Dizionario di Chimica e di Chimica Industriale

N

Nafta – Nutrienti essenziali

  

 

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NAFTA
Miscela di idrocarburi, ottenuta come frazione nella distillazione del petrolio, usata sia come solvente sia come combustibile.

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NAFTALENE
Idrocarburo di formula C10H8. Chimica. Il naftalene è il costituente principale dei prodotti di pirolisi del carbon fossile; si deposita per raffreddamento dell'olio di catrame raccolto fra i 200 e i 250 ºC. La massa solida così isolata è colorata e costituisce la naftalina grezza che può essere decolorata per distillazione. Questa naftalina distillata è il prodotto tecnico generalmente impiegato tal quale nelle applicazioni industriali. Per ottenere l'idrocarburo puro occorrono più complicati processi di purificazione. Il naftalene forma scagliette brillanti, di forte odore caratteristico. Il suo peso specifico è 1,17; fonde a 80 ºC e bolle a 217 ºC. Quasi insolubile in acqua, è solubilissimo nell'alcool caldo e poco nell'alcool freddo. Graebe dimostrò nel 1866 che il naftalene è il benzobenzene, è cioè costituito da due nuclei benzenici che hanno due atomi di carbonio in comune. Il naftalene è più reattivo del benzene e subisce varie reazioni di addizione; l'idrogenazione catalitica porta facilmente all'1, 2, 3, 4-tetraidronaftalene (tetralina); in condizioni più drastiche, a temperature e pressioni elevate, si ottiene un idrocarburo saturo, il decaidronaftalene (decalina). In alcuni casi i derivati di sostituzione si comportano come quelli del benzene; la fusione alcalina dei sali degli acidi naftalensolfonici porta ai fenoli corrispondenti (naftoli); la riduzione dell'a-nitronaftalene porta all'a- naftilammina. In altri casi si nota una maggiore reattività; così l'ammoniaca trasforma il b-naftolo in b-naftilammina in condizioni che lasciano il fenolo inalterato. L'ossidazione nitrica o cromica trasforma il naftalene in un diacido della serie benzenica l'acido ftalico, la cui anidride si ottiene industrialmente per ossidazione dell'idrocarburo con aria in presenza di pentossido di divanadio a circa 400 ºC. Il naftalene è usato come blando antitarmico. La sua combustione parziale dà un nerofumo impiegato come pigmento. Il principale impiego del naftalene consiste nella sua trasformazione in anidride ftalica, materia prima per la produzione di polimeri sintetici. 

 

NAPALM  

Agente gelatinizzante, costituito inizialmente da palmitato di sodio e successivamente da palmitato di alluminio. Carburante gelatinizzante col prodotto precedentemente descritto, impiegato ai fini bellici come liquido incendiario nei lanciafiamme e nelle bombe d'aereo. Si utilizza dall'arma aerea mediante una bomba incendiaria costituita da un involucro fusiforme di piccolo spessore, contenente napalm.L'impatto provoca la rottura dell'involucro e la contemporanea accensione del napalm che, spandendosi su una vasta zona, irradia un calore intensissimo e carbonizza le sostanze organiche. Le bombe al napalm furono impiegate verso la fine della seconda guerra mondiale e, successivamente, nei conflitti in Corea, in Indocina e nel Vietnam.

 

NEFELOMETRIA  

Metodo ottico di microanalisi, che permette di dosare la concentrazione di sostanze finemente disperse in un liquido. Il principio della nefelometria consiste nel misurare comparativamente la quantità di luce dispersa dalla sospensione in esame. La misurazione nefelometrica viene eseguita per confronto a occhio con una scala di riferimento, oppure mediante un fotometro. La nefelometria è una tecnica che può essere impiegata a livelli molto diversi di precisione. Misura estremamente precise sono state utilizzate a lungo nel difficile campo della determinazione dei pesi atomici. In modo approssimato viene usata in genere per il dosaggio rapido di proteine o di grassi o per la numerazione approssimativa di sospensioni batteriche. È anche usata per esprimere quantitativamente reazioni sierologiche per la lue e la tubercolosi (prova di Vernes) e altre per la funzionalità epatica (reazione di Mac Lagan).

 

NEMATICO 

Si dice di uno stato di aggregazione intermedio tra lo stato liquido e lo stato cristallino. Ha in comune con lo stato liquido la consistenza, ma si avvicina allo stato cristallino per l'anisotropia e in particolare la birifrangenza; lo stato di aggregazione intermedio caratterizzato da una maggior consistenza, simile alla vaselina, viene detto stato smectico. Gli stati nematico e smectico sono spesso indicati come stati mesomorfi. Chimica. Un  composto sintetizzato alla fine degli anni Settanta, nematico a temperatura ambiente, cui è stata data la sigla MBBA (metoxibenzilidene butilanilina), ha notevoli applicazioni tecnologiche.  

 

NEODIMIO 

Metallo appartenente alla famiglia delle terre rare. Chimica. Il  neodimio è l'elemento chimico di simbolo Nd, di numero atomico 60 e di peso atomico 144,24. Venne scoperto nel 1885, insieme col praseodimio, da Auer von Welsbach, il quale dimostrò che l'elemento chiamato didimio è in realtà formato da questi due elementi. È un solido bianco, di densità 7, che fonde a 1.024 °C. I suoi sali sono di colore rosso o violetto.

 

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Fatti e dati del neodimio

 

 

NEON /NEO 

Elemento del gruppo 0 o dei gas nobili. Chimica. Il  neon, meglio: neo, elemento di simbolo Ne, di numero atomico 10 e di peso atomico 20,183, fu scoperto nel 1898, insieme con gli altri gas rari, da Ramsay e Travers. È un gas incolore, monoatomico, di densità 1,20, che liquefa a ­248,6 ºC. È presente nell'atmosfera nel rapporto di un litro per 70.000 litri di aria. Liquefacendo l'aria si ottiene una miscela di elio e di neon, che vengono poi separati mediante assorbimento selettivo con carbone attivo. La miscela dei due gas (75% neon e 25% elio) è usata nella fabbricazione di lampade elettroluminescenti.

