CADMIO
Elemento metallico di colore bianco-argenteo, duttile e malleabile, di simbolo Cd e numero atomico 48; è uno degli elementi di transizione. Il cadmio fu scoperto nel 1817 dal chimico tedesco Friedrich Stromeyer che lo individuò nelle incrostazioni presenti all'interno di una fornace di zinco. Fonde a 321 °C, bolle a 765 °C, ha densità relativa 8,64 e peso atomico 112,40. A temperatura ambiente si conserva inalterato per lungo tempo, ma se riscaldato si incendia facilmente in presenza d'aria, generando una fiamma brillante, e si trasforma rapidamente in ossido, CdO. Usi. Il cadmio, più resistente dello zinco alla corrosione atmosferica, si usa per proteggere le lamiere di ferro (cadmiatura) e per la fabbricazione delle piastre negative degli accumulatori al nichel-cadmio. Entra in molte leghe a basso punto di fusione; l'aggiunta dell'1% di cadmio al rame ne migliora le proprietà meccaniche mantenendone pressoché inalterata la conducibilità elettrica, formando una lega molto usata nella fabbricazione dei cavi elettrici. Dato l'alto potere assorbente nei riguardi dei neutroni, il cadmio viene usato come costituente delle barre di controllo nelle pile atomiche
CAFFEINA
Alcaloide contenuto nelle foglie del tè, nei semi di caffè e in varie altre piante. Ureide del gruppo delle purine (v. struttura); fu estratta dal caffè nel 1820 dal chimico tedesco Runge. La caffeina ha azione tonica e stimolante del sistema nervoso centrale, della muscolatura cardiaca e del centro respiratorio. Aumenta pertanto l'attività cerebrale, ma il suo abuso provoca l'insorgenza di aritmia cardiaca, insonnia, cefalea.
Struttura della caffeina
CAGLIO (
Enzima contenuto nel succo gastrico che coagula il latte precipitandone la caseina e sulla cui azione è basata la preparazione dei formaggi. Il caglio, presente anche nei succhi di piante laticifere e in altri organi vegetali, è secreto soprattutto dalle ghiandole della mucosa gastrica di animali lattanti. Normalmente viene estratto dal quarto stomaco (abomaso o ventriglio) dei vitelli e degli agnelli. I ventrigli vengono tagliuzzati ed essiccati; facendo macerare le “pellette” così ottenute in acqua salata alla temperatura di 30-35 ºC, si ottiene un caglio liquido che deve essere conservato al fresco entro recipienti scuri. Il titolo o potere coagulante del caglio è espresso dal numero di centimetri cubici di latte scaldato a 35 ºC che vengono coagulati da 1 cm³ di caglio. Il caglio liquido ha un titolo medio di 2.000-3.000 con massimi fino a 10.000. Si produce anche un caglio in pasta (con titolo variabile), un caglio in polvere (con titolo fino a 100.000) e un caglio in pastiglie (con titolo di 20.000). I cagli di origine animale non sono capaci di coagulare il latte bollito.
CALCE
Ossido di calcio CaO, che si ottiene per calcinazione, in forni speciali, dalle pietre da calce, cioè da calcare costituito da carbonato di calcio. La calce viva, od ossido di calcio CaO, è un solido bianco, amorfo, di densità 3,4; fonde verso 2.580 ºC, volatilizza al forno elettrico e non viene decomposta dal calore. Attaccata dal cloro al calor rosso, è ridotta dal carbone al forno elettrico con produzione di carburo di calcio CaC2. Molto caustica, ha una forte affinità per l'acqua che la trasforma in idrossido Ca(OH)2 con un notevole svolgimento di calore; quando si versa un po' d'acqua sulla calce viva, l'acqua penetrando nei pori della calce evapora; la calce si gonfia, si spacca e si trasforma in polvere. Si ottiene così la calce spenta o calce idrata, polvere bianca, poco solubile nell'acqua. La soluzione limpida è detta acqua di calce, mentre il latte di calce è una poltiglia di calce spenta stemperata nell'acqua. L'idrossido di calcio è una base forte; assorbe il biossido di carbonio, perciò la sua soluzione si intorbida all'aria per formazione di carbonato di calcio e questa reazione serve per il riconoscimento del gas.
