Chimica ed Europa: modifiche al CLP.

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Luigi Campanella, già Presidente SCI

Quando rifletto sull’Europa non posso fare a meno di pensare che si potrebbe fare molto di più nella direzione di un’integrazione piu completa e soprattutto più responsabile e conscia delle possibili differenze, ma anche delle infinite solidarietà ed identità. Anche nel nostro campo, quello della ricerca a volte un passo avanti carico di speranze è seguito da uno stop, se non da uno indietro.
L’ultimo esempio ci viene dai dati di Eurostat a proposito di REACH e di investimenti europei per l’ambiente. Per quanto riguarda il Reach, vero orgoglio del nostro continente per i principi di etica e sostenibilità in esso contenuti, la marcia in progress continua e la prossima scadenza di interesse per le aziende riguarda il regolamento CLP e più precisamente l’allegato VIII, aggiunto con una modifica normativa nel 2017, con lo scopo di mettere in atto le prescrizioni armonizzate sulle informazioni per le notifiche, previste dall’art. 45 del regolamento, ossia quelle informazioni relative alle miscele pericolose, che vengono trasmesse da fabbricanti ed importatori agli organismi designati di ciascuno Stato membro e che sono utilizzate in caso di emergenza sanitaria.
Si tratta di una sorta di Open Science in vivo, con il fine di avere omogeneità nella disponibilità di informazioni all’interno dell’Unione.
L’organismo designato dall’Italia per gestire queste informazioni è l’Istituto Superiore di Sanità, che cura il database delle miscele pericolose commercializzate nel nostro Paese. In effetti la prassi era già in atto, ma la modifica al regolamento CLP prevede l’armonizzazione delle tipologie di informazione, una sorta di guida alle chiavi di accesso e l’istituzione di un codice univoco e di facile consultazione, il cosiddetto “identificatore unico di formula” (UFI), da apporre sull’etichetta della miscela per facilitare il reperimento delle informazioni da parte delle autorità e  soprattutto dei sanitari (i centri  antiveleni).


Sostanzialmente si tratta di una buona notizia, subito bilanciata, quasi in contemporanea, da un’altra negativa relativa agli investimenti europei di Stato per l’ambiente che risultano inferiori alla spesa delle  famiglie per  bevande alcooliche, tabacco e stupefacenti e che scendono dal 2,3 al 2,1% del PIL nel periodo 2006-2017.
La spesa delle imprese rappresenta la quota maggiore della spesa, pari al 54% del totale nel 2018, mentre si attesta al 24% quella delle amministrazioni pubbliche e degli istituti senza  scopo di lucro. L’Italia è più o meno, purtroppo più meno che più, in linea con l’Europa, con una tendenza al ribasso: le spese per la protezione  ambientale sono state pari  al 2% del PIL nel 2006 ed all’1,9 % del PIL nel 2018.
Una precisazione è opportuna: con tale tipo di spesa riferita allo Stato, Eurostat intende la misura delle risorse utilizzate dagli enti nazionali per proteggere l’ambiente naturale. Il NEEP (National Expenditure on Environmental Protection) è calcolato come una somma della spesa corrente per le attività di protezione ambientale più gli investimenti in attività con identico fine, compresi i trasferimenti netti al resto del mondo.

Si veda anche qui

 

Elementi della tavola periodica: Cloro, Cl.

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Mauro Icardi

Il cloro venne ottenuto nel 1774 da Carl Wilhelm Scheele , che lo produsse facendo reagire l’acido cloridrico con il biossido di manganese e ne descrisse le principali proprietà. Non ne riconobbe però la natura di elemento. Venne chiamato cloro nel 1810 da Humphry Davy, che insistette sul fatto che si trattasse a tutti gli effetti di un elemento.

Simbolo Cl, numero atomico 17, peso atomico 35,457; sono noti due isotopi stabili 35Cl e 37Cl presenti in natura nel rapporto all’incirca di 3:1.

Allo stato elementare il cloro è un gas di colore giallo-verde (il nome deriva dal greco chloròs che significa verde).

Data la sua elevata reattività, il cloro si rinviene libero in natura solo eccezionalmente e in tracce nelle esalazioni di alcuni vulcani. La maggior parte del cloro in natura è presente sotto forma di cloruro, in particolare di cloruro di sodio, che costituisce lo 0,045% in peso della litosfera. Nelle acque marine invece la percentuale è mediamente del 30%, anche se nei bacini più piccoli può essere leggermente variabile, mentre negli oceani è di fatto costante.

Il cloro ha moltissimi usi legati al suo alto potere ossidante. Il cloro viene usato per sbiancare la polpa del legno nella produzione della carta, ed anche per rimuovere l’inchiostro nella carta destinata a trattamenti di recupero.

A proposito della sbianca dei tessuti, occorre ricordare che anche il carbonato di sodio veniva usato per questo scopo, tanto che ancora oggi viene conosciuto con il nome di soda da bucato. Nel 1792 Il chimico Nicolas Leblanc sviluppò il primo processo sintetico per la sua produzione , secondo le due reazioni:

2NaCl + H2SO4 → 2HCl + Na2SO4

Na2SO4 + CaCO3 + 4C → Na2CO3 + CaS + 4CO

Il processo di fabbricazione Leblanc aveva però un grave problema di impatto ambientale.  Infatti per ogni 100 Kg di cloruro sodico, trattato per ottenere il solfato, si liberavano 60 kg di acido cloridrico che veniva disperso in atmosfera. In Inghilterra, precisamente a Liverpool, nel 1824 era stata creata una grande fabbrica che produceva carbonato di sodio utilizzando il metodo Leblanc. Nelle zone limitrofe allo stabilimento presto la situazione divenne intollerabile. Nel 1863 con l’emanazione dell’Alkali Act fu imposto per legge il recupero dell’acido. Ai sensi di questa legge britannica un ispettore degli alcali e quattro collaboratori erano incaricati di ispezionare le aziende, e impedire lo scarico nell’aria dell’acido muriatico (acido cloridrico gassoso) proveniente dagli impianti di produzione.  Il recupero provocò sul mercato un’esuberanza di acido cloridrico che obbligò i fabbricanti a trovare nuovi impieghi per quello che era diventato un sottoprodotto. L’uso dell’acido cloridrico come materia prima per ottenere cloro ed ipocloriti fu la risposta dei chimici, che se ne servirono per il candeggio del cotone e della carta.  Nasce in questo modo l’industria del cloro. Per dovere di cronaca occorre aggiungere che molto presto il processo Leblanc sostituito da quello Solvay, dal nome del chimico belga Ernest Solvay, che già nel 1860 si impose con il processo di fabbricazione del carbonato di sodio che da lui ha preso il nome. Il processo Solvay prevede una prima reazione tra ammoniaca e anidride carbonica il cui prodotto, fatto reagire con cloruro sodico, da poi un bicarbonato di sodio che è trasformato per riscaldamento in carbonato neutro di sodio con liberazione di anidride carbonica.  L’anidride è posta in riciclo facendola reagire con l’ammoniaca del primo passaggio.

Per quanto riguarda invece la produzione del cloro odierna, il cloro viene principalmente prodotto per elettrolisi. Si parla propriamente di processo cloro-soda.

Il processo industriale è applicato a soluzioni acquose di cloruro di sodio (NaCl) o del cloruro di potassio (KCl). Questa tecnologia viene utilizzata per produrre cloro (Cl2), idrossido di sodio (NaOH, soda caustica) o idrossido di potassio (KOH, potassa caustica) e idrogeno (H2).

Anche per il cloro si verificarono problemi di eccedenza sul mercato. Ma la situazione si modificò sostanzialmente a partire dagli anni 40. Il cloro divenne importante tecnicamente e commercialmente, trovando largo impiego nell’industria dei composti organici clorurati e delle materie plastiche.

L’utilizzo del cloro è importante nell’industria chimica organica, in quanto quando sostituisce un idrogeno in un composto organico, ne migliora le proprietà generali, come nel caso della gomma sintetica.

Purtroppo il cloro venne usato anche come componente di uno dei gas utilizzati a scopo bellico nella Prima guerra mondiale: il fosgene.

Il fosgene (o cloruro di carbonile) venne inventato nel 1812 da un chimico inglese, John Davy, che lo utilizzò inizialmente per la colorazione chimica dei tessuti. Si trattava di un composto formato da cloro e ossido di carbonio che se respirato poteva provocare la morte in quanto andava ad attaccare le vie respiratorie.

Il fosgene venne impiegato la prima volta nel 1915 dall’esercito tedesco contro le truppe francesi attraverso il lancio di apposite bombe. L’anno successivo toccò agli italiani che, sul Monte San Michele, subirono per la prima volta un attacco chimico da parte dell’esercito austro- ungarico il 29 Giugno 2016. In questo caso però le bombole di gas non furono lanciate, ma vennero aperte creando così una nube tossica che venne poi sospinta dal vento.