 

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Fatti e dati del neon/neo

 

NEUROPEPTIDE  

Peptide presente nel sistema nervoso con funzione di neurotrasmettitore. Chimica. I  neuropeptidi sono costituiti da un numero variabile di amminoacidi, da 2 a 30, e influenzano l'attività cerebrale, l'omeostasi e alcune attività endocrine. Alcuni neuropeptidi agiscono come ormoni ipofisari (ACTH, vasopressina, ossitocina), altri come ormoni che controllano la secrezione di altri ormoni (releasing factors, somatostatina), altri ancora funzionano come ormoni locali del tratto gastrointestinale (gastrina, colecistochinina, peptide vasointestinale). Grande importanza è stata attribuita a un gruppo di neuropeptidi ad azione morfino-simile, le endorfine e le encefaline, le cui variazioni nella produzione o nel metabolismo sono associate a varie malattie neurologiche (schizofrenia, depressione, encefalomielopatia necrotizzante). I siti recettoriali per endorfine ed encefaline sono presenti soprattutto nel sistema limbico del cervello, un'area riservata alla percezione delle emozioni e del dolore.

 

NEUROSECREZIONE  

Attività ghiandolare endocrina delle cellule nervose, in particolare di quelle dei nuclei ipotalamici. Chimica e Medicina. I  peptidi ad attività ormonale secreti dalle terminazioni nervose dell'ipotalamo, immagazzinati dalla neuroipofisi, possono essere riversati direttamente nel sangue, come nel caso della vasopressina, o passare, attraverso il sistema portale ipofisario, all'adenoipofisi, come nel caso del releasing factor ; in ogni caso il meccanismo della neurosecrezione è sottoposto a retroinibizione da parte degli ormoni circolanti ed è anche influenzato da stimoli nervosi interni ed esterni. 

 

NEUROTENSINA 

Peptide di 13 amminoacidi con funzioni di neuromediatore nel sistema nervoso centrale. Biochimica. La  neurotensina, indicata anche con la sigla NT, isolata da frazioni ipotalamiche di mammifero, ha una distribuzione immunoistochimica simile a quella delle encefaline, suggerendo una possibile funzione comune. In effetti, la NT ha un potere analgesico 1.000 volte più alto di quello delle encefaline. La NT è stata trovata anche nel tratto gastrointestinale, dove è presente massimamente nelle cellule endocrine della mucosa dell'ileo, denominate cellule N. La NT ha molteplici effetti sul sistema gastrointestinale, inclusi la secrezione acida, il pancreas endocrino e la motilità intestinale, nonché azione vasodilatatrice e miorilassante della muscolatura liscia intestinale.

 

NEUTRALITÀ  

Stato, qualità di un corpo o di un ambiente neutro. Chimica. La  neutralità di una soluzione acquosa è definita dall'eguaglianza delle concentrazioni degli ioni idrogeno H+ e idrossile OH­ nella soluzione; l'acqua pura, la soluzione di un sale non idrolizzato presentano i caratteri della neutralità. A esse corrisponde, alla temperatura di 23 °C circa, un pH uguale a 7. Al contrario la soluzione di un sale più o meno idrolizzato di un acido forte e di una base debole, o di un acido debole e di una base forte, non presenta i caratteri della neutralità; è invece, secondo i casi, acida o basica, e il suo pH è inferiore o superiore a 7. Infine la soluzione di un sale di acido debole e base debole può presentare i caratteri della neutralità, a una particolare concentrazione, malgrado l'idrolisi; è in pratica il caso dell'acetato di ammonio.

 

NICHEL

Metallo bianco brillante a frattura fibrosa, che presenta analogie col ferro. Chimica. Il  nichel è l'elemento chimico di simbolo Ni, di numero atomico 28 e di peso atomico 58,71. È un solido bianco, di densità 8,9, che fonde a 1.453 °C e bolle a 2.730 ºC. Ferromagnetico a freddo, perde questa proprietà a 370 ºC. Duttile, è il più duro dei metalli più comuni. Non si ossida a freddo, ma al rosso si combina col cloro, con lo zolfo e con l'arsenico, e si scioglie nell'acido cloridrico e nell'acido solforico. Quando è molto suddiviso, è usato come catalizzatore di idrogenazione.

Stato naturale. Il nichel si trova sempre associato ad altri metalli, principalmente a ferro, rame, magnesio, antimonio, sotto forma di solfuro e di silicati di varia composizione. La garnierite è il minerale più importante ed è un silicato.

Preparazione. E' piuttosto complessa e consiste nel trasformare il solfuro in ossido e quindi nella riduzione con carbone di quest'ultimo. Il nichel si ottiene ancora da altre lavorazioni come prodotto secondario. Il nichel grezzo ottenuto deve essere purificato o per elettrolisi o mediante un singolare processo, dovuto al chimico Ludwig Mond; il processo consiste nel fare passare ossido di carbonio sul metallo a modesta temperatura (circa 50 °C). Si forma un composto, Ni (CO)4 , detto nichel-tetracarbonile, gassoso, che portato poi alla temperatura di circa 200 ° C si decompone separando nichel metallico, purissimo, e CO che ritorna in ciclo.

Usi e applicazioni. Per la sua inalterabilità all'aria, serve per rivestimenti galvanici (nichelatura) e, finemente suddiviso, nei processi di idrogenazione delle sostanze organiche come catalizzatore. E' molto impiegato per la preparazione degli acciai inossidabili e per speciali leghe per corazze e per apparecchi di precisione. Si usa anche per monete e per resistenze elettriche.

