulle Alpi, la cui ascia ha una punta costituita da rame puro al 99,7%. L'elevato tenore di arsenico trovato nei suoi capelli fa presumere che tra le attività dell'uomo rientrasse anche quella di produrre il rame. L'uso del bronzo è stato talmente diffuso nella storia da dare il nome ad uno stadio dell'evoluzione della civiltà umana: l'età del bronzo. Il periodo di transizione tra il precedente neolitico e l'età del bronzo è chiamato calcolitico ed è contraddistinto dalla compresenza di utensili in pietra ed utensili in rame. L'ottone, una lega di rame e zinco, era già noto agli antichi greci e fu ampiamente utilizzato dai romani. Il rame è stato associato alla dea Venere nella mitologia e nell'alchimia per via del suo aspetto lucente, del suo uso nella produzione di specchi e per la sua principale zona estrattiva, l'isola di Cipro. Il simbolo usato dagli alchimisti per rappresentare il rame è identico a quello impiegato dagli astrologi per rappresentare il pianeta Venere.
Biologia
Il rame, anche se presente in tracce, è un metallo essenziale per la crescita e lo sviluppo del corpo umano. Gioca un ruolo importante all'interno del metabolismo: dalla normale attività del cervello, del sistema nervoso e cardiovascolare al trasporto del ferro e alla protezione delle cellule contro l'ossidazione. C’è bisogno del rame anche per rafforzare le ossa e assicurare il funzionamento del sistema immunitario Il rame si trova negli enzimi, che sono quelle proteine che aumentano la velocità di reazione delle reazioni chimiche all'interno delle cellule. Sono circa una trentina gli enzimi (e i co-enzimi, che sono altre proteine che aiutano gli enzimi) contenenti rame. Il rame, una volta assunto attraverso il cibo e l'acqua, viene assorbito dallo stomaco e dal primo tratto dellintestino; da qua passa nel sangue, legandosi ad una proteina, la ceruloplasmina e quindi portato verso il fegato e da qui distribuito ai vari organi. Si noti che il fegato ( il 'laboratorio chimico' del corpo umano) ha una delle maggiori concentrazioni di rame del corpo umano; oltretutto proprio il fegato svolge la funzione di regolare il contenuto di rame nel corpo umano attraverso un processo chiamato omeostasi. Il rame si trova un po’ ovunque nel corpo. Il rame è richiesto per la formazione e il mantenimento della mielina, lo strato protettivo che copre i neuroni; enzimi a base rame intervengono nella sintesi dei neurotrasmettitori, i messaggeri chimici che permettono le comunicazioni attraverso le cellule nervose. Il rame attraverso la superossido-dismutasi, combatte l'ossidazione cellulare, aiutando a neutralizzare i radicali liberi che altrimenti causerebbero danni alle cellule stesse. Il rame è importante anche per la pelle e lo scheletro. Infatti attraverso l'enzima tirosinasi catalizza la formazione della melanina e attraverso la lisil-ossidasi ha un ruolo importante nella formazione del collagene, che è la proteina principale che si trova nella nostra pelle. Oltretutto il collagene è presente anche nelle ossa: alcune ricerche evidenziano che fratture, anomalie scheletriche e osteoporosi sono più frequenti se vi è carenza di rame. Il rame è coinvolto nella funzionalità del sistema immunitario. La carenza di rame ha notevoli ripercussioni su certi tipi di cellule, come i macrofagi e i neutrofili. La funzionalità del sistema immunitario è stata studiata in bambini carenti di rame, prima e dopo la cura. È stato rilevato che la attività dei fagociti (cellule che inglobano materiale estraneo) è aumentata dopo l'assimilazione di rame. Oltre che per il collagene, la lisil-ossidasi entra in gioco anche per lelastina ed entrambi gli enzimi sono importanti per il cuore e i vasi sanguigni. Tra gli effetti collaterali dovuti alla carenza di rame si registrano anche l'ingrossamento cardiaco, le arterie con muscolatura liscia degenerata e aneurismi alle arterie ventricolari e coronariche. Il rame influenza anche il metabolismo del colesterolo: adulti sottoposti ad una dieta povera di rame hanno registrato un aumento dei livelli del colesterolo DLD (quello 'cattivo') e una diminuzione del colesterolo HDL (quello 'buono'). Basse assunzioni di rame influenzano negativamente il corretto metabolismo del glucosio e la pressione sanguigna. Il rame è anche necessario anche durante la gravidanza. Il feto dipende completamente dalla madre per il suo fabbisogno di rame. Il feto accumula rame alla velocità di 0,05 mg/giorno (soprattutto nell'ultimo trimestre) e alla nascita ha mediamente 15 mg di rame, di cui più della metà immagazzinata nel fegato. Queste riserve sono importanti nella primissima infanzia, quando l'assunzione di rame è relativamente bassa. Gran parte del restante rame si trova nel cervello. Per i neonati, il rame si trova nel latte materno. La concentrazione media di rame nel latte materno è 0,32 mg/litro; sebbene questa concentrazione sia più bassa rispetto al latte artificiale, il rame del latte materno viene assorbito meglio essendo maggiormente biodisponibile. A dimostrazione dell'importanza del rame, il latte artificiale per i neonati prematuri arriva a contenere fino a 1-2 mg/litro: questo è necessario poiché hanno avuto meno tempo per accumulare rame durante la gestazione. Si noti che non esistono malattie professionali legate al rame. Esistono invece solo due malattie genetiche, il morbo di Wilson e il morbo di Menkes. Il primo provoca la riduzione o la mutazione della ceruloplasmina in maniera tale che questa non è più in grado di trasportare il rame, che così si accumula negli organi. Il morbo di Menkes invece rappresenta l'incapacità del rame di essere assorbito dallintestino, provocando una forte carenza all'interno del corpo. Ecco in sintesi la funzione di alcuni enzimi in cui è presente il rame:
- Diammina-ossidasi: inattiva l'istidina rilasciata durante le reazioni allergiche e le poliammine coinvolte nella proliferazione cellulare.
- Monoamina-ossidasi: è importante per la degradazione della serotonina e per catecolammine come la epinefrina, la norepinefrina e la dopamina.
- Lisil-ossidasi: usa la lisina e l'idrossilisina che si trovano nel collagene e nell'elastina per produrre le reticolazioni necessarie per lo sviluppo dei tessuti connettivi delle ossa, denti, pelle, polmoni e sistema vascolare.
- Ferrosidasi: sono gli enzimi che si trovano nel plasma, con la funzione di ossidare gli ioni ferrosi e facilitare il legame del ferro alla transferrina (la molecola che lega e trasporta il ferro). Tra questi ricordiamo:
- Ceruloplasmina: Chiamata anche ferrossidasi I, è il principale enzima a base rame che si trova nel sangue; possiede anche funzioni antiossidanti, prevenendo il danneggiamento dei tessuti associato alla ossidazione degli ioni ferrosi. Si stima che la frazione di ceruloplasmina nel sangue vari dal 60 al 90%. La ceruloplasmina aiuta a regolare l'efflusso dei ferro immagazzinato dai tessuti ai siti di produzione dell'emoglobina.
- Ferrossidasi II: anch'essa catalizza l'ossidazione del ferro(2+).
- Citocromo-C-ossidasi: presente nei mitocondri, catalizza la riduzione dell'ossigeno ad acqua, permettendo la sintesi dell'adenosin trifosfato (ATP). L'attività della citocromo-C-ossidasi è massima nel cuore ed è alta nel cervello e nel fegato.
- Dopamina-beta-idrossilasi: catalizza la conversione della dopamina a norepinefrina nel cervello. La carenza di rame può portare a bassi livelli di norepinefrina in uomini e animali.
- Rame/zinco Superossido-dismutasi (Cu/Zn SOD): presente nella maggior parte delle cellule del corpo umano, protegge i composti intracellulari dai danni ossidativi. Concentrazioni alte nel cervello, nella tiroide e nel fegato.
- Tirosinasi: catalizza la conversione della tirosina in dopamina e l'ossidazione della dopamina a dopachinone, intermedi nella sintesi della melanina.
- PAM (Peptidoglicina Alpha-amilante Monoossigenasi): necessaria per la bioattivazione dei peptidi.
- Fattori di Coagulazione V e VIII: sono componenti nonenzimatici del processo di coagulazione del sangue. In alcuni animali come granchi e lumache, la molecola trasportatrice di ossigeno è una emocianina, una proteina contenente rame. Le emocianine rappresentano il terzo sistema in natura (insieme alle emoglobine e alle emeritrine) in grado di trasportare ossigeno dai punti in cui viene prelevato a quello, nei tessuti, dove viene ceduto. Analogamente all'emoglobina, le emocianine contengono subunità nella molecola completa; i siti attivi sono costituiti da due atomi di rame che legano congiuntamente una molecola di O₂.

