Acqua
Semplicissima rappresentazione
schematica della molecola d’acqua
Se evidenziamo anche le coppie di non legame, il
modello VSEPR ci indica che si deve essere una
distribuzione tetraedrica delle coppie di elettroni e
quindi una molecola piegata.
In realtà sono molto forti i legami a idrogeno tra una
molecola e l’altra, per cui ogni molecola è vincolata ad
altre quattro circostanti
Nel solido il
legame a
idrogeno
“costringe” le
molecole a
formare
angoli ben
precisi
secondo uno
schema
formato da
tetraedri
separati da
“tunnel”
esagonali
vuoti.
Un dettaglio della struttura con gruppi di
sei molecole che formano i “tunnel”...
Quando le molecole si uniscono una alla volta
lentamente formano un solido che mostra la
simmetria esagonale.
Ecco spiegate le forme dei fiochi di neve...
...e ancora...
...oppure...
Il legame a idrogeno è responsabile dello strano
modo con cui varia la densità dell’acqua.
E’ una delle poche
sostanze la cui
densità non è
massima quando è
solida a causa degli
spazi vuoti imposti
dal legame idrogeno.
Con l’aumentare della
temperatura la densità
diminuisce in virtù del
fatto che le molecole si
staccano poiché vibrano
più ampiamente e così
occupano più spazio.
Ciò che distingue
l’acqua dagli altri liquidi
è che nell'intervallo tra 0
e 4 °C la sua densità
aumenta invece che
diminuire.
In tale intervallo alcune
delle molecole d’acqua
sono ancora aggregate
a gruppi entro i quali le
molecole libere possono
scorrere diminuendo il
volume occupato e
quindi aumentando la
densità.
Al di sopra di 4°C
i gruppi di
molecole sono
sempre meno
mentre aumenta
l’agitazione delle
molecole libere: è
quest’ultima che
fa aumentare il
volume occupato
e quindi diminuire
la densità.
Il legame a idrogeno è responsabile anche degli anomali punti
ebollizione dell’acqua e di fusione del ghiaccio.
Entrambi risultano più alti di quelli ipotizzabili sulla base della
sola massa molecolare: le molecole d’acqua sono caratterizzate
anche dal legame a idrogeno che invece non si forma negli altri
casi.
Calore latente di evaporazione e calore specifico
rappresentano la quantità di calore necessaria
rispettivamente per far evaporare una data quantità di
acqua o per innalzarne di 1 grado la temperatura.
Anche in questo caso il legame a idrogeno impone
valori più alti di quelli teoricamente ricavabili dal
semplice calcolo fatto a partire dall’aumento delle
vibrazioni.
L’acqua è un ottimo solvente sia la maggior parte delle sostanze polari
sia, salvo poche eccezioni, i composti di natura ionica. Per quale motivo?
Analizziamo per esempio il comportamento in acqua del cloruro di sodio
(NaCl), che come sappiamo è un composto ionico.
Le molecole dell’acqua presentano cariche parziali e, a causa della loro
forma angolata, sono dipoli permanenti.
Le soluzioni
U E3 Stati materia e legami
Quando si aggiunge all’acqua del cloruro di sodio, gli ioni Cl− vengono
circondati da molecole d’acqua, che orientano verso di loro i propri atomi di
idrogeno (parzialmente positivi). Analogamente, altre molecole d’acqua si
dispongono in modo che il loro atomo di ossigeno (parzialmente negativo) si
avvicini agli ioni Na+.
Le cariche dell’acqua attraggono ioni di carica opposta. Se tali forze sono più
intense di quelle tra gli ioni, questi ultimi vengono staccati dal reticolo cristallino
(dissociazione). Gli ioni, circondati da molecole d’acqua, sono portati in
soluzione (solvatazione).
Le soluzioni
U E3 Stati materia e legami
I dipoli dell’acqua interagiscono anche con le cariche parziali delle
molecole covalenti polari. Se le interazioni tra l’acqua e la molecola del
composto covalente polare sono più forti del legame presente nella
molecola, si verifica la ionizzazione.
+
-
+
-
Anche se nella maggioranza dei casi comuni i composti covalenti polari o
ionici possono essere sciolti dall’acqua, ciò non è vero in generale. Tutto
dipende dalla forza relativa dei legami presenti nella molecola (o tra gli
ioni) e da quella esercitata dall’attrazione del dipolo acqua.