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Fatti e dati del nichel

 

NICOTINA 

Alcaloide principale del tabacco.

Chimica.La  nicotina venne isolata nel 1828 da Posselt e Reimann; Pinner ne stabilì la formula di struttura; la sua sintesi venne realizzata da Pictet. Il tabacco ne contiene dall'1 all'8%, con percentuale maggiore nei tabacchi correnti rispetto a quelli pregiati. La nicotina pura è un liquido incolore, che imbrunisce all'aria acquistando l'odore del tabacco. Si scioglie facilmente in acqua, alcool, etere. È un fortissimo veleno, perciò viene usata come insetticida in agricoltura. È una base biterziaria levogira, mentre i suoi sali sono destrogiri. Possiede un nucleo piridinico unito a una N-metilpirrolidina. 

 

Medicina. La nicotina, pur non avendo applicazioni terapeutiche, presenta un notevole interesse nella farmacologia sperimentale e in tossicologia. Benché il tabagismo  non sia causato esclusivamente dalla nicotina, questa è responsabile degli effetti acuti derivanti dall'uso (fumo, masticazione, fiuto) di tabacco. L'azione della nicotina si esplica a livello dei gangli nervosi autonomi che in un primo tempo vengono eccitati, quindi bloccati. Gli organismi animali reagiscono alla nicotina in maniera variabile, secondo la sensibilità individuale e lo stato di assuefazione. In ogni modo la nicotina provoca un aumento della frequenza cardiaca e della pressione arteriosa, eccita la peristalsi, le secrezioni salivare, gastrica, ecc., le contrazioni della muscolatura striata e in genere il sistema nervoso centrale. È stato calcolato che la dose letale media di nicotina pura è di 40-60 mg assunta per via orale e che il quantitativo che teoricamente viene assorbito fumando un pacchetto di sigarette è di 180 mg. Una tale dose, certamente mortale se venisse ingerita in dose unica, in pratica non causa neppure avvelenamento: in primo luogo perché il tempo intercorrente tra una sigaretta e l'altra è in genere sufficiente all'eliminazione metabolica della nicotina, secondariamente perché la rapidità dell'assuefazione, che presumibilmente si traduce in una diminuzione dell'assorbimento, è tale da consentire l'assunzione nelle 24 ore di dosi anche cinque dieci volte superiori, senza che si manifesti la sintomatologia dell'avvelenamento acuto. 

 

NIGROSINE  

Gruppo di coloranti ottenuti per ossidazione dell'anilina con nitrobenzene in presenza di acido cloridrico e ferro ( II); la reazione avviene alla temperatura di 180 °C.

Chimica. Le  nigrosine furono ottenute per la prima volta in Inghilterra nel 1867. Sono comunemente impiegate come coloranti blu- neri, ma è possibile correggere il loro colore con piccole aggiunte di altri coloranti. La loro formula esatta di struttura non è nota: si sa che si tratta di azine contenenti anche anelli ossazinici. Vengono usate come coloranti di basso costo per cere, lacche, plastica, carta, lana e in special modo cuoio.

 

NIOBIO

Metallo appartenente al 5º gruppo A del sistema periodico. Chimica. Il  niobio è l'elemento chimico di simbolo Nb, di numero atomico 41 e di peso atomico 92,906. È un solido di aspetto metallico, duro e malleabile, di densità 8,4, che fonde a 2.415 ºC. Inalterabile all'aria, si ossida soltanto ad alta temperatura, può essere attaccato dagli alogeni e resiste all'azione degli acidi, salvo che dell'acido fluoridrico. Per tali sue caratteristiche assomiglia molto al tantalio, il quale del resto lo accompagna nei minerali; di questi i principali sono i niobati e tantalati di ferro e di manganese, chiamati “niobiti” o “tantaliti” a seconda della natura dell'elemento che predomina. Questi minerali vengono fusi con dell'idrossido di sodio, quindi trasformati nei sali K2TaF7 e K3NbOF6, che sono separati per cristallizzazione. Successivamente si riducono i fluosali con sodio o se ne effettua l'elettrolisi allo stato fuso.

 

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Fatti e dati del niobio

 

NITRAZIONE

Reazione della chimica organica per cui si introduce in una molecola il nitrogruppo NO2. Industria chimica Nel senso proprio della parola, la nitrazione è la sostituzione di un atomo di idrogeno legato a un atomo di carbonio col gruppo NO2 (nitrazione del benzene, del metano). Per estensione si designa industrialmente col nome di nitrazione la sostituzione dell'idrogeno idrossilico di un alcool col gruppo NO2, il che costituisce in realtà una esterificazione (nitrazione della glicerina, della cellulosa). La nitrazione degli idrocarburi della serie benzenica si effettua a temperatura relativamente bassa, usando acido nitrico tanto più concentrato e addizionato con acido solforico quanti più gruppi nitrici, da uno a un massimo di tre, si vogliono introdurre nella molecola. Nella nitrazione degli idrocarburi alifatici si usa acido nitrico relativamente diluito a caldo; le rese sono però basse e si preferisce di solito operare in fase vapore a temperature elevate, e quindi in presenza di ossido di azoto. Nella nitrazione della glicerina o della cellulosa, si impiega la miscela solfonitrica a temperature inferiori ai 25 ºC. Industrialmente l'operazione di nitrazione viene compiuta in grandi reattori di ghisa, muniti di agitatore, di un impianto di riscaldamento a vapore e di un impianto di raffreddamento a circolazione d'acqua.