Disponibilità

Il rame si trova quasi sempre sotto forma di minerali e molto più raramente allo stato nativo sotto forma di pepite. Le principali miniere sono situate lungo la Cordigliera delle Ande e le Montagne Rocciose: i principali Paesi estrattori sono il Cile, il Perù, gli Stati Uniti, il Canada; altre importanti miniere si trovano in Papua Nuova Guinea, Zambia, Indonesia, Australia, Paesi ex-URSS, Polonia e Finlandia. Alcune tra le principali miniere sono a cielo aperto. Le rocce che contengono rame hanno un tenore che varia tra lo 0,6 e il 2,0% in peso di rame; i minerali sono a base di zolfo come la calcopirite (CuFeS₂), la bornite (Cu₅FeS₄), la calcocite, la covellite (CuS); o di ossigeno come la cuprite (Cu₂O), la malachite e l'azzurrite.

Produzione

I processi produttivi per passare dal minerale al metallo puro, descritti in seguito, riguardano il caso dei minerali solforati, che sono i più disponibili. Dopo lestrazione in miniera, i minerali vengono frantumati e macinati per ottenere una granulometria adatta agli stadi successivi, in cui si separano gli inerti dalle frazioni ricche in rame. Attraverso la flottazione le polveri emulsionate con liquidi tensioattivi vengono immesse in grandi vasche dalle quali si asporta lo stato schiumoso superficiale, ricco in rame ancora legato allo zolfo. Si ottengono quindi dei fanghi, i quali vengono asciugati e concentrati nei passaggi successivi: dapprima meccanicamente (concentrazione) e poi termicamente (arrostimento). Nel forno, attraverso insufflaggio di aria o ossigeno, si ottiene la formazione di SO₂ gassosa che si separa dal metallo liquido; contemporaneamente l'aggiunta di silicio permette l'eliminazione del ferro presente: la scoria, composta da silicati, galleggia e viene asportata. La raffinazione termica prosegue attraverso ulteriore insufflaggio di ossigeno o aria; poiché si ossida parzialmente anche il bagno, si procede con il pinaggio, che consiste nell'inserire un tronco verde di pino che, bruciando, sprigiona gas riducenti e vapore. Per ottenere la massima purezza del rame, è necessario fare una raffinazione elettrolitica: il rame ottenuto viene dissolto in una vasca contenente una soluzione conduttrice e viene depositato selettivamente su un catodo: i metalli meno nobili presenti restano in soluzione, quelli più nobili precipitano. I catodi ottenuti sono costituiti da rame puro al 99,97%, in lastre di 96 cm x 95 cm x 1 cm, dal peso di circa 100 kg; sono una materia prima commerciabile nelle borse merci di New York, Londra e Shanghai. La specifica chimica per il rame elettrolitico è ASTM B 115-00. Il rame elettrolitico così ottenuto non è ancora pronto per essere lavorato direttamente, deve essere rifuso per farne billette, placche o vergelle, da cui si ottengono per lavorazione plastica i vari semilavorati come fili, tubi, barre, nastri, lastre, ecc. Bisogna aggiungere che una percentuale sempre più consistente del rame estratto dalle miniere sfrutta le biotecnologie. Il minerale viene fratturato e messo in vasche nelle quali viene pompata acqua arricchita di batteri, i thiobacillus ferroxidans e i thiobacillus thiooxidans. Questi microrganismi ossidano il solfuro di rame (insolubile in acqua) trasformandolo in solfato (solubile), ottenendo energia per le loro funzioni vitali. Questo sistema permette un notevole risparmio di energia rispetto all'estrazione tradizionale (fino al 30%) e non libera in atmosfera gas nocivi.
Composti
Gli ossidi stabili del rame sono due, l'ossido di rame(II) (o ossido rameico) CuO e l'ossido di rame(I) (o ossido rameoso) Cu₂O. Gli ossidi di rame sono impiegati nella produzione dell'ossido misto di ittrio, bario e rame (YBa₂Cu₃O_7-δ), abbreviato in YBCO, che è la base di molti superconduttori non-convenzionali. I sali di rame(II) hanno un tipico colore verde-azzurro; la reazione con l'anidride carbonica atmosferica produce il carbonato di rame(II), responsabile della patina verde che copre i tetti e le superfici di rame esposte all'aria. Tra gli altri composti si annovera il solfato di rame(II), noto anche come verderame ed usato come anti-parassitario in viticoltura.
Isotopi
Esistono due isotopi stabili del rame, ⁶³Cu e ⁶⁵Cu: tutti gli altri sono instabili e molto radioattivi. Gran parte di essi ha una emivita di un minuto o meno; il meno instabile è il ⁶⁴Cu, con emivita di 12,7 ore, che può decadere in due modi diversi dando vita a due prodotti separati.
Precauzioni
Tutti i composti del rame devono essere considerati tossici, se non altrimenti specificato. Il rame metallico, in polvere, è infiammabile. 30 grammi di solfato di rame sono potenzialmente letali per gli esseri umani. Disciolto nell'acqua potabile, in concentrazioni maggiori di 1 mg/L può macchiare vestiti e oggetti lavati con essa. Il livello massimo di rame suggerito nell'acqua potabile varia a seconda della fonte, ma in genere è compreso fra 1.5 e 2 mg/L. La dose complessiva giornaliera massima tollerabile riportata dal DRI è 10 mg al giorno.
Collegamenti esterni