Con la comparsa dei gas nei campi di battaglia gli eserciti si adoperarono anche per prevenirne gli effetti, distribuendo ai soldati delle rudimentali maschere antigas. Non essendo però conosciuta la composizione chimica del gas, molte non funzionavano. L’esercito italiano (ma anche altri) ne distribuì un esemplare che non fu in grado di contrastare né il fosgene né l’yprite. D’altronde la stessa conoscenza sulla chimica era talmente bassa che i soldati furono istruiti, in caso di mancanza di maschere durante un attacco chimico, ad infilarsi un pezzo di pane bagnato in bocca (che simulava il filtro) coprendo poi il viso con un fazzoletto.

Il cloro ed i prodotti derivati come l’ipoclorito di sodio (meglio conosciuto come candeggina), trovano largo impiego nella depurazione delle acque per il loro riconosciuto potere battericida.
La clorazione delle acque si può effettuare sia su acque destinate al consumo umano, che su acque reflue al termine del trattamento depurativo, prima dello scarico nel corpo idrico ricettore.

Può essere realizzata in vari modi; nella clorazione comunemente intesa (quella dei piccoli/medi impianti) viene semplicemente aggiunta una soluzione di ipoclorito di sodio (varechina, candeggina) all’acqua.
L’ipoclorito di sodio è un composto antimicrobico liquido, limpido, di colore paglierino, con una densità relativa di 1,2 g/cm3.

Il prodotto presente in commercio che viene normalmente utilizzato per la clorazione delle acque è una soluzione di ipoclorito di sodio al 12-14% in volume, pari a circa il 10% in peso di cloro attivo (la candeggina domestica contiene circa il 5 per cento di ipoclorito di sodio).

L’aggiunta di cloro nell’acqua produce acido cloridrico e ipocloroso: questi composti sono noti come cloro libero. Il pH e la temperatura incidono in modo rilevante sulla efficacia della disinfezione.

Sia che il cloro venga immesso direttamente nella rete idrica, sia in un serbatoio, dovrebbe essere assicurato prima dell’utilizzo un “tempo di contatto” fra acqua e cloro di almeno 30 minuti, affinchè il cloro possa svolgere la sua azione battericida.
In realtà poiché le soluzioni di ipoclorito di sodio perdono spontaneamente (con il tempo, la luce, la temperatura, l’azione di altre sostanze presenti nell’acqua) il titolo in cloro attivo, per assicurare “al rubinetto” la misura richiesta (es. 0,2 mg/l), negli acquedotti si applicano dosaggi progressivamente superiori (es. 0,4 mg/l).

I valori di cloro sia libero che totale vengono evidenziati con appositi reagenti, e prevalentemente misurati con il colorimetro portatile.
Il Colorimetro Digitale (detto anche fotometro) permette di determinare la concentrazione di cloro libero o totale con un metodo colorimetrico: la reazione tra cloro e reagente conferisce una particolare colorazione all’acqua che opportunamente elaborata dalla fotocellula interna allo strumento permette all’operatore, anche non specializzato, di leggere direttamente nel display il valore in mg/l, con una precisione da laboratorio.

Dopo molti anni di ricerche ci si è accorti che il cloro svolge un ruolo fondamentale, in un ciclo biogeochimico piuttosto complesso. Il cloro è presente in natura sotto forma di composti organici nel mare, nei fiumi, nelle piante e negli animali.

La produzione naturale di composti organici del cloro in realtà supera quella dell’industria ed è essenziale per molte forme di tutela della salute degli esseri viventi.

E’ importante individuare il modo in cui la natura ricicla il cloro e lo utilizza per creare nuovi composti affinché l’industria possa imparare dalla natura e implementare così i propri processi produttivi.

Il cloro e i suoi composti sono componenti naturali della Terra: come ogni elemento, anche il cloro ha un proprio posto nella biosintesi. Perciò non stupisce il fatto che quasi il 2% del cloro contenuto negli oceani, analogamente al bromo e allo iodio, sia utilizzato da numerosi organismi marini (alghe, erbe marine, microbi e molluschi). In questo modo si stima si producano circa 5 milioni di tonnellate di cloruro di metile, 0,3 milioni di tonnellate di bromuro di metile e 1,3 milioni di tonnellate di ioduro di metile che si formano tramite process naturali ogni anno nel mare, oltre a grandi quantità di svariati altri derivati del metano tra cui cloroformio e tetracloruro di carbonio. Inoltre, il cloro viene prodotto dagli aerosol oceanici, dai vulcani, e anche sul terreno è prodotto e utilizzato da numerosi microbi, vermi e dalle piante nella sintesi dei composti organo-clorurati. Finora sono state identificate almeno 1500 sostanze chimiche organoalogenate di origine naturale e attualmente sono centinaia i nuovi composti in via di identificazione.

Oltre a strutture semplici quali il cloruro di metile, la natura produce molecole clorurate complesse che possono contenere alti quantitativi di cloro.

Persino composti organoclorurati “tipicamente industriali” come il pentaclorofenolo, i policloropirroli, i bifenili policloruratie la tetraclorodibenzodiossine sono state identificate come sostanze di origine naturale individuate anche in sedimenti vecchi di 8000 anni.

L’emissione globale di composti organoclorurati dalle fonti naturali è elevata. Grandi quantitativi di elementi contenenti cloro presenti naturalmente nell’humus sono componenti del terreno paludoso e dei fiumi allo stato naturale.

Va ricordato inoltre che il cloro è un microelemento indispensabile per la crescita delle piante ma che queste assorbono in quantità veramente minime e come ione Cl-. La funzione che il cloruro svolge è quella relativa alla fotolisi dell’acqua all’interno dei cloroplasti, durante il processo di fotosintesi, e agisce sulla regolazione dell’apertura degli stomi.

Tutto questo mi riporta alla mente un aforisma di Albert Einstein: “Ogni cosa che puoi immaginare, la natura l’ha già creata”

-G. Öberg “The natural chlorine cycle – fitting the scattered pieces” Appl Microbiol Biotechnol (2002) 58:565–581

– T.E. GraedeP and W.C. Keeneb “The budget and cycle of Earth‘s natural chlorine” Pure & Appl. Chem., Vol. 68, No. 9, pp. 1689-1697, 1996.

 

 

 

 

Le figure chimico-retoriche (in pubblicità).

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Claudio Della Volpe

In una serie di post di qualche tempo fa (dal titolo Le molecole della pubblicità) avevo provato ad analizzare alcune frasi pubblicitarie ed il loro senso o non senso chimico; ve ne ricordo alcuni alla fine di questo post.

Stavolta vorrei invece farvi notare alcuni casi che potremmo definire di retorica chimica.

Le figure retoriche, come certamente ricorderete, sono artifici del discorso che consentono di produrre un effetto particolare e ricercato nel testo.

Si possono dividere in tre classi generali: del suono , giocare col suono delle parole o delle vocali (Ceres, c’è); dell’ordine, intervengono sulla struttura della frase e sull’ordine delle parole (“Più lo mandi giù e più ti tira su”.) ed infine quelle del significato che sono forse le più importanti e le più usate come le similitudini, le antifone o le metafore (“Chi abbandona gli animali è una bestia” (WWF)).

Ora in pubblicità mi ha colpito l’uso di metafore che hanno un senso chimico specifico; ne commento due in questo post.

Una è quella dell’olio di mais italiano pù famoso; l’olio Cuore. Anche se al momento la campagna pubblicitaria di questo prodotto ha cambiato leggermente modo ricordo bene quando lo slogan era:
Olio Cuore, solo dal cuore del mais!

Questa è una metafora, il cuore del mais inteso come la parte più intima, più forte o migliore del mais è una metafora; che il produttore usa per dire che fornisce solo un prodotto genuino.

https://www.yumpu.com/en/endosperm

Ora la cariosside del mais, il seme del mais di cui riporto una immagine qui sopra è fatta in questo modo: la parte esterna è costituita essenzialmente di un polisaccaride, amido di mais, mentre il germe, la parte più interna è l’unica parte della cariosside che contiene un grasso, circa il 5% del peso totale; non potreste estrarre un olio se non dal germe, certo non dall’amido della parte esterna; tecnicamente dunque la frase pubblicitaria è del tutto vera, ma anche del tutto inutile; nel senso ogni olio di mais non può essere che estratto dal germe, non ci sono oli di mais estratti dal resto della cariosside. Eppure questo slogan ha avuto un grande successo; lo ha avuto proprio per il suo senso metaforico; quel cuore in realtà richiama la genuinità del prodotto e il messaggio è passato tanto da diventare uno fra i più famosi slogan di uno dei più venduti prodotti italiani.

Un secondo esempio più recente è quello del “riso senza lattosio”, che impazza sugli schermi in questi giorni, pubblicizzato da giovani maschi e femmine che danzano.