 

NITRICO, ACIDO 

Acido di composizione HNO3

Chimica. L'acido  nitrico HNO3 fu scoperto dall'alchimista arabo Geber e la sua determinazione quantitativa si deve a Gay-Lussac. Si trovano in commercio due tipi di acido nitrico. L'acido fumante, contenente circa il 100% di HNO3, incolore allo stato puro, è spesso colorato in giallo-rossastro per la presenza di vapori nitrosi. Ha densità 1,52, pari a 51 ºBé. Fuma all'aria perché è avido d'acqua e forma nebbie con il vapor acqueo atmosferico. Solidifica a ­41 °C in cristalli incolori; bolle a 86 °C alla pressione atmosferica decomponendosi; una parte dell'acqua che si forma resta nel liquido e diluisce l'acido. La temperatura di ebollizione sale progressivamente e si stabilizza a 123 ºC; distilla allora una miscela azeotropica che contiene il 69% di acido puro e che è detta acido nitrico concentrato. Questa si ottiene di solito per distillazione di una soluzione diluita. È un liquido incolore, di densità 1,42, pari a 40 ºBé. 

Proprietà chimiche L.'acido  nitrico si comporta oltre che da ossidante e da acido forte, anche come agente per l'introduzione del nitrogruppo nelle sostanze organiche, di solito a carattere aromatico. Infine dà luogo a esteri nitrici. L'acido molto diluito agisce soltanto sui metalli non nobili, per es. sullo zinco. L'acido concentrato è molto più ossidante e riesce ad attaccare anche il rame, il mercurio e l'argento. Si formano un nitrato e vari ossidi dell'azoto, in particolare il monossido. Tale proprietà è sfruttata nell'incisione su rame: in tale applicazione l'acido è chiamato acquaforte. L'acido fumante attacca poco i metalli: il ferro, una volta immerso, non può più essere attaccato dall'acido concentrato; si dice che è diventato passivo. Ma la passività scompare se lo si tocca con un filo di rame. L'acido nitrico reagisce sugli alcooli per dare esteri; per es. la glicerina, che possiede tre funzioni alcooliche, fornisce un estere trinitrico comunemente chiamato nitroglicerina. È un liquido altamente esplosivo che mescolato a un solido inerte in polvere costituisce la dinamite. La cellulosa dà luogo a vari esteri chiamati, a seconda del grado di nitrazione, nitrocellulose, impiegate per la fabbricazione delle polveri senza fumo, o celluloide, da cui si ottiene il collodio. Molti nitroderivati sono esplosivi: ad es., il trinitrotoluene o tritolo e il trinitrofenolo o acido picrico sono esplosivi da lancio per granate e bombe. L'idrogenazione di questi nitroderivati conduce ad ammine aromatiche.

Stato naturale

Il  terreno fertile contiene nitrati di sodio, di potassio, di calcio, in ragione di 0,5-5 g per kg. La loro presenza è dovuta a molteplici cause. Nel corso degli uragani le scariche elettriche possono combinare l'azoto all'ossigeno, così che l'acqua piovana racchiude spesso piccole quantità di nitrato di ammonio. L'azoto atmosferico può essere anche fissato per azione di microrganismi, ad es. dai batteri presenti sulle radici delle leguminose. Infine le sostanze organiche azotate sono trasformate dai microrganismi in nitriti e quindi in nitrati (nitrificazione). Questa è la ragione per cui sui muri umidi delle cantine e delle stalle si formano efflorescenze di salnitro. Notevoli quantità di nitrato di sodio naturale si trovano soprattutto nel Cile. Questa risorsa è peraltro divenuta insufficiente, per cui è stato necessario mettere a punto processi di sintesi dell'acido nitrico e dei nitrati.

Preparazione industriale

Ormai  completamente abbandonato è il metodo di ottenimento dai nitrati naturali, secondo la reazione: NaNO3+H2SO4 ?NaHSO4+HNO3.

Non ebbe mai grande importanza industriale, per il grande dispendio di energia elettrica e le bassissime rese di conversione, la sintesi che utilizza la combinazione alla temperatura dell'arco elettrico dell'ossigeno e dell'azoto: N2+O2®2NO.

Il metodo industriale è basato sull'ossidazione catalitica dell'ammoniaca mediante aria:

4NH3+ 5O2®4NO+6H2O.

La reazione avviene facendo passare la miscela gassosa su reti di platino-iridio mantenute a 800-1.000 °C per semplice azione del calore di reazione. I gas vengono raffreddati e l'ossido di azoto si trasforma in biossido per azione dell'eccesso di ossigeno:

2NO+O2®2NO2.

Il biossido di azoto o ipoazotide viene fatto passare attraverso una serie di torri di lavaggio in cui, per effetto di una pioggia d'acqua, avviene la reazione di formazione dell'acido:

3NO2+H2O®2HNO3+NO.

L'ossido di azoto si riossida con l'eccesso di aria e rientra in ciclo, mentre dalle torri si spillano due tipi di acido, uno al 52% e uno al 67%; quest'ultimo è quello detto concentrato, da cui si ottiene l'acido fumante, distillandolo su acido solforico concentrato che trattiene l'acqua.

Usi. L'acido nitrico serve soprattutto per la preparazione dei nitrati, utilizzati come concimi, di esteri nitrici e nitroderivati.