- [http://periodic.lanl.gov/elements/29.html Los Alamos National Laboratory - Rame]
- [http://www.copperinfo.com/ International Copper Institute]
- [http://www.eurocopper.org/ European Copper Institute]
- [http://www.iir.it/ Istituto Italiano del Rame]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Cu/index.html WebElements.com – Rame]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Cu.html EnvironmentalChemistry.com – Rame]
- [http://www.icsg.org/ International Copper Study Groups]
- [http://www.healingedge.net/briefs_copper_tox.html Sindrome di intossicazione da rame]
- [http://www.copper.org/ Copper Development Association USA]
- [http://y2u.co.uk/&002_Images/Parys_Mountain_01.htm Foto della miniera di rame delle Parys Mountain vicino Amlwch, Anglesey, in Galles]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele029.html it's elemetal: copper] Categoria:Elementi_chimici categoria:metalli ja:銅 ko:구리 simple:Copper th:ทองแดง

Cloro

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 in gruppo 17 della tavola periodica. Il gas cloro è verde giallastro, due volte e mezzo più pesante dell'aria, ha un odore soffocante estremamente sgradevole ed è molto velenoso. È un potente agente ossidante, sbiancante disinfettante. È un componente del comune sale da cucina e di molti altri composti, e molto abbondante in natura e necessario a quasi tutte le forme di vita, compreso l'organismo umano.

Caratteristiche

L'elemento chimico puro ha la forma di un gas biatomico verde, da cui il nome. Fa parte della serie degli alogeni e si ricava per estrazione dai suoi sali (cloruri) per ossidazione o, più spesso, per elettrolisi. È molto reattivo e si combina rapidamente con quasi tutti gli altri elementi. Si scioglie in acqua molto facilmente: a 10 °C un litro d'acqua può sciogliere 3,1 litri di cloro, ma a 30 °C soltanto 1,77 litri.

Applicazioni

Il cloro è un importante agente chimico nella depurazione dell'acqua, nei disinfettanti, come sbiancante e nel gas mostarda, un'arma chimica. Si usa inoltre nella fabbricazione di molti oggetti di uso quotidiano, come carta, antisettici, tinture, alimenti, insetticidi, vernici, prodotti petroliferi, plastica, medicinali, tessuti, solventi. Si usa come battericida (acido ipocloroso) nell'acqua potabile e nelle piscine. Anche piccoli depositi d'acqua potabile sono abitualmente trattati con questo composto. La Chimica organica usa 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 porprietà utili ai composti organici con cui viene combinato. Altri usi sono la produzione di clorati, cloroformio, tetracloruro di carbonio e nell'estrazione del bromo

Storia

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.

Abbondanza

In natura il cloro si trova soltanto combinato 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), silvite (cloruro di potassio) e la carnallite (cloruro esaidrato di potassio e magnesio). Industrialmente, il cloro elementale è prodotto solitamente per elettrolisi di cloruro di sodio sciolto in acqua. Insieme al cloro, il processo genera anche idrogeno e idrossido di sodio, secondo l'equazione chimica :2 NaCl + 2 H₂O → Cl₂ + H₂ + 2 NaOH

Composti

I composti utili o utilizzati del cloro sono tantissimi: le famiglie più usate sono i cloruri, gli ipocloriti, i clorati, i perclorati e le cloramine.

Isotopi

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. Il cloro ha 9 isotopi con numeri di massa che variano da 32 a 40. È presente un isotopo radioattivo, il ³⁶Cl. Sono solo tre gli isotopi del cloro che si trovano in natura: gli stabili ³⁵Cl (75,77%) e ³⁷Cl (24,23%) ed il radioattivo ³⁶Cl, che rappresenta circa il 7×10^-15% del cloro totale. Nell'atmosfera, ³⁶Cl viene prodotto per reazione tra ³⁶Ar ed i raggi cosmici; a livello del suolo il ³⁶Cl è invece prodotto per cattura neutronica dal ³⁵Cl o per cattura muonica dal ⁴⁰Ca. ³⁶Cl decade in ³⁶S e ³⁶Ar con una emivita di circa 308.000 anni. Una così lunga emivita rende questo isotopo utile per la datazione geologica di reperti di età compresa tra i 60.000 anni ed il milione di anni. Grandi quantità di ³⁶Cl si sono inoltre formate per irraggiamento della acque marine durante le esplosioni nucleari condotte in atmosfera negli anni tra il 1952 ed il 1958. Il ³⁶Cl permane nell'atmosfera per circa una settimana, quindi il tenore di ³⁶Cl nei suoli e nelle acque è utile per datare reperti recenti - fino a 50 anni. ³⁶Cl trova uso anche in altre applicazioni, quali la datazione di ghiacci e sedimenti.