Ancora una volta si tratta di una figura retorica, stavolta in puro senso chimico; il riso non contiene un oncia di lattosio, che è un disaccaride costituito di glucosio e galattosio (vedi figura) che non si trova in nessun tipo di riso; dunque che senso letterale ha sollecitare l’acquisto di un prodotto che COME OGNI ALTRO RISO non contene lattosio proprio perché non ne contiene all’origine?

(wikipedia).

Non occorre pensare male per intendere che l’ascoltatore possa concludere, senza averne prove, che per qualche motivo nel riso ci possa essere una aggiunta di lattosio, ma che non ci sia solo in questo specifico caso; ebbene no, lattosio nel riso comune non ce n’é proprio (a meno che non ce lo aggiungiate voi!).

Siamo dunque nella stessa situazione dell’olio cuore; ogni olio di mais è estratto “solo” dal cuore del mais e ogni riso non contiene lattosio!

La pubblicità non sollecita la parte razionale del nostro cervello ma quella profonda, irrazionale, inconscia; qui ci sta dicendo solo: il riso che ti vendo non contiene il lattosio che potresti non digerire, è genuino. Ma la pubblicità non aggiunge ovviamente (ma ve lo diciamo noi) : come qualunque altro riso!

Il “latte di riso”, ossia la bevanda di colore e consistenza simile al latte ma di composizione totalmente diversa viene spesso usata come sostituto del latte vero per chi ha problemi di intolleranza, proprio perché non contiene lattosio.

In effetti tutti gli uomini se interrompono l’assunzione di lattosio nel tempo perdono la capacità di digerirlo; personalmente da ragazzo avevo smesso di bere latte e il suo uso saltuario mi provocava una reazione sgradevole; ma dato che il latte mi piaceva come sapore ho insistito; il mio corpo ha ripreso a produrre l’enzima adatto ed oggi uso un bicchiere di latte regolarmente al mattino (possiamo discutere se la cosa sia alimentarmente utile o meno o ambientalmente accettabile, ma non è questo l’argomento del mio post); conosco persone che non hanno mai ripreso ad usare latte, se ne sentono l’odore hanno fastidio.

Allora, in conclusione il riso comune non contiene lattosio, qualunque sia la sua marca, mentre tutti gli oli di mais sono estratti dal germe, la parte interna e dunque per traslato il “cuore” del mais, anche se non sono di quella marca lì; tuttavia occorre dire che la pubblicità funziona e che non credo di poter avere effetto (e non è nemmeno questo il mio scopo oggi) sul consumo di questi prodotti.

Cerco solo di riflettere sul senso diverso dei linguaggi tecnici e comuni, sull’uso delle parole che come sapete hanno molto a che fare con la chimica (si vedano le conferenze nella parte video del blog, TuChim, https://ilblogdellasci.wordpress.com/tuchim/molecole-e-parole/

Avete altri slogan che siano di “retorica chimica”? E che ci facciano riflettere sul linguaggio comune ed i suoi contatti con la chimica?

https://ilblogdellasci.wordpress.com/2016/10/24/le-molecole-della-pubblicita-2c/

https://ilblogdellasci.wordpress.com/2016/11/04/le-molecole-della-pubblicita-la-biogenina-e-i-suoi-discendenti/

https://ilblogdellasci.wordpress.com/2016/11/20/la-chimica-della-pubblicita-lacchiappacolore/

https://ilblogdellasci.wordpress.com/2016/11/30/le-molecole-della-pubblicita-dentifrici-ripara-smalto/

https://ilblogdellasci.wordpress.com/2016/12/12/le-molecole-della-pubblicita-lanticalcare-1/

https://ilblogdellasci.wordpress.com/2016/12/16/le-molecole-della-pubblicita-lanticalcare-2/

https://ilblogdellasci.wordpress.com/2016/12/21/la-chimica-della-pubblicita-prodotti-per-la-rasatura/

https://ilblogdellasci.wordpress.com/2018/09/14/le-molecole-della-pubblicita-lacqua-micellare/

https://ilblogdellasci.wordpress.com/2018/10/08/le-molecole-della-pubblicita-ma-dove-sta-la-camomilla-nella-saugella/

Come riferimento si veda:

https://www.perlaretorica.it/la-metafora-e-lanalogia-in-pubblicita/

I metalli del gruppo del platino. Prima parte: elementi del gruppo Iridio.

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Rinaldo Cervellati

I metalli del gruppo del platino (abbreviati PGM) o platinoidi, platinidi o elementi del gruppo del platino (PGE) sono sei metalli nobili e preziosi, raggruppati vicini nella tavola periodica. Questi elementi sono tutti metalli di transizione del blocco d (gruppi 8, 9 e 10, periodi 5, 6 e 7).

I PGM sono rutenio, rodio, palladio, osmio e iridio, oltre al platino di cui abbiamo già parlato. Hanno proprietà fisiche e chimiche simili e tendono a presentarsi insieme negli stessi depositi minerali. Possono essere ulteriormente suddivisi in elementi del gruppo iridio (IPGE: Os, Ir, Ru) e elementi del gruppo palladio (PPGE: Rh, Pt, Pd) in base al loro comportamento nei sistemi geologici.

Cominceremo con il gruppo iridio.

L’Osmio (simbolo Os) è l’elemento n. 76 della tavola periodica, è molto raro, la quantità stimata nella crosta terrestre è 0.0015 ppm. La scoperta dell’osmio si intreccia con quella del platino e degli altri metalli del gruppo del platino. La scoperta che il platino non fosse una lega ma un nuovo distinto elemento fu pubblicata nel 1748. I chimici che studiarono il platino lo sciolsero in acqua regia per creare sali solubili. Osservarono sempre una piccola quantità di un residuo scuro e insolubile. Inizialmente pensarono che si trattasse di grafite. Nel 1803, Antoine François Fourcroy (1755-1809) e Louis Nicolas Vauquelin (1763-1829) sospettarono la presenza di nuovi elementi nel residuo insolubile, ma non ottennero abbastanza materiale per ulteriori esperimenti. Successivamente, Smithson Tennant[1], che aveva il vantaggio di una quantità maggiore di residuo, continuò la ricerca identificando due elementi precedentemente sconosciuti nel residuo nero, l’iridio e l’osmio.

Tennant fece reagire il residuo con idrossido di sodio a calor rosso. Dopo acidificazione fu in grado di distillare l’ossido formatosi. Lo chiamò osmio dal greco οσμέ che significa “odore”, a causa dell’odore cinereo e fumoso dell’ossido di osmio. La scoperta dei nuovi elementi fu documentata in una lettera alla Royal Society il 21 giugno 1804.

Fig. 1- Smithson Tennant

L’osmio ha colore blu-grigio brillante ed è l’elemento stabile più denso

L’osmio è un metallo duro ma fragile che rimane brillante anche alle alte temperature.

Fig. 2- Osmio cristallino (a sinistra), pallina di osmio rifusa (a destra)

Ha una compressibilità molto bassa. La durezza dell’osmio è moderatamente alta. A causa della sua durezza, fragilità, bassa pressione di vapore (la più bassa fra i metalli del gruppo del platino) e altissimo punto di fusione (il quarto più alto di tutti gli elementi, dopo carbonio, tungsteno e renio), l’osmio solido è difficile da lavorare.

Principali composti

L’osmio forma composti con stati di ossidazione che vanno da −2 a +8. Gli stati di ossidazione più comuni sono +2, +3, +4 e +8. Lo stato di ossidazione +8 è il più alto raggiunto da qualsiasi elemento chimico[2], a parte il +9 dell’iridio.

Gli stati di ossidazione −1 e −2 rappresentati dai due composti Na2[Os4(CO)13] e Na2[Os(CO)4],sono utilizzati nella sintesi dei cluster di osmio.

Il composto più comune con stato di ossidazione +8 è il tetrossido di osmio. Questo composto tossico si forma quando l’osmio in polvere viene esposto all’aria. È un solido cristallino molto volatile, solubile in acqua, giallo pallido, con un forte odore di fumo di legno. Il tetrossido di osmio forma osmati rossi OsO4(OH)2-2 in seguito a reazione con una base. Con l’ammoniaca, forma il nitruro-osmato OsO3N.

Il tetrossido di osmio bolle a 130 °C ed è un potente agente ossidante. Al contrario, il biossido di osmio (OsO2) è nero, non volatile, molto meno reattivo e tossico.

Solo due composti di osmio hanno applicazioni importanti: il tetrossido di osmio per la colorazione dei tessuti nella microscopia elettronica e per l’ossidazione degli alcheni nella sintesi organica, e gli osmati non volatili per le reazioni di ossidazione organica.

Il pentafluoruro di osmio (OsF5) è noto, ma il trifluoruro di osmio (OsF3) non è stato ancora sintetizzato, tuttavia gli alogeni con ampio raggio atomico rendono più stabili i composti, quindi sono noti il tricloruro, il tribromuro, il triioduro. Lo stato di ossidazione +1 è noto solo per lo ioduro di osmio (OsI), mentre diversi complessi carbonilici di osmio, come il dodecacarbonile di triosmio (Os3(CO)12), rappresentano lo stato di ossidazione 0.