 

NITRIFICAZIONE  

Formazione di acido nitrico e di nitrati a opera di batteri nitrificanti che utilizzano l'ammoniaca e i composti ammoniacali derivanti dalla degradazione della sostanza organica del suolo. Biologia e Chimica. Il  fenomeno della nitrificazione è noto da molto tempo, ma l'aspetto biologico del processo fu messo in evidenza solo nel 1884 da T. Schloesing e A. Müntz che, in seguito a studi sulle acque di scarico, dimostrarono che la trasformazione dell'ammoniaca in acido nitrico non poteva aver luogo se le condizioni ambientali erano inadatte alla vita di certi microrganismi. S. N. Vinogradskij dimostrò (1890-1892) che la formazione dei nitrati si compie in due fasi successive, ognuna delle quali è caratterizzata dall'intervento di agenti microbici specifici. Il primo stadio, o nitrosazione, consiste nella trasformazione dell'azoto ammoniacale in acido nitroso ed è attuato da batteri dei generi Nitrosomonas e Nitrosococcus. Il secondo stadio, o nitratazione, consiste nell'ossidazione dell'acido nitroso ad acido nitrico. I microrganismi che intervengono in questa seconda fase appartengono al genere Nitrobacter. La presenza di questi due tipi di batteri è indispensabile per ottenere la completa ossidazione dell'azoto ammoniacale. La loro attività congiunta rende possibile lo svolgimento di un processo che riveste importanza fondamentale per la fertilità del suolo e l'esercizio dell'agricoltura poiché permette la trasformazione dell'azoto in una forma direttamente assimilabile dai vegetali. Condizioni determinanti nel processo di nitrificazione sono: presenza di sostanze organiche azotate decomponibili, ossigeno, umidità, acidità del mezzo, temperatura. Quando si realizzano le condizioni migliori, il processo di nitrificazione può procedere con grande intensità. Un terreno in cui circoli una giusta quantità d'aria e che abbia un giusto grado di umidità e una temperatura prossima a 20 ºC, può, dopo aggiunta di solfato ammonico, essere sede di un processo di nitrificazione che porta alla produzione di 1.750 kg di nitrati per ettaro su uno spessore di 50 cm, ogni giorno; con aggiunta di terricciati la cifra può salire a 3.250 kg giornalieri

 

NITROBENZENE

L'acido nitrico ad alta concentrazione agisce sui composti aromatici dando luogo a nitroderivati. Col benzene, ad es., si ottiene il nitrobenzene:

C6H6+HNO3 ® C6H5NO2 +H2O

liquido oleoso dall'odore di mandorle amare, che è uno dei più importanti intermedi della chimica organica, impiegato soprattutto per la produzione di anilina e di moltissimi derivati azotati.

 

NITROCELLULOSA
Composto organico che si ottiene facendo agire l'acido nitrico sulla cellulosa. Per l'intrinseca instabilità, che talvolta dà luogo a violente esplosioni, le n. vengono sottoposte a trattamenti stabilizzanti. Sono usate nella preparazione di alcune materie plastiche, di cui la prima è stata la celluloide. Le n. più ricche in azoto (cotone fulminante o fulmicotone) sono usate come esplosivi.

 

NITROGLICERINA

Estere trinitrico della glicerina di formula C3H5(NO3)3. Chimica. La  nitroglicerina fu scoperta nel 1846 da Ascanio Sobrero che ne descrisse le proprietà e l'alto potere esplosivo; egli la chiamò piroglicerina. La grande sensibilità all'urto ne rendeva difficile e pericolosa la preparazione tanto che per qualche tempo non trovò applicazione pratica. La sua fabbricazione industriale fu iniziata nel 1865 da Alfred Nobel: in un primo tempo il prodotto veniva trasportato allo stato solido; ma l'espediente, pur riducendola, non eliminava la grande pericolosità del composto. Il problema venne risolto dallo stesso Nobel con la realizzazione della dinamite. La nitroglicerina è preparata aggiungendo glicerina anidra a una miscela solfonitrica mantenuta in costante agitazione mediante aria compressa e raffreddata a 10-20 ºC. La nitrazione viene effettuata in recipienti di piombo (nitratori) muniti di serpentine di raffreddamento poiché la reazione è fortemente esotermica; le sostanze che hanno reagito vengono quindi scaricate in un serbatoio di piombo nel quale la nitroglicerina stratifica sopra la miscela acida esaurita e può essere separata e passata al lavaggio e alla filtrazione. È un liquido oleoso, incolore, di densità 1,6; ha sapore dolce bruciante, è quasi insolubile in acqua, facilmente solubile in alcool ed etere; raffreddata a 8 °C solidifica cristallizzando in aghi prismatici che fondono a 13 ºC; bolle a 145 °C e detona verso i 200 ºC. La sua soluzione alcoolica, molto diluita, ha azione vasodilatatrice e come tale viene infatti utilizzata nella terapia dell'angina pectoris; poiché viene rapidamente assorbita per via cutanea, gli operai addetti alla sua fabbricazione sono soggetti a violenti mal di testa, se non vengono prese opportune precauzioni. Negli stabilimenti modernamente attrezzati tutte le operazioni sono automatizzate e avvengono in locali completamente isolati che i tecnici possono controllare a mezzo di impianti televisivi a circuito chiuso.

La nitroglicerina è l'esplosivo del quale viene fabbricato il più alto tonnellaggio del mondo; entra nella composizione, oltre che della dinamite, di balistiti, corditi, ecc.

 