Preparazione. La calcinazione dei calcari puri si effettua a una temperatura dell'ordine di 1.000 ºC, che assicura la decarbonatazione. Può essere fatta sia in forno a calce, alternando le cariche di calcare e di combustibile, sia in forno rotativo riscaldato con gas, se si vuole evitare la presenza di ceneri. La calce viva e la calce spenta hanno numerose applicazioni nell'industria e nell'agricoltura. Le calci da costruzione (calci magre e calci idrauliche) sono preparate partendo da calcari argillosi: fino al 10% d'argilla, il calcare dà una calce magra, aerea; fra il 10 e il 20%, una calce idraulica. La calcinazione, che si fa generalmente in forno a calce, deve essere spinta a temperatura più elevata per assicurare la combinazione degli elementi argillosi con una parte della calce, combinazione che permetterà la presa idraulica. L'eccesso di calce non combinata consente la polverizzazione spontanea del prodotto, per spegnimento con acqua, che si effettua in fosse, con vapore e anche sotto pressione. Le calci da costruzione sono ora molto meno usate del cemento. La calce ottenuta per calcinazione del carbonato di calcio (calcare) è la base che ha l'uso più diffuso in metallurgia; particolarmente in quella del ferro e soprattutto per i minerali contenenti fosforo, di cui facilita l'eliminazione.
CALCE SPENTA
Nome comune dell’idrossido di calcio Ca(OH)2.
CALCE VIVA
Nome comune dell’ossido di calcio CaO.
CALCINAZIONE
Processo chimico, di laboratorio o industriale, che modifica la composizione di una sostanza o di un minerale mediante riscaldamento a temperature elevate.
CALCIO
Stato naturale. E' diffusissimo in natura, ma solo sotto forma di combinazione nei suoi tre composti fondamentali utilizzabili nella pratica: il carbonato CaCO3 , il solfato CaSO4 e il fosfato Ca3(PO4)2. Il carbonato può trovarsi allo stato cristallizzato come calcite, aragonite, e allo stato microcristallino nel marmo, nella pietra calcare, nel travertino; il solfato costituisce il gesso e la selenite; il fosfato,la fosforite e l'apatite.
Preparazione. Il metallo viene preparato per elettrolisi.
Una proprietà importante: a differenza dei carbonati dei metalli alcalini, il carbonato di calcio è insolubile nell'acqua, ma è solubile nelle soluzioni acquose di acido carbonico perché avviene la reazione seguente:
CaCO3 + H2CO3 -> Ca(HCO3)2 che è bicarbonato di calcio, solubile. Il fenomeno è di fondamentale importanza per le conseguenze che ne derivano nei terreni calcarei: l'acqua piovana riesce a solubilizzare il carbonato di calcio permeando attraverso terreni in cui. per vari motivi (chimi ci e biologici) si forma anidride carbonica. Le erosioni del Carso, la formazione delle stalattiti e delle stalagmiti nelle grotte sono i fatti più appariscenti connessi con cale proprietà. Nell'acqua potabile si trova sempre una quantità discreta di bicarbonato di calcio (dai 20 ai 30 grammi per ettolitro). I sali volatili di calcio (per es. il cloruro) colorano la fiamma in rosso mattone.
Usi e applicazioni. Il calcio metallico ha scarse applicazioni, ma moltissima importanza hanno i suoi composti, in particolare modo l'ossido, l'idrossido, il carbonato, il solfato,il nitrato e il fosfato. La cottura dei calcari e dei calcari argillosi porta alla formazione dei cosiddetti "leganti" per edilizia (calce aerea, calce idraulica, cemento) ai quali si aggiunge il gesso da presa, ottenuto per blando riscaldamento della pietra da gesso che è CaSO4.2H2O .
Il nitrato basico di calcio Ca.OH.NO3 viene largamente impiegato in agricoltura come fertilizzante azotato. E' preparato mescolando in quantità opportune acido nitrico e carbonato di calcio:
CaCO3 + H2O + HNO3 -> Ca.OH.NO3 + H2CO3
II fosfato di calcio (monocalcico) Ca(H2PO4)2 e bicalcico CaHPO4 ottenuti per trattamento delle fosforiti con acido solforico sono i principali fertilizzanti fosfatici.
Il calcio ha grande importanza in campo biologico: la parte minerale dello scheletro degli animali inferiori è carbonato di calcio mentre per quelli superiori è fosfato di calcio
CALCOGENI
Gli elementi ossigeno, zolfo, selenio e tellurio.
CALORIA (cal)
È una unità di misura dell'energia, destinata come tutte le altre ad essere sostituita dal joule; tuttavia la sua importanza, anche storica, rimane notevole. E’ la quantità di energia termica necessaria per innalzare la temperatura di un grammo di acqua da 14,5°C a 15,5°C. Oggi la si definisce appunto in funzione del joule, tramite la relazione 1 cal = 4,184 J. In dietologia il termine caloria indica 1 kcal = 1000 cal.