Nonostante la sua vasta gamma di composti nei numerosi stati di ossidazione, l’osmio metallico a temperature e pressioni ordinarie resiste all’attacco di tutti gli acidi, inclusa l’acqua regia, ma viene attaccato dagli alcali fusi.

L’osmio ha sette isotopi naturali, sei dei quali sono stabili: 184Os, 187Os, 188Os, 189Os, 190Os, e 192Os (il più abbondante). Lo186Os subisce un decadimento alfa con un’emivita così lunga che per scopi pratici può essere considerato stabile.

L’osmio è uno degli elementi pari, che lo colloca nella metà superiore degli elementi che si trovano comunemente nello spazio. È, tuttavia, fra gli elementi stabili, uno degli elementi meno abbondanti nella crosta terrestre.

L’osmio si trova libero in natura o in leghe naturali; in particolare nell’osmiridio (una lega di iridio-osmio, ricca di osmio) e nell’iridosmio (ricca di iridio).

Fig. 3- Osmiridio

I metalli del gruppo del platino, e quindi anche l’osmio, si presentano come solfuri, tellururi, antimoniuri e arseniuri nei depositi di nichel e rame, in tutti questi composti il ​​platino viene scambiato da una piccola quantità di iridio e osmio.

All’interno della crosta terrestre, l’osmio, come l’iridio, si trova a elevata concentrazione in tre tipi di struttura geologica: depositi ignei (intrusioni crostali dal basso), crateri da impatto e depositi formatisi da una delle strutture precedenti. Le maggiori riserve primarie conosciute si trovano nel complesso igneo di Bushveld in Sudafrica. I depositi alluvionali utilizzati dai precolombiani sono ancora fonte di metalli del gruppo del platino. Il secondo grande deposito alluvionale è stato trovato negli Urali, in Russia, da dove viene estratto anche osmio.

Commercialmente l’osmio si ottiene come sottoprodotto dell’estrazione e lavorazione di nichel e rame. Durante l’elettrorefinitura di rame e nichel, metalli nobili come argento, oro e metalli del gruppo del platino, insieme ad elementi non metallici come selenio e tellurio si depositano sul fondo della cella come fango anodico, che costituisce il materiale di partenza per la loro estrazione. La separazione dei metalli richiede che siano prima portati in soluzione. Un primo metodo consiste nella fusione con perossido di sodio seguita dal trattamento con acqua regia o in una miscela di cloro e acido cloridrico. Osmio, rutenio, rodio e iridio possono essere separati da platino, oro e altri in base alla loro insolubilità in acqua regia, lasciando un residuo solido. Il rodio può essere separato dal residuo mediante trattamento con bisolfato di sodio fuso. Il residuo insolubile, contenente Ru, Os e Ir, è trattato con ossido di sodio, in cui Ir è insolubile, producendo sali di Ru e Os solubili in acqua. Dopo evaporazione e ossidazione, il tetrossido di rutenio, RuO4, è separato da quello di osmio (OsO4) mediante precipitazione di (NH4)3RuCl6 con cloruro di ammonio.

Un secondo metodo consiste, dopo la dissoluzione dei metalli, nella separazione dell’osmio mediante distillazione o estrazione con solventi organici del tetrossido di osmio.

Entrambi i metodi sono impiegati per la produzione su scala industriale. In entrambi i casi, il prodotto finale (OsO4) viene ridotto usando idrogeno, producendo il metallo sotto forma di polvere che viene trattata con tecniche metallurgiche.

A causa della volatilità e dell’estrema tossicità del suo ossido, l’osmio è raramente utilizzato allo stato puro, ma in lega con altri metalli per dispositivi molto usurabili. Le leghe di osmio e iridio sono molto dure e sono utilizzate nelle punte delle penne stilografiche, dei perni e nei contatti elettrici di vari strumenti usati frequentemente.

Fig. 4- Penna per stilografica in lega di osmio e iridio

In passato furono anche usate per le puntine di fonografi e giradischi. Le puntine in lega di osmio erano significativamente più durevoli di quelle in acciaio e acciaio al cromo, ma si consumavano molto più rapidamente rispetto alle concorrenti e costose punte di diamante, quindi furono abbandonate.

Il tetrossido di osmio è stato utilizzato nella rilevazione delle impronte digitali e nella colorazione dei tessuti adiposi per microscopia ottica ed elettronica. Essendo un forte ossidante si lega ai lipidi principalmente reagendo con i legami carbonio-carbonio insaturi e quindi fissa le membrane biologiche nei campioni di tessuto e contemporaneamente le colora. Poiché gli atomi di osmio sono estremamente densi di elettroni, la colorazione dell’osmio migliora notevolmente il contrasto dell’immagine negli studi di microscopia elettronica a trasmissione (TEM) di materiali biologici.

Il tetrossido e il suo derivato osmato di potassio sono importanti ossidanti nella sintesi organica. Karl Barry Sharpless[3], che ha utilizzato questi composti per la conversione di un doppio legame in un diolo vicinale, ha ricevuto il premio Nobel per la chimica nel 2001.

Fig. 5- Karl Barry Sharpless

Tuttavia OsO4 è molto costoso, quindi su scala industriale è spesso impiegato il più economico KMnO4, anche se i rendimenti sono inferiori.

Nel 1898 un chimico austriaco, Auer von Welsbach, sviluppò l’Oslamp, lampadina a filamento di osmio, ma fu presto sostituito dal più stabile ed efficace tungsteno.

Le lampadine a incandescenza Osram (praticamente non più in uso) derivarono il loro nome dal filamento in lega osmio-tungsteno (in tedesco wolframio).

L’osmio ha un’alta riflettività nella gamma ultravioletta dello spettro elettromagnetico, ciò che è richiesto per gli spettrometri UV nei veicoli spaziali, che hanno necessariamente ridotte dimensioni dello specchio. Gli specchi rivestiti di osmio furono fatti volare in diverse missioni spaziali a bordo dello Shuttle, ma divenne presto chiaro che i radicali liberi dell’ossigeno nella bassa orbita terrestre sono in quantità sufficiente per deteriorare lo strato di osmio.

L’unico uso clinico noto dell’osmio è nella sinovectomia nei pazienti artritici, che implica la somministrazione locale di tetrossido di osmio, un composto altamente tossico. La mancanza di segnalazioni di effetti collaterali a lungo termine suggerisce che l’osmio potrebbe essere biocompatibile, sebbene ciò dipenda dal composto di osmio somministrato. Nel 2011, i composti dell’osmio (VI) e dell’osmio (II) hanno mostrato attività antitumorale in vivo, indicando un possibile futuro loro uso come farmaci antitumorali.

Riciclaggio [1]

L’osmio è un elemento raro, pertanto lo smaltimento delle soluzioni usate dovrebbe consistere nel riciclaggio, non nello scarico, anche se in passato i suoi composti non erano considerati pericolosi per l’ambiente [2]. Il tetrossido tossico, incolore e solubile, viene rapidamente trasformato in biossido nero insolubile da quasi tutti i riducenti, solitamente in forma colloidale che si disperderebbe facilmente in acqua se non fosse saldamente attratta dal solvente organico (solitamente alcool) in cui è sciolto il riducente. Il biossido di osmio viene separato, lavato e poi ri-ossidato a tetrossido e riutilizzato per le applicazioni sopra menzionate.

L’Iridio (simbolo Ir) è l’elemento n. 77 della tavola periodica e la sua abbondanza stimata nella crosta terrestre è di 0.001 ppm, ancora più bassa di quella dell’osmio. Fu scoperto, insieme all’osmio, da Smithson Tennant, che lo chiamò iridio, da Iris (Ἶρις), la dea greca alata dell’arcobaleno perché molti dei sali che ottenne erano molto colorati.

L’iridio metallico ha un aspetto simile al platino, ma con una leggera dominante giallastra. A causa della sua durezza, fragilità e altissimo punto di fusione, l’iridio solido è difficile da lavorare, pertanto è comunemente impiegata la metallurgia delle polveri.

Fig. 6- Iridio in polvere; pressato e rifuso in cilindretti e sferette

È l’unico metallo a mantenere buone proprietà meccaniche all’aria a temperature superiori a 1600 °C. Occupa il decimo posto fra gli elementi con elevato punto di ebollizione, diventa superconduttore a temperature inferiori a 0,14 K. L’iridio è il metallo più resistente alla corrosione noto: non viene attaccato da quasi nessun acido, acqua regia, metalli fusi o silicati ad alte temperature. Tuttavia, può essere attaccato da alcuni sali fusi, come cianuro di sodio o di potassio, nonché da ossigeno e alogeni (in particolare fluoro) a temperature molto elevate. L’iridio reagisce anche direttamente con lo zolfo a pressione atmosferica per produrre disolfuro di iridio.