Precauzioni

Il cloro irrita il sistema respiratorio, soprattutto in bambini e anziani. Allo stato gassoso irrita le mucose, 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 (il cloro fu per questo impiegato nella prima guerra mondiale come arma chimica). L'esposizione a questo gas non dovrebbe quindi superare concentrazioni di 0.5 ppm (TLV-TWA, tempo medio di 8 ore per 40 ore settimanali). L'esposizione acuta ad alte (ma non letali) concentrazioni di cloro può dare luogo a edema polmonare, una condizione molto dolorosa. Una esposizione cronica a bassi livelli di cloro indebolisce i polmoni, rendendoli vulnerabili ad altre malattie. In ambiente domestico, il cloro si sviluppa quando la 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. Vedi anche: Clorofluorocarburi (CFC)

Produzione industriale

Il cloro viene prodotto per elettrolisi di soluzioni di cloruro di sodio, dette anche salamoie. A livello industriale l'elettrolisi viene condotta principalmente secondo tre processi.

Cella a mercurio

Si tratta del primo metodo usato per la produzione industriale. La cella elettrolitica consiste di un anodo di titanio ed un catodo di mercurio. All'anodo si sviluppa cloro gassoso; al catodo il sodio forma un amalgama con il mercurio: l'amalgama viene poi trattato con acqua per rigenerare il mercurio e convertire il sodio metallico in idrossido di sodio e idrogeno gassoso.

Cella a diaframma

Un setto di amianto è posto sul catodo, costituito da una griglia di ferro. In questo modo, il cloro che viene a formarsi viene tenuto separato dal resto della salamoia, che si arricchisce di idrossido di sodio. È un processo più conveniente del precedente, anche se l'idrossido di sodio che si ottiene è diluito. Inoltre ha un elevato contenuto residuo di cloruro di sodio, che costringe ad un costoso trattamento per la separazione via evaporativa. È considerata una tecnologia obsoleta, anche a causa della cessazione dell'impiego dell'amianto, che peraltro viene sostituito da altri materiali fibrosi.

Cella a membrana

La cella elettrolitica è divisa in due sezioni da una membrana semipermeabile agli ioni cloruro; nella sezione dell'anodo si trova la salamoia, in quella del catodo acqua distillata. L'efficienza energetica è simile a quella delle celle a diaframma, col vantaggio di ottenere idrossido di sodio di elevata purezza.

Riferimenti

- [http://periodic.lanl.gov/elements/17.html Los Alamos National Laboratory - Cloro]

Collegamenti esterni

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Cl/index.html WebElements.com - Cloro]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Cl.html EnvironmentalChemistry.com - Cloro] Categoria:Elementi_chimici ja:塩素 ko:염소 (원소) th:คลอรีน

Fluoro

Il fluoro è l'elemento chimico della tavola periodica degli elementi, che ha come simbolo F e come numero atomico il 9. È un gas alogeno di colore giallognolo, velenoso, ed è l'elemento chimicamente più reattivo e con la maggior elettronegatività. Nella sua forma pura è altamente pericoloso, causa gravi ustioni chimiche a contatto con la pelle.

Caratteristiche

Il fluoro puro è un gas giallo pallido, corrosivo, ed è un potente agente ossidante. È il più reattivo ed elettronegativo di tutti gli elementi, e forma composti con la maggior parte degli elementi, inclusi i gas nobili xeno e radon. Anche in condizioni di buio e bassa temperatura il fluoro reagisce esplosivamente con l'idrogeno. In un getto di gas di fluoro vetro, metalli, acqua ed altre sostanze bruciano con una fiamma brillante. Il fluoro si trova sempre composto con altri elementi, specialmente silicati, per questo non può essere preparato o contenuto in recipienti di vetro. In soluzione, il fluoro si trova comunemente come ione fluoruro F-. I fluoruri sono composti che combinano questo ione con radicali caricati positivamente.

Applicazioni

Il fluoro è impiegato nella produzione di plastiche a bassa frizione come il teflon, e in liquidi refrigeranti come il freon. Altri usi:
- L'acido fluoridrico (HF) è usato per incidere il vetro delle lampadine e di altri prodotti.
- Il fluoro monoatomico è usato nella manifattura dei semiconduttori.
- Assieme ai suoi composti, il fluoro è usato nella produzione dell'uranio (dall'esafluoruro) e in più di altri 100 differenti materiali.
- 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 fluoruro di sodio è stato usato come insetticida, specialmente contro gli scarafaggi.
- Altri fluoruri sono spesso aggiunti ai dentifrici per prevenire la carie. Alcuni ricercatori hanno studiato il gas di fluoro come possibile propellente per i razzi, a causa del suo impulso specifico eccezionalmente alto.

Storia

Il fluoro (dal latino fluere che significa flusso o fluire), in forma di fluorite, venne descritto nel 1529 da Georigius Agricola per il suo uso come sostanza che favorisce la fusione di metalli o minerali. Nel 1670 Schwandhard scoprì che il vetro veniva inciso se esposto alla fluorite trattata con acido. Karl Scheele e molti altri ricercatori tra cui Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, and Louis Thenard condussero esperimenti con l'acido fluoridrico (alcuni dei quali finirono in tragedia). Questo elemento non fu isolato fino a molti anni più tardi, a causa del fatto che quando viene separato da un composto attacca immediatamente i materiali restanti. Il fluoro venne finalmente isolato nel 1886 da Henri Moissan dopo almeno 74 anni di continui sforzi. La prima produzione commerciale di fluoro venne ottenuta durante la seconda guerra mondiale per la produzione della bomba atomica, dove l'esafluoruro di uranio (UF₆) veniva usato per separare gli isotopi di uranio. Questo processo si utilizza tuttoggi. La centrifugazione di uranio 238 con fluoro gassoso per elevarne dall'1 al 3% il contenuto di uranio 235( più pregiato), è attualmente in uso e genera un rifiuto "speciale", il fluoro radioattivo, che è impossibile smaltire o trattare, e comporta una costosa gestione. Il gas nervino costituì il primo impiego di composti chimici per scopi militari. Come molti gas velenosi, conteneva notevoli quantità di fluoro che ha un effetto bloccante sull'attività enzimatica e sul sistema nervoso centrale, generando danni a livello cerebrale (riduzioni del quoziente d'intelligenza e ritardi mentali), depressione polmonare e cardiaca (fino allla morte, se assunto in dosi eccessive, come risulta in letteratura da assunzioni di pastiglie anticarie). Attualmente il fluoro è impiegat nei gas lacrimogeni.