nomenclatura  

Elenco metodico delle parole in uso in una scienza, in un'arte o relative a un soggetto determinato. Le regole della nomenclatura binomia furono proposte proposte dal naturalista svedese  Linneo nel secolo XVII, ed essa servì da base alle prime nomenclature scientifiche in campo chimico- Chimica. La nomenclatura chimica è stata ideata per dare un nome alle sostanze pure isolate o preparate col progredire della scienza, ciò perché la notazione con formule è spesso troppo complicata, richiede una conoscenza approfondita e comunque non può essere usata nel linguaggio parlato. Gli alchimisti ritenevano che tra i metalli e gli astri ci fosse una stretta relazione, così l'argento era chiamato luna (luna cornea, il cloruro di argento), l'oro sole, ecc. Ancora oggi si chiama albero di Saturno il piombo ottenuto da un suo sale in presenza di un riducente, mentre il mercurio ha mantenuto il nome datogli dagli alchimisti. Questo linguaggio era però oscuro e agli albori della chimica si dettero alle prime sostanze isolate dei nomi che mettevano in risalto qualche proprietà particolare, come il colore (fegato di zolfo), l'aspetto (burro di antimonio) o, per i liquidi, la viscosità (olio di vetriolo). Quando le conoscenze si estesero, si cercò di razionalizzare il modo di chiamare i composti chimici. Si deve a Lavoisier, Macquer e Baumé la proposta di designare i sali con il nome del metallo e dell'acido da cui si ottengono. Si chiamarono vetrioli tutti i sali ottenuti sciogliendo un metallo nell'acido solforico (allora detto acido vetriolico), e nitri quelli che richiedevano l'acido nitrico. T. O. Bergman propose una nomenclatura che distingueva nel sale la base dall'acido, usando nomi composti il cui sostantivo era alkali, seguito da due aggettivi, il primo dei quali qualificava la base e l'altro l'acido. Così il solfato di potassio era detto alkali vegetabile vitriolatum. Bergman in seguito, usando il latino, considerò neutri tutti i metalli e a essi diede perciò un nome terminante in -um. I nomi degli acidi erano ottenuti facendo seguire il termine acidum da un aggettivo: chiamò acidum nitrosum l'acido nitrico. Un nuovo sistema di nomenclatura, dovuto a Lavoisier, de Morveau, Berthollet e Fourcroy, fu pubblicato nel 1787. Essi designarono i sali con due soli vocaboli, così il nitrato di potassio diventava nitrat de potassium. Era iniziato ormai lo sviluppo della chimica ed essi ebbero il merito di proporre nomi chiari, soprattutto brevi e semplici.

Col progredire delle conoscenze, le regole di nomenclatura richiesero continui aggiornamenti e nel 1921 si costituì in seno all'unione internazionale di chimica pura e applicata una commissone di nomenclatura inorganica che propose un insieme di regole, pubblicate nel 1940. Dopo opportune revisioni e ulteriori riunioni, nel 1959 furono pubblicate in Italia le “Regole di nomenclatura per la chimica inorganica” che rappresentano la traduzione di quello che la commissione ritiene il migliore sistema di nomenclatura possibile. Anche per i composti organici si presentò ben presto la necessità di introdurre un sistema semplice e chiaro di nomenclatura. La prima riunione internazionale ebbe luogo a Ginevra nel 1892; essa pubblicò un primo insieme di regole, che subirono varie revisioni. Nel 1947 si costituì la commissione per la nomenclatura di chimica organica in seno all'Unione internazionale di chimica pura e applicata. Nel 1957 furono pubblicate le prime regole definitive, cui negli anni successivi seguirono altre.

 

NORDHAUSEN (acido di)  

Acido pirosolforico H2S2O7, un tempo preparato nella città omonima per calcinazione del soffato ferrico.

 

NORMALE, IDROCARBURO 

Detto dei composti organici nei quali gli atomi di carbonio sono uniti in catena aperta non ramificata; es.: il butano normale o n-butano ha la formula:

CH3—CH2—CH2—CH3;

mentre l'isobutano è ramificato:

 

 

NORMALE, SOLUZIONE

Le  soluzioni normali per acidimetria o alcalimetria contengono una mole, cioè 1 g di idrogenioni o 17 g di ione idrossile OH­, quindi, ad es., una mole di acido cloridrico HCl o mezza mole di acido solforico H2SO4 per litro. Le soluzioni ossidanti normali contengono un equivalente di ossidante. Questo valore corrisponde al peso molecolare dell'ossidante diviso per il prodotto che si ottiene moltiplicando il numero di atomi dell'elemento che si riduce, presenti nella molecola dell'ossidante, per la differenza tra il numero di ossidazione che l'elemento ha nello stato ossidato e quello dello stato ridotto. Per conoscere il peso equivalente di ossidazione del permanganato di potassio, si stabilisce che nella molecola KMnO4 è presente un atomo di manganese eptavalente, che, esplicando le sue proprietà ossidanti in ambiente acido, si trasforma in manganese bivalente. Per ottenere una soluzione normale di permanganato, bisogna perciò disciogliere un quinto di mole del sale in modo da ottenere un litro di soluzione. Le soluzioni riducenti normali contengono un equivalente di riducente. Questo valore si ottiene in modo analogo considerando lo stato di ossidazione dell'elemento riducente e il valore che esso ha allo stato ossidato. Il triossido di diarsenico As2O3 agisce da riducente ossidandosi a pentossido di diarsenico As2O5. Abbiamo due atomi di arsenico che passano da trivalenti a pentavalenti. Il peso equivalente come riducente del triossido di diarsenico corrisponde perciò al suo peso molecolare diviso per quattro; questa quantità sarà presente in un litro di soluzione normale di triossido di diarsenico. La quantità di sostanza corrispondente a una soluzione normale è a volte superiore a quella che corrisponde alla sua solubilità, inoltre le soluzioni normali sono spesso troppo concentrate per il comune impiego analitico. Si usano perciò soluzioni più diluite, che contengono, per ogni litro, mezzo equivalente (mezzonormali), un decimo di equivalente (decinormali o decimonormali), ecc. Le soluzioni normali trovano impiego nell'analisi chimica quantitativa per determinare la quantità di acidi, basi, ossidanti o riducenti presenti nel campione da analizzare. Poiché un certo loro volume corrisponde attraverso numeri semplici e ben definiti a una quantità in peso della sostanza da determinare, esse sono usate sia per la semplificazione che portano ai calcoli analitici, sia per la standardizzazione delle procedure analitiche.

 

NOTAZIONE

Il sistema di notazione chimica attualmente impiegato, essendo l'espressione delle leggi ponderali delle combinazioni e fondandosi sulla teoria atomica, è abbastanza recente. Ogni epoca ebbe però segni particolari di rappresentazione delle diverse specie di materia.