CALORIMETRIA
Insieme delle tecniche sperimentali in grado di evidenziare trasformazioni fisiche o reazioni chimiche di un materiale, attraverso la determinazione della quantità di calore assorbito o ceduto dallo stesso durante un trattamento termico controllato.
CALORIMETRO
Dispositivo utilizzato per determinare il calore trasferito (ceduto o assorbito) nel corso di un processo chimico basandosi sul cambiamento di temperatura.
CANFORA
Sostanza aromatica di odore penetrante e sapore pungente, estratta dal Cinnamomum camphora. È un chetone terpenico di formula C10H16O, v. struttura. La canfora esiste in due forme otticamente attive: la canfora destrogira o canfora comune o canfora del Giappone, e la canfora levogira o canfora della matricaria, molto più rara. La canfora destrogira è un solido bianco, molto volatile, dotato di un odore caratteristico, che fonde a 178 ºC. Viene estratta dal Laurus camphora per distillazione del legno in corrente di vapore: la canfora ottenuta viene purificata per sublimazione. Questa sostanza è contenuta in alcune essenze come, per es., nella lavanda, nel cardamomo del Siam, ecc. Notevole ne è il consumo in tutto il mondo. Viene usata per la preparazione della celluloide, della polvere senza fumo, di prodotti farmaceutici. Per fabbricarla sinteticamente si parte dal pinene, principale costituente dell'essenza di trementina, e lo si trasforma, per addizione di acido cloridrico, in cloridrato di pinene o cloruro di bornile; da questo successivamente si ottengono il canfene, l'acetato di isobornile, l'isoborneolo e infine la canfora, oppure si può passare direttamente all'isoborneolo mediante acetato di zinco e acido acetico. La canfora sintetica è racema. Essendo uno stimolante del sistema nervoso centrale, la canfora è utilizzata in tutti gli stati adinamici: shock, astenia, emorragie.
Struttura della canfora
CAPACITÀ TERMICA
Rapporto tra il calore scambiato dal campione e la corrispondente variazione della sua temperatura. E’ espressa solitamente in J °C-1 o cal °C-1.
CAPACITÀ TERMICA MOLARE
Capacità termica per mole di sostanza (J °C-1mol-1).
CAPACITÀ TERMICA SPECIFICA
Capacità termica del campione riferita all'unità di massa (J °C-1g-1).
CAPROLATTAME
Prodotto intermedio a base di carbonio, ossigeno e azoto. Esso si ottiene partendo da cicloesanone (o toluene), ammoniaca e acido solforico. E’ usato nella produzione di fibre sintetiche (poliammidiche) e di polimeri.
CARBOIDRATO ( idrato di carbonio, zucchero)
Semiacetale o semichetale poliossidrilato o, in genere, sostanza che può fornirli per idrolisi. (Sin. GLUCIDE.) Denominazione generica delle sostanze di formula generale CnH2nOne dei loro polimeri: Il glucosio è un carboidrato. Se un carboidrato non può essere scisso per idrolisi si chiama monosaccaride; se è scindibile in due monosaccaridi, uguali o diversi, è detto disaccaride; se l'idrolisi porta a più molecole, uguali o diverse, di monosaccaride, il carboidrato è detto polisaccaride. I monosaccaridi sono distinti in aldosi e chetosi. Fra i polisaccaridi, che sono veri polimeri, citiamo l'amido, la cellulosa, l'inulina, ecc.
Una classe particolare è quella degli eterosidi o glucosidi i quali, per idrolisi, danno accanto a una o più molecole di monosaccaride una o più molecole di sostanze diverse dette agliconi. Così, per idrolisi dell'amigdaloside si ottengono due molecole di glucosio e una di cianidrina dell'aldeide benzoica.
I monosaccaridi sono tutti dolci, i disaccaridi lo sono quasi tutti, i polisaccaridi sono insipidi. Gli eterosidi possono essere dolci, amari, insipidi, astringenti, ecc.
CARBONILE
Gruppo -CO- presente in un composto organico o inorganico.