Composti

Il fluoro è spesso un sostituto dell'idrogeno nei composti organici. Attraverso questo meccanismo il fluoro può creare un alto numero di composti chimici. Esistono composti di fluoro con gas rari che formano fluoruro di kripton, radon, e xeno. Questo elemento si ricava da fluorite, criolite, e fluorapatite.

Precauzioni

Il fluoro e l'acido fluoridrico devono essere maneggiati con grande attenzione e qualsiasi contatto con la pelle e gli occhi deve essere evitato. Sia il fluoro che lo ione fluoruro sono altamente tossici. Il fluoro in forma libera ha un caratteristico odore pungente che è riconoscibile anche in concentrazioni di sole 20 parti per miliardo. È raccomandabile che l'esposizione massima giornaliera (TLV-TWA) sia di 1 parte per milione. Comunque, procedure di sicurezza permettono il trasporto di fluoro liquido in tonnellate.

Il fluoro in medicina

Il fluoro rientra in una vasta serie di medicinali, per la sua azione che moltiplica l'efficacia terapeutica e la metabolizzazione delle sostanze medicinali, amplificandone al contempo gli effetti collaterali. Da vari studi emerge che in dosi eccessive tende a sostituire lo iodio come componente dell'ormone tiroxina, impedendo alla ghiandola tiroide la sintesi corretta di tale sostanza. In tali casi le malattie della tiroide, dovute a un deficit di iodio, non sono curabili con un semplice ripristino dei normali livelli di tale alogeno(cibando si di sale iodato, respirando aria di mare oppure fiale di iodio, fino a ricorrere a 7-8 gg di esposizione a isotopi di iodio radioattivi chiusi nella propria abitazione). Occorre diminuire i livelli di fluoro presenti nel corpo, prima di normalizzare lo iodio. Insorge anche un accumulo di fluoro nlle ossa e nei denti che divengono più densi e compatti, ma nel contempo più fragili e meno elastici nella riparazione di fratture. I soggetti di osteoporosi dentaria e scheletrica, malattia incurabile, sono numerosi soprattutto in Paesi del Terzo Mondo in cui l'acqua potabile è estratta direttamente da minerali ricchi di fluoro (ma anche in Cina). In quantità inferiori a 1 mg/giorno il fluoro eserciterebbe un ruolo protettivo contro la carie dentaria (contestato da studi clinici degli anni '70); in dosi superiori ai 2 mg/giorno produce chiazzature (gialle) nei denti (fluorite). Per questo ruolo nella prevenzione della carie, in molte nazioni viene praticata la fluorazione delle acque potabili (ormai dagli anni '30). Tale pratica è stata costantemente respinta dalle autorità italiane. Il fluoruro di sodio (venduto con l'etichetta di sostanza tossica allo stato puro) è contenuto in svariati collutori, gel e dentifrici. Insieme agli altri alogeni è diffuso nelle sostanze anestetiche.
Categoria:Elementi_chimici ja:フッ素 ko:플루오르 th:ฟลูออรีน

Acqua regia

L'acqua regia è una miscela composta da un volume di acido nitrico e tre volumi di acido cloridrico concentrati. Fu l'alchimista Gabir ibn Hayyan a studiare per primo il suo uso.
Il suo nome deriva dalla sua capacità di sciogliere l'oro (ed anche il platino) considerato dagli alchimisti il "re dei metalli" in quanto praticamente inattaccabile dalle altre sostanze. Attualmente trova impiego nell'analisi del contenuto in metalli pesanti dei suoli e nell'industria dei circuiti stampati.

Precauzioni

alchimisti Attenzione - l'acqua regia è un potente agente corrosivo.
categoria:Composti chimici

Acqua ossigenata

Il perossido di idrogeno, noto anche come acqua ossigenata, è il più semplice dei perossidi. La sua formula chimica è H₂O₂. La sua molecola non è planare; i due legami O-H formano tra loro un angolo diedro di 111°C. A temperatura ambiente è un liquido incolore viscoso e poco stabile, che può esplodere spontaneamente. Per questo non viene mai utilizzato puro, ma in soluzione acquosa in percentuali mai superiori al 60%. Il pericolo di esplosione è dovuto alla facilità con cui si decompone convertendosi in acqua e ossigeno gassoso con reazione esotermica 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂↑ + energia l'aumento della temperatura provocato dall'emissione di energia rende il sistema ancora meno stabile, provocando una reazione di dissociazione a catena. La decomposizione è inoltre catalizzata dalla presenza di ioni metallici, specialmente del ferro. Industrialmente, viene prodotto con svariati processi. Uno dei più diffusi è per elettrolisi dell'acido solforico o del bisolfato di ammonio (NH₄HSO₄), seguito dall'idrolisi dello ione perossidisolfato ((SO₄)₂^--) che si viene a formare. Un altro processo passa invece per l'auto-ossidazione dell'idrochinone (p-C₆H₄(OH)₂) o di suoi derivati. Dal punto di vista chimico, è un energico reagente ossidante. In soluzione acquosa fino al 5% viene usato come sbiancante o per schiarire i capelli, in soluzione ancora più diluita (3%) è usato come disinfettante per escoriazioni e ferite. Trova impiego anche come propellente per razzi, sia singolarmente che come comburente, dove rappresenta un'alternativa più sicura da maneggiare all'idrazina. Viene a tale scopo pompato in una camera di reazione rivestita internamente di argento; l'argento ne catalizza la decomposizione e la miscela di ossigeno e vapore acqueo che si ottiene viene usata come tale per dare spinta al razzo oppure impiegata per bruciare un opportuno combustibile. L'acqua ossigenata è normalmente commercializzata in soluzione al 6% (che corrisponde a 20 volumi) e al 9% (che corrisponde al 30 volumi). I "volumi" sono i litri di ossigeno gassoso a condizioni normali che si sviluppano da un litro della soluzione.
categoria:composti chimici ja:過酸化水素