Principali composti

L’iridio forma composti negli stati di ossidazione tra −3 e +9; gli stati di ossidazione più comuni sono +3 e +4. Esempi ben caratterizzati dell’elevato stato di ossidazione +6 sono rari, sono noti il fluoruro IrF6 e due ossidi misti con magnesio, calcio e stronzio, Sr2MgIrO6 e Sr2CaIrO6. Nel 2009 l’ossido di iridio(VIII), IrO4, è stato ottenuto in argon a bassissima temperatura (6 K) mediante irradiazione UV del perossido di iridio. Lo stato di ossidazione più alto (+9), che è anche il più alto registrato per qualsiasi elemento, è noto solo nel catione IrO+4 in fase gassosa che non forma sali.

Il biossido di iridio, IrO2, solido nero-blu, è l’unico ossido di iridio ben caratterizzato. Un sesquiossido, Ir2O3, è stato ossidato a IrO2 dal’acido nitrico HNO3.

L’iridio forma anche iridati con stati di ossidazione +4 e +5, come K2IrO3 e KIrO3, che possono essere preparati facendo reagire ossido o superossido di potassio con iridio ad alte temperature.

I composti del tipo IrX3 sono noti per tutti gli alogeni. Per gli stati di ossidazione +4 e superiori, sono noti solo il tetrafluoruro, il pentafluoruro e l’esafluoruro. L’esafluoruro di iridio, IrF6, è un solido giallo volatile e altamente reattivo, composto da molecole con struttura ottaedrica. Si decompone in acqua riducendosi a IrF4, un solido cristallino (nero di iridio). L’iridio metallico si dissolve in cianuri alcalini fusi formando ioni esacianiridato (Ir(CN)63+).

L’acido esacloroiridico (IV), H2IrCl6, e il suo sale di ammonio sono i composti di iridio più importanti dal punto di vista industriale poiché coinvolti nella sua purificazione e utilizzati come precursori per la maggior parte degli altri composti dell’iridio, nonché nella preparazione di rivestimenti anodici.

I composti organoiridici contengono legami iridio-carbonio in cui il metallo si trova generalmente negli stati di ossidazione più bassi. Ad esempio, lo stato di ossidazione zero si trova nel tetrairidio dodecacarbonile, Ir4(CO)12, che è il carbonile binario più comune e stabile dell’iridio. Alcuni composti organometallici di Ir(I) sono abbastanza notevoli da essere chiamati con il nome dei loro scopritori. Ad esempio il complesso di Vaska, IrCl(CO)[P(C6H5)3]2, che ha la proprietà insolita di legarsi alla molecola di ossigeno, O2.

Fig. 7- Il complesso di Vaska

L’iridio ha due isotopi naturali stabili, 191Ir e 193Ir, con abbondanze naturali rispettivamente di 37,3% e 62,7%. Sono stati sintetizzati decine di isotopi radioattivi sintetici con numero di massa da 164 a 202.

Applicazioni

L’uso principale dell’iridio è come agente indurente in lega con il platino e/o con l’osmio. È impiegato inoltre nella fabbricazione di crogioli e altri attrezzi scientifici destinati a lavorare ad alte temperature e nella realizzazione di contatti elettrici (ad esempio: candele al Pt/Ir).

L’iridio o leghe osmio/iridio vengono usati per i pennini delle penne stilografiche e per i perni delle bussole per prolungarne la durata.

Fig. 8- Pennino di iridio per stilografica

L’iridio si usa come catalizzatore nella carbonilazione del metanolo per produrre acido acetico.

In lega con il platino fornisce un materiale a coefficiente termico nullo usato in meccanica. Dal 1889 fino a pochi anni fa i campioni standard del metro e del chilogrammo erano in lega platino iridio.

Un’altra applicazione, divenuta molto importante negli ultimi anni, è nell’elettronica organica. Poiché l’iridio è capace di emettere radiazione per fosforescenza, si è pensato di utilizzarlo per la fabbricazione di LED organici, che emettono luce bianca. La fosforescenza dell’iridio permette di aumentare notevolmente l’efficienza di emissione dei dispositivi. Si sintetizzano dei complessi dell’iridio da usare come droganti in una matrice (che solitamente emette nel blu). Secondo il tipo di legante, l’iridio può emettere a diverse lunghezze d’onda, tipicamente nel rosso e nel giallo. La combinazione dell’emissione di tutti i componenti del film organico dà luce bianca.

Il radioisotopo iridio-192 è una delle due più importanti fonti di energia per l’uso nella radiografia γ industriale per test non distruttivi su metalli. Inoltre, 192Ir è utilizzato come fonte di radiazioni gamma per il trattamento del cancro mediante brachiterapia, una forma di radioterapia in cui una fonte radioattiva sigillata è posta all’interno o accanto all’area che richiede il trattamento.

Recentemente un gruppo di ricercatori chimici e biochimici ha annunciato che l’iridio si lega all’albumina formando un complesso fotosensibile che può penetrare nelle cellule tumorali e, dopo essere stato irradiato con la luce (un processo chiamato terapia fotodinamica), distrugge le cellule tumorali [3,4][4].

Riciclaggio

Il recupero degli scarti di iridio e rutenio avviene o mediante fusione a temperatura elevata (pirometallurgia) o attraverso un processo idrometallurgico elettrolitico, entrambi analoghi a quelli utilizzati per la loro estrazione. Una volta recuperati attraverso l’elettrolisi, i sali dei metalli vengono trasformati e raffinati nei metalli puri tramite riduzione chimica con idrogeno, e quindi riutilizzati come materiali primi secondari.

Il Rutenio (simbolo Ru) è l’elemento n. 44 della tavola periodica, 5° periodo, 8° gruppo. È raro come l’iridio, la sua abbondanza nella crosta terrestre è stimata in 0.001 ppm. Nel 1827 Gottfried Osann (1796-1866), ritenne di aver scoperto questo elemento nel residuo lasciato dopo aver sciolto campioni di platino grezzo proveniente dagli Urali in acqua regia, e lo chiamò ruthenium dalla parola latina per ”Russia”. Ma Berzelius non trovò alcun metallo insolito nel residuo. Poiché Osann non fu in grado di riprodurre il suo isolamento rinunciò infine all’attribuzione. Nel 1844, Karl Ernst Claus[5], uno scienziato russo, dimostrò che i composti preparati da Osann contenevano piccole quantità di rutenio, che Claus isolò nello stesso modo in cui il più pesante osmio era stato scoperto quattro decenni prima. Claus dichiarò: “Ho chiamato ruthenium il nuovo corpo, in onore della mia Patria. Avevo tutto il diritto di chiamarlo con questo nome perché il signor Osann vi aveva rinunciato e la parola non esiste ancora in chimica “.

Fig. 9- Karl Ernst Claus

Il rutenio è un metallo di colore bianco argenteo, si presenta in quattro forme cristalline e non si annerisce se non soggetto a elevate temperature. Il rutenio non è attaccato dagli acidi (nemmeno dall’acqua regia) ma viene attaccato dagli alogeni ad alte temperature. Si dissolve in alcali fusi per dare rutenati (RuO42−). L’aggiunta di piccole quantità di rutenio può aumentare la durezza del platino e del palladio. La resistenza alla corrosione del titanio è notevolmente aumentata dall’aggiunta di una piccola quantità di rutenio. Una lega di rutenio-molibdeno è nota per essere superconduttrice a temperature inferiori a 10,6 K. Il rutenio è l’ultimo dei metalli di transizione del blocco 4d che può assumere lo stato di ossidazione +8, ma anche in questo caso è meno stabile rispetto all’osmio. Come il ferro, che lo precede nel gruppo, ma a differenza dell’osmio che lo segue, il rutenio può formare cationi acquosi nei suoi stati di ossidazione più bassi, +2 e +3.

A differenza del ferro, più leggero, il rutenio è paramagnetico a temperatura ambiente.

Il rutenio nativo è molto raro e spesso è sostituito in parte dall’iridio nella sua struttura cristallina.

Fig. 10- Rutenio

Si trova generalmente nei minerali degli altri metalli del gruppo del platino negli Urali, nel Nord e nel Sud America. Piccole quantità commercialmente importanti si trovano anche nella pentlandite estratta nell’Ontario (Canada) e nei depositi di pirossenite in Sudafrica.

Il rutenio naturale possiede sette isotopi stabili, il più abbondante (31.55%) è 102Ru.

Il rutenio, come gli altri metalli del gruppo del platino, è ottenuto commercialmente come sottoprodotto della lavorazione del minerale di nichel, rame e platino. Dopo il trattamento con bisolfato di sodio fuso, il residuo insolubile, contenente Ru, Os e Ir viene trattato con ossido di sodio, in cui Ir è insolubile, producendo sali disciolti di Ru e Os. Dopo evaporazione e calcinazione, l’ossido di rutenio RuO4 viene separato da OsO4 mediante precipitazione con cloruro di ammonio o mediante distillazione o estrazione con solventi organici del tetrossido di osmio volatile. Il prodotto viene infine ridotto usando idrogeno, ottenendo il metallo come polvere o spugna di metallo che può essere trattato con tecniche di metallurgia delle polveri.