CARBONIO
Elemento chimico (simbolo C, numero atomico 6) non molto abbondante sulla terra (circa lo 0.1% in peso), ma alla base del ciclo vitale, dei combustibili fossili (v. combustione) e della chimica organica. Si presenta generalmente legato con altri elementi. Il carbonio ha peso atomico 12,01115 ed esiste in natura in tre forme caratterizzate da diversa struttura cristallina: il diamante, in cui ogni atomo è legato ad altri quattro atomi formando un reticolo con struttura tetraedrica; la grafite, in cui gli atomi sono disposti in modo da formare degli esagoni affiancati su piani orizzontali; e il carbonio amorfo, caratterizzato da un basso grado di cristallinità. Queste forme, che si differenziano in molte proprietà fisiche, hanno punti di fusione estremamente alti e, a temperatura ambiente, sono insolubili in tutti i solventi. Una quarta forma di carbonio naturale è costituita da una intera classe di fullereni, il più famoso dei quali è il buckminsterfullerene. Il carbonio ha la proprietà unica di combinarsi con se stesso per formare catene di atomi e anelli estremamente complessi. Per questo motivo esiste un numero idealmente infinito di suoi composti, tra cui i più comuni sono quelli che contengono carbonio e idrogeno. I primi composti di carbonio furono identificati in organismi viventi all'inizio del XIX secolo, e da allora lo studio del carbonio costituisce l'importante ramo della chimica noto come chimica organica. Sebbene rappresenti solo lo 0,025% della crosta terrestre, il carbonio è piuttosto diffuso in natura, in particolare sotto forma di carbonati. Il diossido di carbonio è un importante costituente dell'atmosfera ed è la fonte di carbonio più importante per gli organismi viventi. Nel processo di fotosintesi, le piante trasformano diossido di carbonio in composti organici complessi, che vengono successivamente utilizzati da altri organismi.
Allo stato amorfo il carbonio si trova, in vari gradi di purezza, nel carbone, nel coke, nel nero di gas e nel nerofumo. Il nero di gas è prodotto bruciando idrocarburi liquidi come il kerosene in difetto d'aria, e raccogliendo il fumo in una camera separata; per lungo tempo è stato usato come pigmento nero negli inchiostri e nelle vernici, ma attualmente è stato sostituito dal nerofumo, composto da particelle più sottili e ottenuto dalla combustione incompleta del gas naturale. Il nerofumo è utilizzato come stucco e come rinforzante nell'industria della gomma.
CHEMIURGIA
Ramo della chimica che studia l'utilizzazione di prodotti agricoli per scopi non alimentari. La chemiurgia sorse negli USA nel 1935 promossa da una particolare organizzazione incaricata di evitare la crisi derivante dalla sovrapproduzione di prodotti agricoli.
CHERATINA
Sostanza proteica ricca di zolfo (scleroproteina) che entra nella costituzione dei tessuti di protezione e sostegno. La cheratina è molto diffusa nel regno animale, soprattutto tra i vertebrati (nelle corna, unghie, artigli, aculei, squame, strato corneo della pelle, peli, capelli, ecc.). La cheratina assume diversi caratteri a seconda delle formazioni in cui è presente: le molecole possono infatti essere disposte parallelamente le une alle altre oppure in lamine in cui sono orientate in modo diverso nei vari strati; inoltre ha caratteri fisici (durezza, pieghevolezza) nettamente diversi. In base a ciò si distinguono cheratine molli e cheratine dure. La conoscenza dell'organizzazione molecolare della cheratina ha avuto notevoli ripercussioni pratiche nella tecnologia della lana, nei trattamenti estetici dei capelli nonché in medicina.
CHEROSENE
Il cherosene, ottenuto come frazione intermedia tra benzina e gasolio nella distillazione primaria del grezzo, è il vecchio petrolio lampante tornato in auge con l'avvento dei turboreattori. Le caratteristiche specifiche richiedono un bassissimo punto di congelamento, per poter sopportare ogni condizione ambientale, e un punto di infiammabilità attorno a 45 ºC.
CHETONE
Nome generico di derivati carbonilici secondari R-CO-R' in cui R e R' sono due gruppi idrocarburici identici o differenti. I chetoni, diffusi in natura soprattutto negli oli essenziali da cui si estraggono con processi fisici o chimici, possono essere anche preparati sinteticamente con metodi analoghi alla sintesi delle aldeidi, cioè idratazione degli omologhi dell'acetilene, ossidazione o deidrogenazione degli alcooli secondari; distillazione dei sali di calcio degli acidi grassi o passaggio dei vapori di questi acidi sull'ossido di torio a 300 ºC (una miscela di acidi porta allora a formare tre chetoni, due simmetrici e uno misto). I chetoni hanno molte proprietà chimiche comuni alle aldeidi: idrogenazione ad alcooli (qui secondari); crotonizzazione, condensazione con gli organomagnesiaci, formazione di derivati azotati caratteristici. Tuttavia si distinguono dalle aldeidi perché sono meno riducenti, non si possono ossidare per ottenere un acido con lo stesso numero di atomi di carbonio (se avviene l'ossidazione si ha rottura della catena), inoltre sono meno reattivi delle aldeidi.
