Acido vanadico
| Acido vanadico | |
|---|---|
| Nome IUPAC | |
| trihydroxy(oxo)vanadium | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | H3O4V |
| Peso formula (u) | 117,963 g/mol |
| Aspetto | Polvere rossa |
| PubChem | 417214 |
| SMILES | O[V](=O)(O)O |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Solubilità in acqua | 1962 mg/l (25°C) |
| Coefficiente di ripartizione 1-ottanolo/acqua | 2,08 |
| Temperatura di fusione | 266,48 |
| Temperatura di ebollizione | 615,34 |
| Tensione di vapore (Pa) a {{{tensione_di_vapore_temperatura}}} K | 1.44*10-14 a 25°C |
| Indicazioni di sicurezza | |
L'acido vanadico è un ossiacido e un complesso del vanadio. Gli ioni che produce agiscono come inibitori del trasporto di ioni, principalmente dei trasportatori ABC di sodio, potassio e calcio.[1]
Storia[modifica | modifica wikitesto]
Venne scoperto per la prima volta da Andres M. Del Rio nel 1801 in alcune galene a Zimapán, in Messico.[2] Successivi ritrovamenti vennero fatti in alcune argille contenenti rame a Perm (Russia) e ad Alderley Edge (Cheshire, Inghilterra)[3], ovvero in minerali grezzi di ferro a Jaberg (Svezia) nel 1830.[4]
Caratteristiche strutturali e fisiche[modifica | modifica wikitesto]
Il composto presenta tre donatori e quattro accettori di legami a idrogeno.[1]
La massa monoisotopica è pari a 99,936531 Da.[5]
L'area superficiale accessibile risulta pari a 77.8 Ų, mentre il numero di atomi pesanti è 5.[1]
Disponibilità[modifica | modifica wikitesto]
Il composto è naturalmente presente in piccole quantità nel vanadiato di piombo, in alcuni minerali grezzi di ferro, rame e uranio.[2][6]
Reattività e caratteristiche chimiche[modifica | modifica wikitesto]
Se trattato con acido idrocloridrico è in grado di dissolvere foglie d'oro. In soluzione viene facilmente disossidato dando vita a un liquido di colore blu.[7] È in grado di formare un'ampia gamma di composti, allo stesso livello del manganese e del cromo.[6] Solo lievemente solubile in acqua. Forma diverse classi di sali dai colori diversi (bianchi, gialli e rosso arancione).[6] A contatto con il carbone fonde e viene parzialmente ridotto.[2]
In presenza di borace la fiamma ossidante risulta di colore giallo, mentre la fiamma riducente assume un colore brunastro (calda) o verde (fredda). Si dissolve in presenza di carbonato di sodio.[2]
Note[modifica | modifica wikitesto]
- ^ a b c (EN) PubChem, Vanadic acid, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 24 aprile 2024.
- ^ a b c d The encyclopedia of chemistry: practical and theoretical : embracing its application to the arts, metallurgy, mineralogy, geology, medicine, and pharmacy - Digital Collections - National Library of Medicine, su collections.nlm.nih.gov. URL consultato il 24 aprile 2024.
- ^ Chemistry, inorganic and organic: with experiments - Digital Collections - National Library of Medicine, su collections.nlm.nih.gov. URL consultato il 24 aprile 2024.
- ^ A manual of chemistry: on the basis of Dr. Turner's Elements of chemistry : containing, in a condensed form, all the most important facts and principles of the science designed for a text book in colleges and other seminaries of learning - Digital Collections - National Library of Medicine, su collections.nlm.nih.gov. URL consultato il 24 aprile 2024.
- ^ vanadic acid | HO3V | ChemSpider, su www.chemspider.com. URL consultato il 24 aprile 2024.
- ^ a b c Elements of chemistry: including the most recent discoveries and applications of the science to medicine and pharmacy, and to the arts - Digital Collections - National Library of Medicine, su collections.nlm.nih.gov. URL consultato il 24 aprile 2024.
- ^ An introduction to practical chemistry: including analysis - Digital Collections - National Library of Medicine, su collections.nlm.nih.gov. URL consultato il 24 aprile 2024.
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