Principali composti

Gli stati di ossidazione del rutenio vanno da 0 a +8 e −2. Gli stati +2, +3 e +4 sono i più comuni. Le proprietà dei composti di rutenio e dell’osmio sono spesso simili. Il precursore più diffuso è il tricloruro di rutenio. Anidro esiste in due forme, la α nera e la β marrone scuro, il triidrato è rosso.

Il rutenio può essere ossidato a ossido di rutenio (IV) (RuO2) che a sua volta può essere ulteriormente ossidato con metaperiodato di sodio a tetraossido di rutenio, RuO4, un agente ossidante aggressivo e con struttura e proprietà analoghe al tetrossido di osmio.

A differenza del tetrossido di osmio, il tetrossido di rutenio è meno stabile ed è abbastanza forte come agente ossidante per ossidare l’acido cloridrico diluito e anche solventi organici come l’alcol etilico a temperatura ambiente. Il rutenio non forma ossidi nei suoi stati di ossidazione +2 e +3. Il solfuro di rutenio (RuS2) è presente in natura nel minerale laurite, del gruppo delle piriti. Un alogenuro di rutenio molto noto è l’esafluoruro, un solido marrone scuro che si scioglie a 54 °C, idrolizzandosi violentemente al contatto con l’acqua per formare una miscela di fluoruri di rutenio a più bassi numeri di ossidazione, rilasciando fluoro gassoso.

Il rutenio forma una varietà di composti di coordinazione. I derivati con bipiridina e terpiridina sono numerosi, il più noto è il cloruro tris (bipiridina) rutenio (II), luminescente.

Fig. 11- Tris(bypiridna)rutenio(II) cloruro

Il rutenio forma anche una vasta gamma di composti organometallici. Il più noto è il catalizzatore di Grubbs usato in un’importante reazione degli alcheni (metatesi delle olefine).

Fig. 12- Il catalizzatore di Grubbs

Per questa sintesi Robert H. Grubbs[6] è stato insignito del Premio Nobel per la chimica 2005, insieme a Yves Chauvin e Richard Schroch.

Fig. 13- Robert H. Grubbs

Applicazioni

Per via del suo effetto indurente su platino e palladio, il rutenio è usato in lega con essi per produrre contatti elettrici molto resistenti all’usura.

L’aggiunta dello 0,1% di rutenio al titanio ne aumenta la resistenza alla corrosione fino a 100 volte.

Molti composti del rutenio sono catalizzatori molto versatili.

Complessi organo-metallici del rutenio hanno evidenziato delle proprietà anti-tumorali portando allo sviluppo di medicinali sperimentali.

Altri complessi del rutenio, per via della loro capacità di assorbire la luce di tutto lo spettro visibile, sono oggetto di ricerca nello sviluppo di tecnologie solari.

Infine, alcune leghe di rutenio-iridio sono utilizzate da aziende produttrici di accessori di lusso quali Mont Blanc e Rolex.

Riciclaggio

La Furuya Metal Co., produttore giapponese di oggetti industriali in metalli preziosi, ha aperto, nello stabilimento di Tsuchiura, un nuovo impianto pirometallurgico al plasma per riciclare i metalli del gruppo del platino dai catalizzatori esauriti. La tecnologia al plasma a corrente continua è stata fornita e installata da Swindon Tetronics International, con sede nel Regno Unito, specialista di questa tecnologia per il riciclaggio dei metalli e il trattamento dei rifiuti pericolosi. La tecnologia utilizza temperature altissime per fondere, gassificare o vaporizzare qualsiasi materiale di scarto, al fine di trattare, recuperare e raffinare preziosi prodotti commerciali. Secondo Tetronics, il nuovo processo al plasma consentirà a Furuya di recuperare PGM da catalizzatori di scarto di bassa qualità con tassi di recupero molto elevati. L’aspetto unico di questo particolare impianto è che è in grado di riciclare il rutenio: una novità mondiale.

Cicli biogeochimici

Per questi elementi non esiste un ciclo biogeochimico ben definito come quello riportato nel post sul platino [5]. Uno schema generico sulle principali fonti di emissione e cammini di distribuzione degli elementi del gruppo del platino nell’ambiente si trova nel ponderoso volume Platinum Metals in the Environment, riprodotto in figura [6, p. 110]:

Fig. 14- Ciclo dei PGM

Il volume, contenente contributi di diversi scienziati e ricercatori, si occupa prevalentemente di palladio e rodio (oltre che, ovviamente del platino) e dei sistemi di analisi chimiche e monitoraggi biologici negli in specifici ambienti. Per l’osmio viene riportato che la concentrazione nel Nord-ovest della Spagna è aumentata da poco più di 0,1 ng m-2 per anno dell’epoca pre-industriale a circa 50 ng m-2 per anno negli ultimi anni [6, p 13].

Opere consultate

CRC, Handbook of Chemistry and Physics, 85th, pp. 4-16.17; 4-21, 4-26,27

https://en.wikipedia.org/wiki/Osmium

https://en.wikipedia.org/wiki/Iridium

https://en.wikipedia.org/wiki/Ruthenium

Bibliografia

[1] J.A. Kiernan, Recycling Osmium Tetroxide, Microscopy today., 2001, DOI: 10.1017/S1551929500051312

[2] Smith et al., Trace Metal in the Environment, vol 4., Science Publishers Ann Arbor, 1978, cit. in [1]

[3] Zhang, Pingyu et al., Nucleus-Targeted Organoiridium-Albumin Conjugate for Photodynamic Cancer Therapy., Angewandte Chemie, 201858,  2350–2354.

[4] University of Warwick, https://www.eurekalert.org/pub_releases/2019-02/uow-ssl013119.php

[5] A. Mitra, S. Sen, Anthrobiogeochemical Platinum, Palladium and Rhodium Cycles of Earth:

Emerging Environmental Contamination., Geochimica et Cosmochimica Acta, 2017, DOI: 10.1016/j.gca.2017.08.025

[6] F. Zereini, Clare L.S. Wiseman, Eds., Platinum Metals in the Environment, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 2015.

[1] Smithson Tennant FRS (1761-1815) è stato un chimico inglese, Fellow of the Royal Society. Noto soprattutto per la scoperta degli elementi iridio e osmio nel 1803. Contribuì anche alla prova dell’identità di diamante e carbone. Il minerale tennantite prende il nome da lui.

[2] Lo stato di ossidazione +8 si incontra solo nel rutenio, iridio e nello xeno.

[3] Karl Barry Sharpless (1941-) è un chimico americano, premio Nobel noto per il suo lavoro sulle reazioni stereoselettive e sulla chimica dei click. La click chemistry, termine inglese che si può tradurre come “chimica a scatto”, è una filosofia della chimica introdotta da Sharpless nel 2001, e si riferisce alla possibilità di sintetizzare sostanze complesse in modo semplice e rapido, unendo molecole più piccole. Questo tipo di reattività si ispira alla natura, che operando per lo più in ambiente acquoso produce un’enorme varietà di molecole complesse a partire da poche molecole di base.

[4] E’ interessante notare che una ricercatrice del gruppo, Cinzia Imberti, laureatasi in chimica con lode nel 2012 a Padova è poi andata in Inghilterra, Master of Research al King’s College di Londra nel 2014, Ph.D. nel 1918 sempre al King’s, da più di un anno anni ricercatrice all’Università di Warwick…

[5] Karl Ernst Claus (anche Karl Klaus o Carl Claus, 1796-1864) è stato un chimico e naturalista russo di origine baltico-tedesca. Principalmente noto come chimico e scopritore dell’elemento rutenio, ma anche come uno dei primi scienziati che hanno applicato metodi quantitativi in botanica. È stato membro dell’Accademia delle scienze russa.

[6] Robert Howard Grubbs (1942-) è un chimico americano, professore di chimica al California Institute of Technology di Pasadena, California. È stato covincitore del Premio Nobel 2005 per la chimica per il lavoro sulla metatesi dell’olefina.

Strano, tutto è chimica!

In evidenza

Mauro Icardi

Recensione del libro “Questione di chimica” di Mai Thi Nguyen-Kim

(il titolo tedesco originale è : Komisch, alles chemisch )

Mai Thi Nguyen – Kim

Questione di chimica

Ed. Sonzogno, euro 9.90
pp. 240, 1° ed. 2019

ISBN 978-88-454-0068-1

Confesso di essere una persona all’antica. Nonostante il proliferare di tecnologia, internet, social e quant’altro, subisco ancora il fascino dei libri e delle librerie. Dove ancora oggi passo intere ore, curiosando tra i volumi. Molto spesso riesco a trovare titoli interessanti. E a volte può bastare aprirne uno, sfogliare qualche pagina, leggere qualche paragrafo a caso, oppure l’incipit, per capire immediatamente che devo acquistare il libro che ho in mano.