CHIMICA (inorganica, organica, primaria, secondaria)
La chimica è la scienza che interpreta e guida le trasformazioni della materia che comportano ricombinazioni di atomi. Per motivi storici e pratici è stata divisa in due rami principali: chimica inorganica e organica. La prima si occupa di composti di elementi diversi dal carbonio; la seconda presiede invece alla vastissima gamma di composti basati sul carbonio. In anni più recenti, come in tutte le scienze, si è osservata una forte tendenza alla specializzazione. Si sono quindi venute definendo discipline più settoriali quali la chimica analitica, l'elettrochimica, la biochimica, la chimica dei polimeri, etc. Un'ulteriore distinzione, più legata però agli aspetti industriali, è stata individuata tra chimica primaria (o di base) e secondaria (o fine). La discriminante consiste nel numero di stadi che ha subìto la materia prima di completare un determinato ciclo industriale: nel caso della chimica primaria si parte ad es. da un prodotto naturale (es. petrolio, gas naturale), ottenendo composti chimici relativamente semplici (es. etilene, propilene, benzine, etc.); la chimica secondaria parte invece da composti chimici relativamente sofisticati (es. fenoli, chetoni, composti aromatici di sintesi) per pervenire a molecole ancora più complesse (es. fitofarmaci, additivi per materie plastiche, coloranti).
CHINIDRONE
Composto verde dorato ottenuto da una molecola di chinone e una di idrochinone. L'elettrodo a chinidrone è utilizzato per misurare il potenziale di ossidoriduzione.
CHINONE
Nome generico degli a- o g-dichetoni dietilenici ciclici, ottenuti per ossidazione degli orto- o paradifenoli. Nelle serie del benzene si conoscono due chinoni, l'orto- e il parabenzochinone. L'ortobenzochinone deriva dall'ossidazione della pirocatechina con ossido d'argento, è un solido arancio, molto instabile che si decompone prima di fondere. Il parabenzochinone, detto semplicemente chinone, si forma nell'ossidazione dell'idrochinone e di numerosi composti aromatici; in genere si prepara ossidando l'anilina con bicromato potassico e acido solforico. Forma aghi bruno verdastri che fondono a 116 ºC la cui soluzione in acqua è gialla. Ha odore simile al cloro, è caustico e velenoso. Ossida l'acido iodidrico trasformandosi in idrochinone, che si forma anche con biossido di zolfo, ottenendosi come prodotto intermedio il chinidrone. Nella serie della naftalina sono noti tre naftochinoni: 1,2-1,42,6-naftochinone. L'antrachinone e il fenantrenchinone si ottengono rispettivamente dall'antracene e dal fenantrene.
CICLAMATO
Sale dell'acido ciclamico o acido N- cicloesilsolfammico di formula C6H11NHSO3H, che essendo poco solubile in acqua è utilizzato come sale di sodio (C6H11NHSO3Na) o di calcio. I ciclamati sono edulcoranti sintetici scoperti nel 1944 e con potere dolcificante circa 30 volte superiore a quello del normale zucchero da tavola, largamente utilizzati in campo alimentare sino all'inizio degli anni Settanta, in quanto dai primi studi tossicologici (1951) erano risultati essenzialmente atossici. Nel 1965 furono pubblicati studi che misero in evidenza un'azione di rallentamento della crescita negli animali da esperimento, e successivamente fu osservato che il ciclamato di calcio induceva in animali lesioni da ipercalcificazione, simili a quelle indotte da ipervitaminosi da vitamina D, e, a dosi elevate, formazione di tumori vescicali. Per queste ragioni il suo uso è ora sottoposto a molte limitazioni.
Struttura del ciclamato di sodio
CICLO
In termodinamica è una successione di eventi fisico-chimici che ha inizio e termine nel medesimo stato.
CICLO DEL CARBONIO
La successione dei processi fisici e delle reazioni chimiche attraverso la quale il carbonio circola nell'ambiente.
CICLO DELL’AZOTO
La successione dei processi fisici e delle reazioni chimiche medianti i quali l’azoto atmosferico viene fissato, entra nella catena alimentare degli animali e ritorna infine all’atmosfera.