Oro alluvionale

L'oro alluvionale è l'oro che si trova nei fiumi è che proviene dalle rocce erose e dilavate dalle acque. L'abbondanza di oro alluvionale in determinati fiumi dipende dalla concentrazione dell'oro presente nelle rocce che sono attraversate e, nel tempo, erose dal fiume. In Italia il fiume Orco è fra i più ricchi d'oro. La ricerca si effettua manualmente e, fino ad una ventina d'anni fa, c'era ancora qualche cercatore che viveva di questo lavoro: probabilmente ora non più poiché è molto faticoso e poco redditizio. L'oro alluvionale si presenta in laminette o squamette metalliche sottili (raramente più larghe di 2-3 di millimetri), di elevata purezza. Poiché l'oro ha un elevato peso specifico, si separa facilmente (ma molto faticosamente!) dalla sabbia più chiara (prevalentemente quarzosa quindi leggera), concentrandosi insieme nelle sabbie più scure (costituite prevalentemente da magnetite ed ilmenite, pesanti e di colore nero). Vi sono diversi strumenti utilizzabili per la ricerca dell'oro alluvionale: in Italia il più utilizzato (in diverse versioni, a seconda della regione) è il "canaletto", costituito da una tavola di legno leggermente inclinata e posta sotto il pelo dell'acqua corrente. La tavola è scanalata trasversalmente in modo da provocare una serie di vortici che rimescolano la sabbia che vi viene gettata sopra, portando così in sospensione le particelle di sabbia più leggere che vengono rimosse dall'acqua. Le sabbie più pesanti (ricche d'oro e magnetite) si concentrano nelle ultime scanalature dalle quali vengono alla fine recuperate. Una ulteriore concentrazione si ottiene nella "batea". È uno strumento simile ad piatto di legno leggermente svasato, sul fondo del quale si riesce a far concentrare ulteriormente l'oro, facendo ruotare e debordare l'acqua con le sabbie meno pesanti. La magnetite infine si può facilmente eliminare per mezzo di una calamita. Una volta ottenuta una certa quantità d'oro è possibile fonderlo nella forma che si desidera e, nel corso della fusione, è possibile purificarlo ulteriormente trattandolo con acidi che dissolvono le particelle estranee residue ma non l'oro. Per ottenere un grammo d'oro occorre trattare parecchi metri cubi di sabbia: dipende dal fiume e dall'abilità del ricercatore. Categoria:Minerali

Odontoiatria

L'odontoiatria è quella parte (o specializzazione) della medicina che si occupa della prevenzione delle malattie e della cura dei denti, delle gengive, dei mascellari (mascellare superiore e mascellare inferiore, cioè mandibola) e delle due (destra e sinistra) articolazioni temporo-mandibolari (ATM). Tutte le parti appena descritte vengono spesso sinteticamente nominate come "Apparato stomatognatico". Stomato-gnatico: dove "stomato"="apertura" e "gnato"="mascella". articolazioni temporo-mandibolari L'odontoiatria è suddivisa in branche:
- odontoiatria conservativa: si occupa delle lesioni a carico dello smalto e della dentina dei denti (in principal modo dovuta a carie, ma anche a traumi) e della restaurazione conseguente del dente.
- endodonzia: come la conservativa si occupa delle lesioni dei denti, ma a livello pulpare all'interno degli stessi, dove risiede il nervo. Agisce quindi sullo svuotamento dei "canali" dei denti, sulla disinfezione dei canali e sul loro successivo riempimento con cementi canalari medicati. Lo scopo è rendere impossibile la riproduzione dei batteri nei canali stessi, fallendo il quale scopo il dente è predestinato ad un granuloma, che può complicarsi successivamente in un ascesso dentario. Una endodonzia (alias terapia canalare) è invece la terapia primaria per eliminare granulomi, e anche cisti, (rilevabili con lastrine radiografiche endorali).
- odontoiatria pediatrica o pedodonzia: si occupa dell'odontoiatria rivolta ai bambini, con particolare attenzione alla prevenzione ed alla ricerca della collaborazione dei piccoli pazienti.
- ortodonzia: branca rivolta alla correzione di malposizioni dei denti, causate il più delle volte da insufficiente sviluppo di uno o di entrambi i mascellari; o, più raramente, causate da un eccessivo sviluppo di uno o di entrambi i mascellari. Spesso viene richiesta per motivi estetici, ma il suo scopo è fondamentalmente quello di ristabilire una corretta funzione della bocca, della respirazione e, non ultima, della postura. Esistono: una ortodonzia fissa, alias biomeccanica, che si avvale di apparecchi che solamente il dentista può togliere e che, con forze meccaniche (molle, elastici), vuole ben riposizionare i denti; una ortodonzia miofunzionale, impiega apparecchi non fissi, e che si avvale maggiormente delle stesse forze muscolari per guidare lo sviluppo delle mascelle ed il conseguente corretto riposizionamento dei denti. La ortodonzia fissa si avvale eventualmente anche di estrazioni "strategiche" di elementi dentali sani, allo scopo di creare uno spazio indispensabile al buon riposizionamento dei denti malmessi.
- chirurgia odontoiatrica: estrazione di denti molto malati o distrutti che non è possibile salvare con altra terapia (per es con la endodonzia), estrazione di residui radicolari; rimozione di radici o di denti rimasti inclusi o semi-inclusi nell'osso come gli "ottavi in disodontiasi", (terzi molari o denti del giudizio mal collocati); asportazione dell'apice del dente coinvolto in processi infiammatori quali granulomi e cisti ("apicectomia") quando non trattabili con la sola endodonzia, asportazione di cisti e piccoli tumori e neoformazioni del cavo orale
- protesi: si occupa di sostituire elementi dentali mancanti con manufatti più o meno estesi. Comprende: una Protesi fissa su elementi dentari naturali e/o artificiali (v. impianti e implantologia); una protesi rimovibile parziale (quando rimpiazza solo una parte di denti assenti) o totale (quando rimpiazza una totale assenza di denti su una arcata o su entrambe, superiore ed inferiore)
- implantologia: sostituzione di elementi dentali compromessi, o già mancanti, con impianti in titanio o in ceramica attraverso operazione chirurgica di innesto nell'osso. A guarigione avvenuta (processo di "osteointegrazione" dell'impianto) è allora possibile alloggiare nell'impianto (invisibile in bocca) un perno-moncone (visibile in bocca), quest'ultimo viene utilizzato come appoggio di protesi fissa o anche di protesi rimovibile (contribuendo alla sua stabilità e ancoraggio).
- parodontologia: branca che, attraverso la cura del parodonto (cioè di quegli elementi che sostengono il dente, che sono l'osso alveolare, il legamento parodontale e la gengiva), cerca di conservare i denti naturali. Le cause delle malattie parodontali (colloquialmente sintetizzate dal termine "piorrea", termine che però andrebbe limitato alla fuoriuscita di pus dalle gengive) sono batteriche, traumatiche, metaboliche. La moderna parodontologia vede la causa prevalentemente nei batteri. Altre scuole vedono una causa nel "trauma occlusale" (dovuto cioè ad una masticazione scorretta). Possono incidere anche cause metaboliche: le gengive fanno, di diritto, parte dell'apparato digerente. Se l'alimentazione è innaturale, viziata, carente o eccessiva, o mal combinata, risulta nel tubo digerente una alterazione della normale flora batterica. Queste alterazioni inducono uno stato di intossicazione subcronico, presente ancorché non percepito dalla persona, ma le gengive malate ne costituiscono la spia, uno dei possibili segnali di avvertimento. Se il dentista sopspettasse una simile causa dovrebbe integrare la terapia del cavo orale con una riconsiderazione della dieta e dello stile di vita della persona.
- chirurgia maxillo-facciale: si occupa delle lesioni estese, della correzione di malformazioni, interventi su neoplasie. Si estende a tutto il distretto maxillo-facciale. Necessita spesso di strutture dedicate.
- gnatologia