Le soluzioni
U E3 Stati materia e legami
Il cloruro di sodio (NaCl), il solfato di
potassio (K2SO4), l’idrossido di potassio
(KOH) sono tipici elettroliti. Esistono però
sostanze, come lo zucchero (C6H12O6),
che durante il processo di dissoluzione
rimangono sotto forma di molecole e non
liberano ioni. Le loro molecole, dotate di
legami covalenti polari, vengono
circondate dai dipoli dell’acqua,
opportunamente orientati, e portate in
soluzione. Ne sono esempio, oltre allo
zucchero, altri composti del carbonio
come l’alcol e l’acetone (C3H6O).
Poiché le loro soluzioni acquose non
contengono ioni, non conducono la
corrente elettrica: queste sostanze sono
perciò chiamate non elettroliti.
Le soluzioni
U E3 Stati materia e legami
elettrolita forte
non elettrolita
elettrolita debole
Esempi tipici di elettroliti deboli sono l’acido acetico (CH3COOH), il fluoruro di
calcio (CaF2) e l’acido fluoridrico (HF).
In genere sono elettroliti forti tutti i sali e gli acidi e le basi forti. Sono invece
generalmente deboli gli acidi e le basi di natura organica.
Le soluzioni
U E3 Stati materia e legami
I colloidi: strane soluzioni
Un gruppo di soluzioni presenta caratteristiche molto particolari.
Nel 1861 T. Graham notò che la colla di origine vegetale, sciolta in
acqua, non attraversa una membrana di pergamena e lo stesso
accade con una soluzione di amido.
Chiamò le sostanze che presentavano questo comportamento
colloidi.
Le caratteristiche delle soluzioni (o, meglio, “dispersioni”) colloidali
sono da attribuirsi alle dimensioni delle loro particelle, che
sono intermedie tra quelle delle particelle in soluzione e quelle di
particelle in sospensione.
Nei colloidi esiste una fase disperdente e una fase dispersa.
Concentrazione
Unità 7 Le soluzioni
La fase dispersa dei colloidi è costituita da aggregati di molecole
(micelle) o di atomi che presentano spesso delle cariche elettriche
sulla superficie.
Questi aggregati assorbono, cioè legano, particelle presenti nella
fase disperdente con carica opposta alla loro carica superficiale.
Le particelle assorbite hanno tutte la stessa carica, per cui si
respingono, impedendo un’ulteriore aggregazione e mantenendo
uniforme la dispersione.
Concentrazione
Unità 7 Le soluzioni
Le dispersioni colloidali hanno un’analogia con le comuni
sospensioni, poiché sono in grado di diffondere i raggi di luce
(effetto Tyndall), cosa che le soluzioni non possono fare.
È proprio grazie a questo effetto che la luce del giorno, dispersa in
tutte le direzioni dalla nebbia o dalle nuvole, assicura loro il colore
biancastro.
Concentrazione
Unità 7 Le soluzioni
Oltre alle dispersioni colloidali liquido-solido, sono di natura
colloidale anche altri sistemi.
Concentrazione
Unità 7 Le soluzioni
I colloidi sono
molto importanti
anche in biologia.
Sono infatti colloidi
le membrane
cellulari, il plasma
sanguigno e la
maggior parte dei
fluidi biologici.
La chimica dei
colloidi è anche
impiegata in alcuni
processi industriali,
come la concia
delle pelli, la
preparazione di
gomma elastica e
di medicinali.
Concentrazione
Unità 7 Le soluzioni
Le proprietà colligative
Sappiamo dall’esperienza quotidiana che una
soluzione ha caratteristiche diverse dal
solvente puro.
Molte delle sue proprietà, come il sapore, il
colore, l’odore, l’acidità, dipendono dalla
natura chimica del soluto e non dalla sua
quantità.
Altre proprietà, come la temperatura di
ebollizione e di solidificazione, dipendono
invece solo dalla quantità del soluto, cioè
dalla concentrazione della soluzione.
Si osserva facilmente che l’acqua salata
bolle a temperatura più alta dell’acqua pura.
Proprietà colligative
Unità 7 Le soluzioni
Nel caso di sostanze come alcol e zucchero, il numero totale di
particelle corrisponde al numero delle molecole.
Per le soluzioni di composti ionici, in cui ogni unità formula libera
più ioni, è necessario considerare invece il numero totale di
questi ultimi.
Le più importanti proprietà colligative sono:
• l’innalzamento ebullioscopico;
• l’abbassamento crioscopico;
• la pressione osmotica.