CIMENE
Nome del 4-metilisopropilbenzene. Il cimene è contenuto nelle essenze di cumino, di cicuta, di timo, di eucalipto, ecc. e si ottiene per azione del pentossido di difosforo sul timolo, il carvacrolo, la canfora nonché per deidrogenazione del pinene. È un liquido di odore gradevole, da cui derivano due fenoli: il timolo e il carvacrolo.
Struttura del cimene
CINETICA chimica
Ramo della chimica fisica che comprende lo studio dell’evoluzione nel tempo dei sistemi chimici reagenti. Più propriamente essa si riferisce alla misura e all’interpretazione della velocità con la quale si svolge una reazione chimica. I risultati che essa fornisce costituiscono la base per poter formulare il meccanismo molecolare della reazione chimica e anche per progettare un impianto di produzione industriale.
CISTEINA
Amminoacido di formula HSCH2CH(NH2)CO2H costituente delle proteine. L'importanza biologica della cisteina è dovuta alla presenza di gruppi solfidrilici che possono facilmente eliminare idrogeno per ossidazione e dare un ponte di zolfo —S—S—. La reazione è reversibile e l'equilibrio di ossidoriduzione spiega l'attività di alcuni enzimi nella cui parte proteica è contenuta la cisteina.
CISTINA
Amminoacido solforato di formula [SCH2CH(NH2)CO2H]2 ottenuto per ossidazione dela cisteina. Talvolta si ritrova nei calcoli urinari: da qui venne ottenuta per la prima volta da Wallaston nel 1810.
CITOCROMO
Enzima essenziale per la respirazione cellulare. I citocromi sono presenti in tutte le cellule animali e vegetali, tranne che nei batteri anaerobi, e sono generalmente localizzati nei mitocondri. Si tratta di proteine coniugate, formate, cioè, da una parte proteica (gruppo proteico) e da una parte non proteica (gruppo prostetico), rappresentata da una ferroporfirina simile a quella dell'emoglobina. I citocromi fanno parte del gruppo delle ossido-riduttasi. Ogni cellula contiene diversi tipi di citocromi, che reagiscono in un determinato ordine fra loro e con altri enzimi respiratori. Sono stati classificati citocromi a, b e c. Il citocromo a3, conosciuto col nome di citocromossidasi, riveste particolare importanza in quanto reagisce direttamente con l'ossigeno ed è responsabile dell'ultima reazione dei processi di ossidoriduzione, la cui energia, liberata da tali processi, viene accumulata nei legami ad alto contenuto energetico sotto forma di composti fosforati (ATP).
Gli studi sulla struttura del citocromo c, la più piccola delle proteine del gruppo, ottenuto da più di quaranta specie diverse, hanno mostrato che la forma della molecola è in ogni caso pressappoco la medesima, mentre i residui di amminoacidi presenti nella catena polipeptidica possono variare per tipo e posizione entro certi limiti, anche se l'eme e 35 dei circa cento residui devono in tutti i casi ritrovarsi in certi siti ben determinati della molecola. Ad es. il citocromo c umano e quello del cavallo differiscono per 12 dei 104 amminoacidi e le differenze aumentano con l'aumentare delle disparità genetiche degli organismi. Confrontando le strutture del citocromo c di varia origine si è potuto anche dimostrare che per osservare una variazione dell'1% nella composizione degli amminoacidi sono necessari venti milioni di anni, a differenza di quanto accade per molte altre proteine, come l'emoglobina, che evolvono in tempi dell'ordine di sei milioni di anni. Inoltre la velocità di variazione si è mantenuta praticamente costante nel corso delle ere geologiche. Tutto ciò si spiega se si tiene presente che il citocromo fa parte di una struttura subcellulare, il mitocondrio, assai ben protetta dall'evoluzione e che la perdita della sua attività coincide con la morte dell'individuo, quindi con il suo sottrarsi alla linea evolutiva. Il citocromo c è una piccola proteina che nella sua azione deve interagire per grandi porzioni della sua superficie con enormi edifici molecolari; è necessario perciò che queste porzioni non varino, pena la mancanza di interazione con conseguente impedimento dell'importantissima funzione cui è preposto il citocromo c.
CITRICO, ACIDO
È un ossiacido tricarbossilico di formula HO2CCH2C(OH)(CO2H)CH2CO2H estratto dal succo di limone. L'acido citrico è presente in molti frutti e vegetali allo stato libero o allo stato di sale (di potassio o di calcio); si estrae dal succo di limone leggermente fermentato per trattamento con carbonato di calcio all'ebollizione: il citrato tricalcico precipita e viene decomposto con acido solforico. La sintesi dell'acido citrico è stata realizzata dal malonato di etile passando per l'acido acetondicarbossilico. L'acido citrico cristallizza con una molecola d'acqua in grossi prismi incolori di sapore acido gradevole, molto solubili in acqua, solubili in alcool. L'acido citrico ha importanza fondamentale nel metabolismo dei carboidrati. L'acido citrico trova impiego come mordente in tintoria e nella stampa ed entra nella composizione delle limonate.