Collegamenti esterni

- [http://www.glossari.it/glossarioodontoiatria.html Glossario dentistico odontoiatrico] categoria:specialità mediche Categoria:Odontoiatria

Area

Il termine area può riferirsi ad uno dei seguenti campi # Area (geometria) # Area (XML DOM), nel caso di elemento informatico dell'HMTL # Area (gruppo musicale)

Metro

Il metro (simbolo: m) è l'unita base SI della lunghezza. In origine, venne definito come 1/40.000.000 dell'equatore terrestre, ma dal 1983 venne ridefinito come la distanza percorsa dalla luce nel vuoto in un intervallo di tempo pari a 1/299.792.458 di secondo.

Multipli e sottomultipli

Utilizzando i prefissi SI si ottengono i seguenti multipli e sottomultipli: : yottametro = Ym = 10²⁴ m : zettametro = Zm = 10²¹ m : exametro = Em = 10¹⁸ m : petametro = Pm = 10¹⁵ m : terametro = Tm = 10¹² m : gigametro = Gm = 10⁹ m : megametro = Mm = 10⁶ m : chilometro = kilometro = km = 10³ m = 1000 m : ettometro = hm = 10² m = 100 m : decametro = dam = 10¹ m = 10 m : metro = m : decimetro = dm = 10⁻¹ m = 0,1 m = 1/10 m : centimetro = cm = 10⁻² m = 0,01 m = 1/100 m : millimetro = mm = ⁻³ m = 0,001 m = 1/1000 m : micrometro = micron = μm = 10⁻⁶ m : nanometro = nm = 10⁻⁹ m : picometro = pm = 10⁻¹² m : femtometro = fm = 10⁻¹⁵ m : attometro = am = 10⁻¹⁸ m : zeptometro = zm = 10⁻²¹ m : yoctometro = ym = 10⁻²⁴ m

Storia

La definizione originale del metro risale al 1791, stabilita dall'Accademia francese delle scienze come 1/10.000.000 della distanza tra polo nord ed equatore, lungo la superficie terrestre, calcolata sul meridiano di Parigi. Ma il processo fu avviato gia l'anno precedente dal governo francese nel tentativo di costruire un sistema di unità di misura. Il 7 aprile 1795 la Francia adottò il metro come unità di misura ufficiale. L'incertezza nella misurazione della distanza portò l'Ufficio internazionale dei pesi e delle misure, BIPM, a ridefinire il metro nel 1889 come la distanza tra due linee incise su una barra campione di platino-iridio conservata a Sèvres. Nel 1960, con la disponibilità dei laser, l'undicesima Conferenza generale su pesi e sulle misure cambiò la definizione del metro in: la lunghezza di 1.650.763,73 lunghezze d'onda, nel vuoto, della linea di emissione rosso-arancio nello spettro del kripton-86. Nel 1983 la Conferenza generale su pesi e sulle misure definì il metro come la distanza percorsa dalla luce nel vuoto in un 1/299.792.458 di secondo (ovvero, la velocità della luce nel vuoto venne definita essere 299.792.458 metri al secondo). Poiché si ritiene che la velocità della luce nel vuoto sia la stessa ovunque, questa definizione è più facile da mantenere e più consistente della misurazione basata sulla circonferenza della Terra o sulla lunghezza di una specifica barra di metallo. In questo modo, se la barra andasse distrutta o persa, il metro standard potrebbe essere ricreato facilmente in ogni laboratorio. L'altro vantaggio è che può (in teoria) essere misurato con precisione superiore rispetto alla circonferenza terrestre o alla distanza tra due linee.