Proprietà colligative
Unità 7 Le soluzioni
Le soluzioni di solventi con soluti non volatili bollono a una
temperatura maggiore e congelano a una temperatura minore di
quella del solvente.
Queste proprietà possono essere spiegate con l’interazione tra le
particelle di soluto e quelle di solvente. Se sono presenti particelle
di soluto, queste sono aggregate al solvente per mezzo di forze
attrattive. Risulta quindi più difficile per le particelle di solvente
liberarsi allo stato di vapore.
Viceversa, la presenza di soluto rende più difficile l’aggregarsi
delle particelle di solvente a causa dell’interazione soluto-solvente,
per cui è necessaria una temperatura inferiore perché si formi il
solido.
Proprietà colligative
Unità 7 Le soluzioni
In pratica, un soluto assicura alla soluzione un campo di esistenza
più ampio rispetto a quello del solvente.
Proprietà colligative
Unità 7 Le soluzioni
Si verifica sperimentalmente che l’innalzamento della temperatura
di ebollizione (ΔTeb) è dato da:
e l’abbassamento della temperatura di congelamento (ΔTcr) da:
I valori numerici della costante crioscopica Kcr e della costante
ebullioscopica Keb variano a seconda del solvente considerato.
Proprietà colligative
Unità 7 Le soluzioni
In pratica...
Proprietà colligative
Unità 7 Le soluzioni
Pressione osmotica
Si è riscontrato sperimentalmente che, ponendo in contatto un
solvente puro e una sua soluzione attraverso una membrana che
consenta il passaggio soltanto delle molecole di solvente
(membrana semipermeabile), si verifica uno spostamento di
molecole dal solvente alla soluzione.
Le molecole di solvente passano infatti nella soluzione 1 fino a che
la pressione esercitata dalla colonna di liquido di altezza h non
bilancia tale tendenza 2.
Per evitare questo fenomeno è necessario imporre dall’esterno
una pressione alla soluzione 3.
Proprietà colligative
Unità 7 Le soluzioni
La membrana funziona come una sorta di filtro con
pori molto piccoli, di dimensioni sufficienti a far
passare le molecole di solvente, ma non quelle del
soluto.
La pressione osmotica dipende dalla concentrazione
molare della soluzione e dalla sua temperatura
assoluta secondo l’espressione matematica:
La costante R, chiamata costante universale dei gas, può
assumere diversi valori a seconda delle unità di misura utilizzate;
se il volume è espresso in litri e la pressione in atmosfere, vale:
R = 0,0821 L · atm · mol–1 · K–1.
Proprietà colligative
Unità 7 Le soluzioni
La pressione osmotica riveste un ruolo di grande importanza in molti
processi biologici, in quanto la membrana cellulare è una membrana
semipermeabile. Essa risulta, in particolare, molto permeabile
all’acqua e scarsamente permeabile ai soluti.
Le cellule, pertanto, se poste in un ambiente la cui concentrazione di
soluto è elevata (e quindi a pressione osmotica alta rispetto
all’interno della cellula), tendono a disidratarsi per osmosi.
I globuli rossi, per esempio, se posti in una soluzione zuccherina a
bassa concentrazione, a causa dell’acqua che entra attraverso la loro
membrana si rigonfiano e possono persino scoppiare.
Viceversa, se sono immersi in una soluzione a concentrazione di
zucchero alta rispetto a quella del loro interno, l’acqua tende a
uscirne attraversando la membrana e raggrinziscono fortemente.
Proprietà colligative
Unità 7 Le soluzioni
Ciascuno può aver osservato in prima
persona gli effetti dell’osmosi.
Dopo un intervento chirurgico, nel
quale si può avere una perdita di
liquidi, si rende necessaria una
fleboclisi. Essa consiste nella
introduzione nel circolo sanguigno di
una soluzione fisiologica (H2O +
NaCl), perché il sangue possa
reintegrare i liquidi nei tessuti. Si
riporta così il citoplasma al suo
normale equilibrio idrico-salino.
Pressione osmotica analoga ha una
soluzione di glucosio al 5%.
Proprietà colligative
Unità 7 Le soluzioni
È a causa dell’osmosi che, dopo un
bagno prolungato in mare, la pelle delle
dita appare raggrinzita.
La concentrazione salina dell’acqua di
mare, infatti, supera certamente di
molto quella delle cellule
dell’epidermide: a causa del fenomeno
osmotico, dunque, l’acqua si sposta dalle
cellule all’ambiente esterno nel tentativo
– destinato ovviamente
all’insuccesso –
di pareggiare le
concentrazioni
delle due
soluzioni, interna
ed esterna,
diluendo quella
esterna.