E’ successa questa cosa anche con il libro di una giovane chimica tedesca Mai Thi Nguyen-Kim (il cui nome ricorda più che la Germania il continente asiatico). Mai ha conseguito il dottorato post laurea in chimica presso l’Università di Harward, ed è attualmente molto seguita sul suo canale Youtube: “ The secret life of scientists”. Questo è il suo primo libro. Sul suo canale Youtube risultano iscritte 26 milioni di persone.

Gironzolando tra i libri, del suo mi ha incuriosito più che il titolo “Questione di chimica”, il sottotitolo.      “Dentifricio, Smartphone, Caffè, Sonno Amore… perché la chimica spiega veramente tutto”.

Ho sfogliato qualche pagina e mi ha subito colpito, leggendo la prefazione al libro, un atteggiamento che anche io qualche volta assumo. L’autrice dice che una delle cose che più la appassiona è quella di immaginare la realtà a livello atomico, attraverso la lente della conoscenza della chimica. E confesso che qualche volta anche a me succede di pensare nello stesso modo. Lei dice di pensare al fluoruro nei dentifrici mentre si lava i denti, o al pH della crema che usa. Agli enzimi metabolici mentre si ciba. Anche a me succede, magari non con la stessa frequenza, ma succede. Per esempio al supermercato, quando leggo con attenzione gli ingredienti di alcuni prodotti. Forse non soffro come dice Mai di D.O.C (disturbo ossessivo chimico), ma penso di esserci abbastanza vicino. E credo che a molti di noi capiti di correre il rischio di essere scambiati per eccentrici, quando magari in compagnia di amici cerchiamo di far capire di cosa ci occupiamo, e la passione per la chimica.

Il libro è molto gradevole, l’autrice parla di chimica trasmettendo il suo genuino entusiasmo. Trovo piacevole anche lo stile con cui il libro è scritto. Appassionato, allegro e anche ironico. Adatto ai giovani, ma non solo. Divulgare la scienza senza ricorrere all’utilizzo del gergo tecnico, probabilmente ostico ai più, è uno dei suggerimenti che provengono dal libro. Suggerimento che deve in qualche modo far riflettere. In questo libro la chimica viene spiegata in maniera accessibile, ma niente affatto superficiale. E lo spunto iniziale di ogni capitolo prende spunto dalle esperienze di vita. Ho trovato molto divertente un episodio (che credo sia reale, e non frutto di invenzione per quanto possa apparire strano) dove l’autrice racconta come la sua migliore amica interrompa una probabile storia sentimentale, per incompatibilità “chimica” con il suo partner. Ma non si tratta della misteriosa chimica dell’attrazione e del sentimento, ma di una divergenza che nasce sulla formulazione di un dentifricio! Per meglio dire della diversa opinione, sull’utilità dei fluoruri per la protezione dalla carie, invece dell’idrossiapatite ormai molto usata. Un amore non sbocciato, una piccola baruffa tra due ricercatori. Lei chimica, lui fisico. Davvero gradevole. Per altro come scritto nel sottotitolo, anche la chimica dell’attrazione viene descritta e trattata.

Ho letto il libro praticamente in un giorno. Molti dei temi mi appassionano da sempre, tra i tanti la questione delle terre rare negli schermi degli smartphone, ma ovviamente anche la parte relativa a far chiarezza sui miti relativi all’acqua. E si parla anche di un tabù per molti, ma non per i chimici ( e su questo concordava anche Primo Levi). Si parla di cosmesi e di molecole odorose volatili che non odorano propriamente di violetta. I chimici militanti, e questo da sempre, non si spaventano per cose di questo genere.

Mai è entusiasta della chimica, e credo possa far entusiasmare molti lettori. Sia chi la chimica la conosce e l’ha studiata. Sia chi vuole imparare a conoscerla al di fuori di stereotipi e pregiudizi. Il libro è stato per me una piacevolissima sorpresa. Seguire Mai che descrive una sua giornata tradotta in atomi, molecole, chimica fisica, chimica inorganica è molto altro, mi ha strappato molte volte un sorriso durante la lettura. E a proposito di “chemofobia” (che nel libro è definita “chimismo” e temo, pur senza averne certezza che derivi da una traduzione errata), vorrei chiudere con una frase che mi è piaciuta. Parlando dell’eterna diatriba tra naturale e sintetico, sull’idea distorta e spesso confusa e superficiale che la chimica si porta appresso come un fardello, Mai suggerisce al lettore una considerazione importante: “Ragazzi la chimica non è sbagliata per principio”

In chiusura una considerazione personale e generale. Troppe volte la chimica torna alla ribalta quando ci sono eventi particolari. Così è stato nel 2011 (Anno internazionale della chimica), cosi è stato in questo 2019 Anno internazionale della tavola periodica e centocinquantesimo anniversario dell’invenzione di essa da parte di Dmitrij Mendelev. In queste occasioni per ragioni puramente commerciali, si trovano molti libri di divulgazione chimica nelle librerie. Sarebbe auspicabile vi rimanessero anche quando cala il sipario sulle manifestazioni.

Presenza ed origine del platino nello spazio

In evidenza

Diego Tesauro

Il platino, 78° elemento della tavola periodica, come riportato in un precedente post, è uno dei metalli preziosi maggiormente conosciuto, inizialmente per il suo uso in oreficeria, poi nell’ultimo secolo per essere un catalizzatore di molti processi chimici industriali divenendo popolare per il suo impiego negli scarichi delle automobili che ne ha comportato un’ampia diffusione. Non da trascurare è anche l’uso di suoi composti quale chemioterapico. Ma a fronte di questo impiego su una più larga scala, bisogna constatare, che come tutti gli elementi della terza serie dei metalli di transizione, non è particolarmente diffuso. Rappresenta infatti solo 5 parte per miliardo in massa della crosta terrestre, ma rispetto agli altri elementi che lo precedono nella tavola periodica e molti elementi della seconda serie è più abbondante. Come tutti gli elementi con numero atomico pari nel sistema solare, e quindi nell’universo, sono più abbondanti rispetto agli elemnti con numero atomico dispari. Questa prevalenza è determinata in quanto si sono generati per decadimenti radioattivi verso nuclei più stabili che hanno nuclei con un numero di protoni, soprattutto, e neutroni pari. La scarsità di questo elemento è dovuta a due fattori: uno di natura geologica, l’altro risiede nella genesi a seguito della nucleosintesi. La presenza sulla Terra è però ancora più scarsa che nel sistema solare per la storia evolutiva geologica della Terra che, come l’oro, ne ha visto un inabissamento verso le zone più interne del nostro globo. Il platino presente nella crosta terrestre ha quindi origine dall’impatto di meteoriti, così come è stato anche riportato per l’oro in un precedente intervento. Essendo di natura extraterrestre è rinvenuto insieme agli altri elementi omologhi come l’iridio e l’osmio negli asteroidi. In particolare gli asteroidi di tipo M situati nella fascia centrale degli asteroidi, situata a circa 300 milioni di distanza dalla Terra, sono costituiti essenzialmente da metalli in quanto rappresentano il nucleo di un potenziale pianeta che si sarebbe potuto formare fra l’orbita di Marte e l’orbita di Giove all’origine del sistema solare. Tra questi è Psyche, l’asteroide n°16 (Scoperto a Napoli dall’osservatorio di Capodimonte da Annibale De Gasperis nel 1852 https://it.wikipedia.org/wiki/Annibale_De_Gasparis ), costituito essenzialmente da metalli (ferro e nichel).

Psyche ripreso dal Very large telescope (VTL)

Verso Psyche è stata programmata dalla NASA una missione in partenza per 2022 con l’obiettivo di raggiungere l’asteroide per il 2023 per studiarne meglio la composizione. Il platino e i suoi omologhi sono certamente presenti su questo asteroide. La missione potrebbe essere da apripista per la possibilità di sfruttamento degli asteroidi come future miniere di metalli preziosi rari. La loro presenza nei corpi più piccoli del sistema solare ha addirittura spinto la fantasia nel catturare questi corpi e nel porli in rotazione attorno alla Terra per poi sfruttarne le potenzialità dal punto di vista minerario. Oggi questa evenienza sembra fantascienza, ma in futuro non troppo lontano potrebbe verificarsi, anche se il trattato sullo spazio extra-atmosferico del 27 gennaio 1967 (https://it.wikipedia.org/wiki/Trattato_sullo_spazio_extra-atmosferico) consente operazioni di estrazione di materie prime dallo spazio da parte di privati solo se autorizzate dagli stati. Ma il platino presente nel sistema solare come si è formato?

La formazione del platino così come quella degli altri metalli della terza serie ha essenzialmente origine nei processi di cattura neutronica di tipo r, che come già abbiamo visto, hanno luogo nelle esplosioni di supernova di tipo II (quelle che avvengono a carico di stelle super- massicce con massa superiore alle 8 masse solari) oppure nella fusioni di stelle di neutroni.