Struttura dell'acido citrico
CITRONELLA
Nome comune della pianta erbacea aromatica classificata Cymbopogon nardus nella famiglia delle graminacee, e dell’olio odoroso e volatile che se ne ricava. Quest’ultimo, caratterizzato da colore giallo e profumo di limone, viene utilizzato nella produzione di profumi e come repellente contro gli insetti.
CLORALIO
Denominazione comune dell'aldeide tricloroacetica di formula CCl3CHO usata come ipnotico. Il cloralio, scoperto da Liebig nel 1832, si prepara industrialmente facendo passare cloro in alcool assoluto in presenza di catalizzatori quali iodio, zolfo, cloruro ferrico, ecc. In questo modo si ottiene il corrispondente semiacetale (alcoolato di cloralio) che viene decomposto dall'acido solforico, a caldo. Il cloralio viene purificato per distillazione. Il cloralio puro è un liquido oleoso di odore penetrante, di densità 1,54, solubile in acqua; bolle a 97 ºC e tende a polimerizzare in metacloralio, insolubile in acqua, da cui si rigenera il cloralio a 180 ºC. Il cloralio viene utilizzato in terapia come ipnotico sotto forma di idrato, oppure anche in combinazione con l'antipirina, con l'uretano, ecc.
CLORO
Il cloro ha simbolo Cl, numero atomico 17 e peso atomico 35,453; è un gas giallo verdastro, di odore forte e soffocante, velenoso. Ha densità 1,56, bolle a 34,7 ºC alla pressione atmosferica, viene conservato e trasportato liquido in bombole d'acciaio. Un litro di acqua scioglie 3 litri di cloro gassoso a 10 ºC, temperatura alla quale può cristallizzare un idrato di cloro; la soluzione è detta acqua di cloro. Il cloro possiede una grande attività chimica; si combina, spesso a freddo, con la maggior parte degli altri elementi, comportandosi come elettronegativo monovalente. Si combina direttamente con l'idrogeno per dare acido cloridrico HCl; la miscela dei due gas esplode violentemente a freddo, alla luce solare, liberando una gran quantità di calore. A freddo e sotto l'influenza della luce, reagisce lentamente con acqua dando acido cloridrico e acido ipocloroso HClO. La soluzione è fortemente ossidante, reagisce con acido solforoso, triossido di arsenico, sali di ferro bivalente, ecc. e decompone numerose sostanze organiche. Il cloro gassoso attacca la maggior parte dei metalli: il mercurio, per es., l'assorbe a freddo. L'acqua di cloro scioglie anche i metalli meno ossidabili, come l'oro e il platino. Il cloro agisce inoltre sulla maggior parte dei composti metallici. Con l'idrossido di sodio in soluzione diluita, a freddo, dà una miscela di cloruro e di ipoclorito di sodio.
La maggior parte dei non metalli (es. iodio, zolfo, fosforo) si combina col cloro; solo l'ossigeno, l'azoto e il carbonio non reagiscono. Il cloro dà, con i composti organici, reazioni di sostituzione o di addizione.
Preparazione. Attualmente si utilizza l'elettrolisi della soluzione acquosa di cloruro di sodio. All'anodo, che è di grafite, si ha svolgimento di cloro. Al catodo, dato il basso potenziale di ossidoriduzione del sodio, si svolge idrogeno e si forma idrossido di sodio, che non deve diffondere verso l'anodo, perché reagirebbe con il cloro dando ipoclorito di sodio. Ciò si può evitare separando i due elettrodi con un diaframma poroso, imprimendo al liquido un movimento di spostamento dall'anodo verso il catodo, o usando un catodo di mercurio; si ottiene allora amalgama di sodio evitando la formazione dell'idrossido di sodio nella cella elettrolitica.