Proprietà colligative
Unità 7 Le soluzioni
La concentrazione delle soluzioni
Le soluzioni
possono essere
più o meno
concentrate a
seconda della
quantità di soluto
che è disciolta in
una data quantità
di solvente.
Vi sono diversi
modi in cui può
essere espressa
la concentrazione
di una soluzione
e sono riassunti
qui accanto 5.
Le soluzioni
U13 Stati materia e legami
Spesso, nella pratica di laboratorio, può essere necessario convertire tra loro
concentrazioni espresse con modalità diverse.
Le soluzioni
U13 Stati materia e legami
L’acqua libera (aw detta anche attività dell’acqua) è la quantità di
acqua non legata cioè disponibile per l’attività microbica
Quando un prodotto è in
equilibrio con l'ambiente
circostante, cioè non
cede né assorbe umidità
dall'ambiente, il valore
dell'attività dell'acqua
coincide con l' umidità
relativa divisa per 100.
Questa correlazione
viene sfruttata per la
misurazione di aw.
Dopo aver posto il
campione nell'apposita
celletta si chiude il
coperchio e si inizia: in
pochi minuti si arriva
all’equilibrio e il sensore
di umidità darà la misura.
Quando nell’acqua sono disciolte altre sostanze (sali, zuccheri..)
un microorganismo deve utilizzare più energia per assorbirla.
Ovviamente quanto più acqua sarà la concentrazione di
sostanze disciolte nell’acqua tanto più difficile sarà per il
microrganismo assumere l’acqua dall’alimento.
Il valore di acqua libera presente sarà tanto minore quanto
l’alimento sarà più ricco di sali, zuccheri e proteine,
naturalmente presenti in esso o aggiunti durante la sua
preparazione. È’ questo il caso di una salamoia, di un succo
o di una conserva
di frutta molto zuccherina: questi alimenti sono
apparentemente ricchi di acqua ma, in effetti, l’acqua libera
presente è molto bassa e sono pertanto prodotti in cui la
proliferazione microbica è difficoltosa.
La scala dell’acqua libera va da 1 (acqua pura) a 0. La
maggior parte degli alimenti ha un contenuto di aw
superiore a 0,95 (alimenti freschi oppure contenenti non più
del 40% di zucchero come le creme oppure contenenti non
più del 7% di cloruro di sodio quali le salsicce fresche).
Tra 0,95 e 0,91 abbiamo alimenti contenenti almeno il 55% di
zucchero o il 12% di cloruro di sodio come il prosciutto stagionato
e il formaggio a media stagionatura.
Tra 0,87 e 0,80 abbiamo le confetture, il latte condensato
zuccherato e il formaggio a lunga stagionatura. Intorno a 0,75 si
trovano la frutta secca, le caramelle, il cioccolato.
Quando il valore dell’acqua libera nell’alimento tende a diminuire,
iniziano a sentirsi i primi effetti sullo sviluppo microbico: ad un aw
di 0,86 si ha un arresto dello sviluppo della maggior parte dei
batteri; a 0,7 si ha l’arresto dello sviluppo della maggior parte delle
muffe e a 0,62 si arresta lo sviluppo dei lieviti.
Al di sotto di 0,5 si ha l’arresto
completo della moltiplicazione di
qualsiasi microrganismo; questo è il
valore di aw presente negli alimenti
secchi come la pasta e le spezie.
Biscotti e pane secco hanno un aw di
0,40, mentre il latte in polvere e i
corn flakes arrivano ad una aw di
0,20.
Anche rispetto al fattore di crescita
“acqua”, ovviamente vi sono batteri più o
meno sensibili. I batteri sporigeni, ad
esempio, quando l’acqua nell’alimento
tende a diminuire, possono mettere in atto
la strategia di creare la spora e quindi
possono resistere anche a periodi di
mancanza di acqua nell’ambiente.
Muffe e lieviti sono in genere meno
esigenti dei batteri nei confronti
dell’acqua. Anche in questo caso vi
possono essere delle notevoli variabilità,
infatti vi sono dei funghi acquatici ed altri
che riescono a vivere in ambienti desertici.
Lieviti e muffe possono sopravvivere
anche nelle salamoie e nelle conserve
che hanno un contenuto di acqua libera
molto bassa (0,75-0,65), ed altri riescono
a svilupparsi anche sulle granelle
essiccate che hanno un grado di umidità
del 13-15%.