Bibliografia

- Ken Alder, La misura di tutte le cose, Rizzoli 2002 (storia della misurazione dell'arco di meridiano tra Dunkerque e Barcellona di Jean-Baptiste Joseph Delambre e Pierre Méchain)

Voci correlate

- Conversione delle unità di misura
- Ordini di grandezza (lunghezza)
- SI Categoria:Unità di misura SI di base Categoria:Unità di lunghezza ja:メートル ko:미터 ms:Meter simple:Metre th:เมตร

Elettricità

Con il termine carica elettrica si suole indicare una grandezza fisica scalare, convenzionalmente definita positiva o negativa, che può essere posseduta da un corpo. Ogni corpo macroscopico possiede un gran numero di cariche positive e negative che in genere si compensano vicendevolmente lasciandolo neutro. Ogni corpo è infatti formato da atomi, costituiti da un nucleo, in cui si trovano i protoni (particelle con carica positiva), i neutroni (particelle con una carica neutra) e da una nuvola di elettroni (carichi negativamente) intorno al nucleo. La carica di un protone è e = 1,60206 10^-19 C, quella dell'elettrone è uguale ma di segno opposto ovvero -e.
Poiché il numero di protoni è uguale a quello degli elettroni, ogni atomo risulta normalmente neutro. Quando si parla di carica elettrica di un corpo, si intende quindi la carica residua non compensata:
- in un corpo carico positivamente si hanno atomi con difetto di elettroni
- in un corpo carico negativamente si hanno atomi con eccesso di elettroni. La quantità di carica fondamentale verificabile negli elementi e composti è quella dell'elettrone, tutte le altre cariche sono multipli interi di +e e -e. Ciò equivale a dire che la carica elettrica è Quantizzata. Secondo il modello standard della fisica, in realtà le cariche fondamentali delle particelle sarebbero -1/3, + 2/3 e -1, rispettivamente dei quark d, u e dell'elettrone. Altri quark, di massa maggiore, hanno carica o -1/3 o +2/3, e sono considerati stati eccitati di u e d. Resta un mistero da sciogliere da cosa derivi la carica dei quark e dell'elettrone, e come intepretare il fatto che, essendo punti privi di dimensione, gli elettroni avrebbero un campo elettrico infinito al loro "interno". Nel sistema SI l'unità di carica elettrica è il Coulomb.
Nel sistema M.K.S.A è definito come la carica che, passando in un voltametro (nb:non voltmetro!) a nitrato di argento, separa 0,0011180 g di argento metallico. Nella teoria dell'elettrodinamica quantistica, le particelle cariche interagiscono tramite emissione ed assorbimento di fotoni virtuali. In elettrotecnica, la carica elettrica viene immagazzinata nei condensatori. Uno dei primi strumenti utilizzati per rilevare una carica elettrica è l'elettroscopio, inventato da John Canton nel 1752. Esso permette solo di rilevare se un corpo è carico o meno, mentre l'elettrometro fornisce una misura della carica. Tale strumento è stato inventato da Volta nel 1784. Anche i quark trasportano una carica (frazionaria, però), tuttavia, data l'elevata intensità delle interazioni nucleari forti, osservare un quark libero richiede un'energia estremamente elevata, che tuttora è al di là della portata degli acceleratori di particelle. Si pensa sia possibile l'esistenza di un plasma di quark e gluoni liberi a circa 150 GeV, circa 10¹² K; i fisici cercano di ottenerlo facendo collidere tra loro nuclei pesanti, come l'oro, ad energie di circa 100 GeV per nucleone. Oltre ad essere Quantizzata,la carica elettrica è anche Conservata (globalmente,la carica non può essere creata:se in un corpo neutro creo delle cariche positive devo creare anche delle cariche negative per controbilanciare) e Invariante (ossia il suo valore non dipende dal sistema di riferimento). Oltre alla carica elettrica, si può definire anche una carica di colore, che introduce un ulteriore numero quantico, utilizzato per descrivere quark e gluoni, insieme al sapore, nella teoria della cromodinamica quantistica.

Voci correlate

- Carica puntiforme
- Carica frazionaria
- Campo elettrico
- Elettrostatica
- Legge di conservazione della carica elettrica
- Storia dell'elettricità Carica elettrica Carica elettrica ja:電荷 ko:전하

Argento

L'argento è l'elemento chimico nella tavola periodica che ha simbolo Ag (dall'abbreviazione del latino Argentum) e numero atomico 47. È un metallo di transizione tenero, bianco e lucido; l'argento è il migliore conduttore di calore ed elettricità fra tutti i metalli, e si trova in natura sia puro che sotto forma di minerale. Si usa nella monetazione, in fotografia e in gioielleria, in cui è protagonista di una intera branca, l'argenteria, che riguarda coppe, cuccume, vassoi, cornici e posate da tavola.

Caratteristiche

L'argento è un metallo monovalente molto duttile e malleabile, appena più duro dell'oro, con una lucentezza metallica bianca che viene accentuata dalla lucidatura. Ha la maggiore conducibilità elettrica tra tutti i metalli, superiore persino a quella del rame che però ha maggiore diffusione per via del minore costo. L'argento puro, tra i metalli, ha anche la più alta conducibilità termica, il colore più bianco, la maggiore riflettanza della luce visibile (povera invece nel caso della luce ultravioletta) e la minore resistenza all'urto. Gli alogenuri d'argento sono fotosensibili e l'effetto prodotto su di essi dalla luce è alla base della fotografia in bianco e nero. L'argento è stabile nell'aria pura e nell'acqua pura, ma scurisce quando è esposto all'ozono, all'acido solfidrico o all'aria contenente tracce di composti dello zolfo. Nei suoi composti ha numero di ossidazione +1.

Applicazioni

L'argento trova principalmente impiego come metallo prezioso ed i suoi alogenuri, in special modo il cloruro d'argento, sono impiegati in fotografia - che ne è l'utilizzo principale in termini di quantità. Altri possibili utilizzi sono:
- Per produrre contatti ad elevata conduttività in manufatti elettrici ed elettronici, ad esempio i contatti elettrici delle tastiere.
- Per produrre specchi con una maggiore riflettanza; gli specchi comuni sono fatti con l'alluminio.
- La produzione di monete d'argento risale al 700 avanti Cristo; le parole "argento" e "denaro" sono identiche o molto simili in almeno 14 lingue.
- Per il suo splendore viene usato per produrre articoli di gioielleria e set di posate e articoli da tavola (l'argenteria), prodotti tradizionalmente con largento Sterling, una lega che contiene il 92,5% di argento.
- Per la sua malleabilità e la sua non tossicità si usa in lega con altri me