L'antica credenza di un legame fra i vari pianeti del sistema solare e i metalli aveva portato a rappresentare gli uni e gli altri con gli stessi simboli. Quanto più un metallo assomigliava al Sole, tanto più era perfetto; se somigliava alla Luna era semiperfetto, se ai pianeti imperfetto. La perfezione era rappresentata da un cerchio (a), la semiperfezione da un semicerchio (b) l'imperfezione da una croce o da una freccia (c). Per es. l'oro era rappresentato da un cerchio (d). Per gli altri metalli meno perfetti dello stesso tipo (e, f, g), cioè rame, ferro, antimonio, si combinava il cerchio col simbolo dell'imperfezione. L'argento era designato col semicerchio (b). Lo stagno (h) e il piombo (i) erano raffigurati da semicerchi distinti dall'argento con una croce o con una freccia. Infine il mercurio che era considerato metallo imperfetto, contemporaneamente solare e lunare, aveva i segni distintivi di queste due classi di sostanze ed era designato da un cerchio sormontato da un semicerchio con l'aggiunta di una croce (l).

 

 

Fra i simboli adottati da Bergman ( XVIII sec.) si trovano anche i quattro antichi elementi fondamentali, rappresentati come segue:

 

 

Le principali classi nelle quali le sostanze chimiche erano raggruppate venivano raffigurate con i seguenti simboli generali:

 

 

Un importante perfezionamento nella notazione chimica derivò dall'introduzione della teoria atomica a opera di Dalton (inizi  XIXsec.). In effetti il simbolo di un composto rappresenta ora una definita massa, proporzionale alla supposta massa dell'atomo. I simboli atomici scelti da Dalton sono tutti circolari perché egli considerava tutti gli atomi sferici. Ad es., per indicare infine i vari metalli egli poneva le iniziali della sostanza al centro del cerchio. Il sistema di Dalton portava a formule troppo ingombranti, in quanto non erano possibili notazioni abbreviate che indicassero semplicemente il numero degli atomi di un certo elemento presenti nella molecola in questione. Nel 1815 Berzelius propose un sistema di notazione nel quale l'uso delle iniziali veniva esteso a tutti gli elementi tralasciando di usare i cerchi nei quali erano iscritti. In pari tempo egli introdusse il metodo che consiste nell'indicare più atomi di uno stesso elemento tramite coefficienti o esponenti. Da allora la notazione divenne, salvo piccole differenze, quella attuale.  

 

NUCLEO, AROMATICO

Vengono  chiamate nuclei aromatici talune strutture cicliche non sature, come quella del benzene, caratterizzate da una grande stabilità termica e da una notevole resistenza all'ossidazione. Nel corso di alcune reazioni queste strutture rimangono inalterate, oppure subiscono reazioni che non fanno variare alcune loro caratteristiche proprietà, come l'inerzia di fronte agli ossidanti, alle basi, ecc. I nuclei aromatici possono essere omo- o carbociclici, cioè costituiti soltanto da atomi di carbonio, o eterociclici, cioè comprendenti nel loro ciclo almeno un atomo diverso dal carbonio. Sono spesso costituiti da sei atomi (benzene, piridina), o da cinque atomi (furano, pirrolo, tiofene). Se la molecola contiene due nuclei uniti per un lato, si parla di nuclei aromatici condensati (naftalene, chinolina, indolo). Si ammette oggi che la stabilità dei nuclei aromatici è legata alla 'delocalizzazione'  degli elettroni pi-greca.

 

NUCLEO, ATOMICO

Nel  1911 E. Rutherford, in una serie di celebri esperienze in cui particelle a venivano fatte urtare su fogli metallici estremamente sottili, fu indotto a ritenere che la quasi totalità dell'atomo fosse concentrata nel nucleo, una piccola regione, carica positivamente, di raggio pari a 10­5 volte circa il raggio atomico. Questa ipotesi sulla configurazione dell'atomo fu confermata da molti esperimenti e costituisce il punto di inizio degli studi che si svilupparono, e si sviluppano, sotto il nome di fisica nucleare.

La  carica elettrica dei nuclei, che è in valore assoluto un multiplo intero della carica di un elettrone, è detta numero atomico (Z): determina il numero di elettroni richiesti a rendere l'atomo neutro ed è perciò una carica positiva dovuta alla presenza di Z protoni. In natura esistono quasi tutti i valori di Z da 1 (idrogeno) a 92 (uranio): nuclei con Z>92 sono stati creati artificialmente, ma sono instabili, cioè esistono per breve tempo. Oltre ai protoni il nucleo contiene dei neutroni. Il numero totale A di protoni e di neutroni (cioè di nucleoni) è detto numero di massa. Nuclei con uguale Z hanno uguali proprietà chimiche, ma possono differire fisicamente nel numero di neutroni e assumere valori differenti di A (isotopi). Per nuclei leggeri A è usualmente vicino a 2Z (numero dei protoni approssimativamente uguale al numero dei neutroni), ma per nuclei più pesanti il numero di neutroni cresce più rapidamente di Z (per es. uno degli isotopi dell'uranio ha 146 neutroni e 92 protoni).

La massa di un nucleo atomico è minore della somma delle masse dei suoi nucleoni costituenti a causa di un contributo negativo alla massa che risulta dall'energia di legame nucleare B(Z, A), che è l'energia che occorre per separare gli Z protoni e gli N neutroni che compongono il nucleo: la teoria speciale della relatività afferma infatti che una perdita di energia in un sistema dinamico dà origine a una perdita di massa proporzionale. Risulta 

B(Z, A) = Zmp+(A­Z)mn— m(Z, A),

dove mpe mn sono rispettivamente le masse del protone e del neutrone e m(Z, A) è la massa del nuclide (Z, A). In generale, una grande energia di legame favorisce la stabilità, cioè l'isotopo con l'energia di legame più grande è il più stabile e anche, perciò, il più abbondante in natura. 