Arricchimento della nebulosa primordiale da parte di una fusione fra due stele di neutroni

L’osservazione per la prima volta delle onde gravitazionali da parte degli esperimenti LIGO–Virgo, emesse dalla collisione di stelle di neutroni, ha permesso, a seguito di una campagna di ricerche di individuare nell’oggetto GW170817 la controparte emettitrice di onde elettromagnetiche nel dominio del visibile e dell’infrarosso. Questa osservazione ha rappresentato la prima opportunità per rilevare elementi chimici sintetizzati recentemente con il processo r. Le emissioni rilevate collimano effettivamente con modelli sviluppati confermando le ipotesi che accreditano a questi eventi la formazione di elementi con massa superiore a 140 nucleoni [1] La formazione quindi degli elementi pesanti da eventi catastrofici finali dell’evoluzione stellare permette a stelle di prima popolazione (quale è il Sole) e gli oggetti più piccoli quali i pianeti e i pianeti nani abbiano tra gli elementi anche il platino. Ma questi elementi sono presenti in basse quantità anche in stelle più antiche La ricerca quindi del platino e degli elementi che lo precedono nella terza serie di transizione osmio e iridio, costituisce dagli anni novanta del secolo scorso un importante obiettivo per chiarire i processi di nucleosintesi e trovare conferme ai modelli di evoluzione delle galassie. In precedenza questa ricerca era preclusa essendo effettuata con l’uso di strumenti basati sulla Terra. L’osservazione delle transizioni atomiche infatti cadono in un intervallo di lunghezza d’onda che viene assorbita dall’atmosfera terrestre. Fu solo l’avvento dello space Hubble telescope nel 1991 che permise di rilevare i segnali come per esempio dalla stella HD 126238 appartenente all’alone galattico cioè una stella di II popolazione (più antica del Sole, stella di I popolazione)[2]. Da questo panorama emerge quindi sia un interesse scientifico speculativo che economico nella ricerca del platino e dei suoi omologhi nello spazio.

1 D. Kasen et al. Origin of the heavy elements in binary neutron-star mergers from a gravitational-wave event Nature 2017, 551, 80-84.

2 J J. Covan et al. First Detection of Platinum, Osmium, and Lead in a Metal-Poor Halo Star: HD 126238 The Astrophysical Journal, 1996, 460, L115–L118.

 

Chimica e alimentazione.

In evidenza

Luigi Campanella, già Presidente SCI

L’alimentazione cattura con sempre crescente interesse l’attenzione dei cittadini.

Il triangolo salute/ambiente/alimenti sempre più si identifica con le componenti essenziali della qualità della vita. Negli ultimi anni però nel web ci si imbatte spesso in “ricerche scientifiche” o “suggerimenti” da parte di esperti della salute che contribuiscono a diffondere informazioni sbagliate – o parziali – sulla nostra alimentazione.

Ad esempio un bicchiere di vino al giorno può fare realmente bene o è vero quanto da parte degli epidemiologi si sostiene e cioè che non esista nessun consumo di alcol completamente sicuro. Ed ancora l’olio di cocco è la panacea universale che credevamo tanto che l’abbiamo usato per tutto: cucinare, lavare i denti, idratare la pelle, etc.? Le calorie ad esso imputate sono in maggiore quantità rispetto ad altri oli.

Ed ancora gli zuccheri naturali non sono così sani come si crede rispetto allo zucchero raffinato: le calorie in gioco sono più o meno le stesse. Ci hanno convinto che il cioccolato fondente sia buono per la nostra salute: fioccano ricerche e articoli che lo eleggono ad alleato della salute su tutti i fronti. Forse, e diciamo forse, le ricerche finanziate dall’industria dolciaria potrebbero avere avuto in ruolo in tutto ciò?

I superfood in realtà non esistono. Spendere tutto lo stipendio in cavolo nero e avocado non ti farà arrivare a 150 anni. Il dottor Crandall Snyder dice, sui cosiddetti SuperFood che dovrebbero risolvere tutti i mali del mondo,: “Io consiglio sempre di risalire allo studio originale. E’ stato fatto su animali o esseri umani? Sono stati usati estratti o cibi industriali? Qual era il dosaggio e la frequenza? Lo studio teneva in considerazione correlazioni o rapporti di causa?

I carboidrati non sono i nemici giurati della tua dieta: ce ne sono di molto sani, come nei cereali nella frutta, nei legumi. Acqua e limone al mattino sono consigliati. Ma potrebbero addirittura nuocere: si pensi allo smalto dei denti.

Ma gli aspetti che oggi sono sotto la lente di ingrandimento nel tema alimentare sono anche altri. Il cibo è la prossima questione che l’umanità tutta (nei prossimi cinque anni sfonderà il tetto degli 8 miliardi) deve affrontare. Lo confermano i super esperti di Ibm Research, che si sono focalizzati sulla sostenibilità alimentare per individuare le “Cinque innovazioni in cinque anni” del 2019.

La sostenibilità di ciò che mangiamo è uno dei problemi più importanti che dovremo fronteggiare: +45% di popolazione e una riduzione del 20% delle terre coltivabili. Le cinque innovazioni Ibm toccano aspetti diversi della catena alimentare, dall’agricoltura di precisione allo smaltimento degli imballaggi. Il primo punto riguarda proprio il miglioramento del processo di coltivazione, unendo le forze di blockchain, dei dispositivi della cosiddetta Internet of Things e degli algoritmi di Intelligenza Artificiale sarà possibile evitare molti sprechi, valutando le decisioni migliori su come coltivare. Si potrà capire lo stato di irrigazione in un dato terreno, se va concimato o no, se ci sono parassiti e di conseguenza se usare pesticidi.

Secondo e terzo passaggio sono lo stoccaggio e il trasporto: un terzo degli alimenti va perso o va a male durante la distribuzione, circa la metà di tutta la frutta e verdura si degrada. La quarta e quinta tecnologia hanno a che fare con il controllo della qualità. In cinque anni gli ispettori potranno identificare i patogeni che si trovano nel cibo prima che diventino dannosi.

Le spese associate a costi medici per malattie che vengono dall’ingestione di cibo avariato sono sui nove miliardi di dollari l’anno. Richiamare cibi avariati costa alle società 75 miliardi di dollari l’anno. E causano 128mila ricoveri e 3 mila morti ogni anno, solo negli Usa.

C’è poi il problema del comportamento del cittadino rispetto al cibo. Fare la lista della spesa, leggere attentamente la scadenza sulle etichette, verificare quotidianamente il frigorifero dove i cibi vanno correttamente posizionati, effettuare acquisti ridotti e ripetuti nel tempo, privilegiare confezioni adeguate, scegliere frutta e verdura con il giusto grado di maturazione, preferire la spesa a km0 e di stagione che garantisce una maggiore freschezza e durata, riscoprire le ricette degli avanzi, dalle marmellate di frutta alle polpette fino al pane grattugiato, ma anche non avere timore di chiedere la doggy bag al ristorante sono alcuni dei consigli elaborati dalla Coldiretti e diffusi in occasione della Giornata nazionale contro lo spreco alimentare.

Secondo l’indagine Coldiretti quasi tre italiani su quattro (71%) hanno diminuito o annullato gli sprechi alimentari nell’ultimo anno mentre il 22% li ha mantenuti costanti e purtroppo c’è anche un 7% che dichiara di averli aumentati. Nonostante la maggiore attenzione il problema resta però rilevante con gli sprechi domestici che rappresentano in valore ben il 54% del totale e sono superiori a quelli nella ristorazione (21%), nella distribuzione commerciale (15%), nell’agricoltura (8%) e nella trasformazione (2%) per un totale di oltre 16 miliardi di euro che finiscono nel bidone in un anno. Anche se negli ultimi anni la sensibilità su questo tema è aumentata portando ad una riduzione del fenomeno, credo sia necessario continuare a investire in progetti di educazione alimentare per promuovere le buone pratiche e migliorare la sensibilità di noi cittadini e consumatori.

Collegate ad un comportamento virtuoso in materia ci sono tante iniziative benefiche, a partire dalle oltre 1090 tonnellate di frutta e verdura fresca recuperate dal Centro Agroalimentare di Roma (Car) e poi ridistribuite alle onlus della Capitale e della Regione Lazio. E’ di oltre 2 milioni di euro (ipotesi prezzo medio al dettaglio di 2 euro/Kg) la stima del valore di mercato dei prodotti recuperati e del potenziale risparmio.

L’impatto ambientale dei prodotti recuperati fornisce una stima delle risorse naturali impiegate in fase di produzione e quindi non sprecate: 2.207 cassonetti di rifiuti evitati; 354 piscine olimpiche di acqua non sprecate (acqua per produrre i prodotti recuperati); la produzione del recuperato inquinerebbe come la CO2 di quasi 10.000 viaggi in auto da Roma a Milano; 1.036 campi da calcio equivalgono alla superficie di territorio che sarebbe necessaria per compensare gli impatti dei prodotti recuperati.