Usi. Il cloro è usato come disinfettante (ipocloriti) e come decolorante; serve a sbiancare le sostanze d'origine vegetale (lino, cotone, carta); a tale scopo si usano anche il cloruro di calce e le soluzioni di ipoclorito di sodio, meno aggressive. Serve anche alla preparazione dell'acido cloridrico di sintesi, dei cloruri metallici, come il cloruro di stagno, e soprattutto di numerosi derivati clorurati organici (cloruro di polivinile). Particolari attenzioni vengono usate nella manipolazione e nel trasporto, data la sua
tossica
CLOROFORMIO
Composto organico clorurato, di formula CHCl3, usato in anestesia generale. Il cloroformio fu scoperto nel 1831, contemporaneamente, da Liebig, Soubeiran e Guthrie, mentre le sue proprietà anestetiche furono messe in luce sugli animali da Flourens; poco dopo (1847) venne sperimentato sull'uomo da James Young Simpson. Da allora il suo impiego si diffuse con rapidità, contemporaneamente a quello dell'etere. Il cloroformio è un liquido incolore, di odore aromatico, sapore zuccherino, i cui vapori non sono irritanti. Per azione dell'aria e della luce si decompone in fosgene e acido cloridrico; l'aggiunta di 0,5-1 parte di alcool per 100 di cloroformio impedisce tale trasformazione. Lo si prepara per azione del cloruro di calce sull'alcool etilico o sull'acetone; viene conservato in flaconi o in fiale sigillate di vetro scuro. Il cloroformio, dieci volte più potente dell'etere e cinque volte più pericoloso di questo, è stato utilizzato su larga scala in anestesia sino al 1940, dopo di che è stato progressivamente sostituito da farmaci più innocui ed efficaci. L'anestesia mediante cloroformio veniva effettuata per via inalatoria, in circuito aperto, a goccia a goccia su maschera, col metodo semichiuso e in circuito chiuso. La concentrazione, nell'aria inspirata, in ragione di 1,5 volumi per cento è sufficiente per assicurare l'anestesia chirurgica, ma già a 2 volumi per cento risulta mortale, per cui il suo limite di sicurezza è estremamente basso.
COBALTO
Elemento metallico di colore bianco-argenteo, con spiccate proprietà magnetiche, di simbolo Co e numero atomico 27; appartiene agli elementi di transizione. Fu scoperto nel 1735 dal chimico svedese George Brandt. A temperatura ambiente è un metallo poco resistente e scarsamente duttile, ma la duttilità aumenta a temperature elevate. Fonde a circa 1495 °C, bolle a circa 2870 °C, ha densità relativa 8,9 e peso atomico 58,933. Tra i numerosi isotopi conosciuti, il più importante è il cobalto 60, un isotopo radioattivo, che decade con emissione di raggi gamma, e ha tempo di dimezzamento di circa 5,7 anni. Esso trova applicazioni in vari settori dell'industria ed è usato nelle terapie mediche radioisotopiche, in particolare per la cura dei tumori (cobaltoterapia). La più importante applicazione del cobalto è nella fabbricazione di leghe particolarmente resistenti al calore (chiamate superleghe), che vengono usate nel settore industriale e nella produzione di motori per aerei. Una lega con l'acciaio, nota come acciaio al cobalto, è usata per realizzare magneti permanenti. Il carboloy, una lega di cobalto e carburo di tungsteno, e la stellite, una lega con il cromo, sono materiali caratterizzati da elevata durezza impiegati per tagliare e ridurre in fogli sottili l'acciaio. Il cobalto è anche usato come pigmento per ceramica, come essiccativo per vernici e come catalizzatore.
COCCINIGLIA
Nome comune a insetti emitteri omotteri della famiglia dei coccidi. Le cocciniglie sono caratterizzate da evidente dimorfismo sessuale: i maschi sono molto piccoli e provvisti di un paio di ali; simili a semi vivono immobili sul fusto di molte piante, che perforano con il rostro per succhiarne la linfa. Le femmine, globose e attere, muoiono dopo aver deposto le uova; il loro corpo si dissecca e forma un involucro protettivo per le uova. Alcuni coccidi provocano la morte delle piante; altri sono utili all'industria perché producono manne, lacche oppure sostanze coloranti. Tra le specie principali: la cocciniglia del fico d'India (Coccus cacti), originaria del Messico, attualmente comune nelle Indie, nelle isole Canarie e in Spagna. Vive sui cladodi del fico d'India e dal suo corpo si ricava il carminio, sostanza colorante rossa che viene usata in tintoria, nell'industria dolciaria per colorare dolci e liquori e per la colorazione dell'inchiostro.
COCCINIGLINA
Glucoside costituente il principio colorante della cocciniglia. La cocciniglina è un poliossiacido antrachinonico in cui un ossidrile è legato a uno zucchero. Non viene più usata data la scarsa solidità all'acqua, agli acidi e agli alcali