 

NUCLEOPROTEINA  

Protide che risulta dall'unione di un acido nucleico con una proteina basica. 

Biochimica. Le  nucleoproteine, così denominate perché furono riscontrate per la prima volta nel nucleo, sono localizzate prevalentemente nei cromosomi, ma sono presenti anche in cellule con nucleo non differenziato (es. batteri, virus), oltre che nel citoplasma. Sono reperibili infatti nei ribosomi e nei mitocondri. Le prime nucleoproteine isolate in forma cristallizzata sono state quelle di un virus vegetale (Stanley, 1935). Ciò ha permesso lo studio del componente più interessante della nucleoproteina, l'acido nucleico. Per quanto riguarda la componente proteica invece non si hanno conoscenze complete. Si sa che queste proteine sono ricche in lisina o in arginina, ma non si conosce esattamente la loro composizione.

 

NUCLEOTIDE

Unità elementare costituente gli acidi nucleici, formata da una base eterociclica, uno zucchero e una molecola di acido ortofosforico. La base può appartenere al gruppo delle purine o delle pirimidine; il glucide è il ribosio [nell'RNA] o il desossiribosio [nel DNA]. L'unione della base azotata più lo zucchero viene detta nucleoside; il nucleoside più acido fosforico dà il nucleotide.

 

NUMERO D'ORO

Una  soluzione colloidale d'oro non è stabile indefinitamente: infatti col tempo l'oro precipita sotto forma di fiocchi e la soluzione cambia colore passando dal rosso al blu. L'introduzione di un colloide, come gelatina, gomma arabica, amido, può impedire la coagulazione e stabilizzare l'idrosol metallico. Si dice numero d'oro di un colloide la massa minima (in g) di tale colloide in grado di impedire la coagulazione di 10 cm³ di soluzione di oro colloidale unita a 1 cm³ di soluzione di cloruro di sodio al 10%. Il numero d'oro della gelatina, ad es., è 0,005, quello dell'amido 25.

 

NUTRIENTE 

Sostanza chimica di natura organica e inorganica necessaria per il corretto funzionamento di crescita e riproduzione degli organismi viventi.

Chimica. La  qualità, la quantità e il grado di complessità chimica dei nutrienti necessari variano a seconda della natura vegetale o animale dell'organismo vivente e, seppure in modo meno accentuato, a seconda della specie di appartenenza. Gli animali, ivi compreso l'uomo, utilizzano come nutrienti molecole appartenenti alle seguenti classi di composti chimici: proteine, carboidrati, grassi, sali minerali, vitamine e acqua. Anche l'ossigeno, ottenuto dall'ambiente mediante la respirazione, dovrebbe essere considerato un nutriente. Gli alimenti costituiscono il veicolo mediante il quale i nutrienti pervengono all'organismo. Per la specie umana gli alimenti sono rappresentati da altri organismi animali e vegetali, o da parte di essi, o da loro prodotti biologici.

L'utilizzazione dei nutrienti, cioè il loro metabolismo, avviene nelle varie cellule corporee. Le cellule di un organismo complesso sono largamente differenziate per struttura e funzione. Le capacità di interconversione metabolica non sono però totali. Esistono determinate molecole che la cellula non è capace di sintetizzare perché non possiede gli enzimi necessari a compiere l'operazione; tali molecole debbono perciò essere introdotte, già preformate, con gli alimenti e acquistano pertanto carattere di essenzialità alimentare, si parla quindi di nutrienti essenziali.

 

NUTRIENTI ESSENZIALI

I nutrienti essenziali sono: 8 amminoacidi (fenilalanina, isoleucina, leucina, lisina, metionina, treonina, triptofano, valina; per i bambini è essenziale anche l'istidina); 1 acido grasso polinsaturo (acido linoleico); certi i sali minerali; le vitamine, a eccezione della vitamina D (ora classificata tra gli ormoni), rispetto a cui la vera essenzialità è costituita da una fonte di luce U.V. necessaria per convertire un precursore che l'organismo è capace di sintetizzare in vitamina D. Anche la niacina (vitamina PP) perde carattere di essenzialità, se la dieta fornisce adeguate quantità di triptofano, un amminoacido che può essere convertito in niacina. Nello scegliere gli alimenti che compongono una dieta bisogna quindi includere sempre quelli che siano fonte di nutrienti essenziali pena l'instaurarsi di gravi malattie da carenza alimentare. Tutte le persone sane hanno bisogno degli stessi nutrienti per tutta la vita, solo in quantità differenti a seconda dell'età, del sesso, del grado di attività fisica, della condizione fisiologica, del clima. La quantità minima di nutrienti giornalmente necessaria, per permettere il corretto svolgimento di tutte le attività vitali in un individuo ben definito in tutti i parametri che lo caratterizzano, è chiamata bisogno fisiologico giornaliero di nutrienti.

Tutti i nutrienti di cui hanno bisogno le persone in buono stato di salute possono essere ottenuti dagli alimenti, però nessun alimento contiene da solo tutti i nutrienti di cui abbiamo bisogno, cioè nessun alimento è completo, per cui sono necessari molti tipi e combinazioni di alimenti per una nutrizione adeguata. Ne consegue che è necessaria una conoscenza della composizione degli alimenti per poter compilare delle diete razionali o per sapere qual è l'introito di nutrienti corrispondente al consumo di determinati alimenti (tabelle di composizione degli alimenti).

 


Consigli di lettura

Dizionario di Chimica e Chimica Industriale

Storia della chimica

Chimica, multinazionali alimentazione

Premi Nobel per la Chimica

Chimica e Immagini Sistema Periodico

Chimica, Epistemologia, Etica La chimica di Primo Levi

Chimica e Humor