La materia si presenta in molte forme, ognuna con caratteristiche assai diverse e proprietà specifiche.
In base alla composizione si possono distinguere le sostanze pure dai miscugli.
Le sostanze pure si possono definire attraverso una precisa formula chimica o un simbolo e sono caratterizzate da proprietà chimiche e fisiche particolari. A loro volta le sostanze pure si distinguono in elementi chimici e in composti.
Gli elementi sono costituiti da particelle (atomi) tutte uguali tra loro; ciascun elemento è identificato da un simbolo (per esempio, H per l’idrogeno e C per il carbonio). Gli elementi hanno proprietà chimiche e fisiche ben definite.
I composti sono il risultato della combinazione di particelle di elementi diversi; ciascun composto è identificato da una formula (per esempio H2O) ed è costituito da unità base dette molecole. Ogni molecola è una combinazione di atomi di elementi diversi in rapporto numerico costante tra loro (per esempio, in tutte le molecole d’acqua ci sono due atomi di idrogeno e un atomo di ossigeno).
| SOSTANZA PURA |
UNITÀ FONDAMENTALE |
IDENTIFICATO DA |
ESEMPIO |
|
elemento |
atomo |
simbolo |
C, H, O, N |
|
composto |
molecola |
formula |
CO2, H2O |
La combinazione di due o più sostanze pure diverse dà origine ai miscugli. In base al modo in cui le sostanze pure sono amalgamate nel miscuglio, si distinguono soluzioni (miscugli omogenei) e miscugli eterogenei.
I miscugli omogenei (o soluzioni) sono costituiti da sostanze mescolate in modo uniforme e non più distinguibili tra loro. Grazie a quest’omogeneità, le caratteristiche fisiche e chimiche restano identiche in ogni punto del miscuglio. Alcuni esempi di miscugli omogenei sono l’acqua presente in natura, che contiene sali minerali; l’aria, composta da gas, quali azoto, ossigeno e anidride carbonica; il vino, costituito principalmente da acqua e alcol. Le soluzioni liquide sono le più comuni. In una soluzione, il componente presente in maggiore quantità è chiamato solvente, quello presente in minore quantità è il soluto. Il solvente è detto anche mezzo disperdente: in esso, infatti, si disperde il soluto. In uno stesso solvente possono trovarsi anche più soluti.
I miscugli eterogenei sono quelli costituiti da sostanze mescolate in modo non uniforme. Ciascuna di esse resta ben distinta dall’altra e mantiene le sue proprietà; per questa ragione, le caratteristiche fisiche e chimiche possono variare da un punto a un altro del miscuglio. Tra i miscugli eterogenei ci sono le schiume, costituite da gas disperso in un liquido, e le emulsioni, dispersioni di oli in acqua. L’albume montato a neve è una schiuma di aria e soluzione acquosa contenente proteine, mentre il latte è un’emulsione di sostanze grasse disperse in una soluzione acquosa contenente, fra le altre sostanze, zuccheri e proteine.
Come abbiamo visto, un miscuglio omogeneo è costituito da un solvente e uno o più soluti.
La quantità di soluto presente in una soluzione indica la sua concentrazione (espressa come il rapporto tra quantità di soluto e quantità della soluzione). Questo rapporto può essere espresso con diverse formule che variano a seconda delle unità di misura scelte.
In base al livello di concentrazione, una soluzione si definisce:
Si definisce solubilità la massima quantità di soluto, espressa in grammi, che – a una data temperatura – può essere disciolta in 100 g di solvente.
La solubilità dipende sia dalla temperatura sia dalla natura chimica del soluto e del solvente.
All’aumentare della temperatura aumenta la solubilità: per esempio, in un litro d’acqua a 20 °C si riescono a sciogliere 35,8 g di sale da cucina; oltre questa quantità, il sale non si scioglie più e precipita sul fondo del recipiente. Portando la temperatura dell’acqua oltre i 20 °C si riescono a sciogliere quantità maggiori di sale. Quando la quantità di soluto aggiunta alla soluzione supera tale valore si dice che la soluzione è satura; se si aggiunge ancora soluto, questo non si scioglie bensì precipita (ossia si deposita sul fondo).
|
ESEMPIO SOLUZIONE |
SOLVENTE |
SOLuTo |
|
vino |
acqua |
alcol, tannini, sostanze colorate ecc. |
|
acqua frizzante |
acqua |
anidride carbonica (gas), sali minerali (solidi) |
|
atmosfera |
azoto |
ossigeno, anidride carbonica |
|
acciaio |
ferro |
carbonio |
Gli atomi sono le particelle elementari di cui è composta tutta la materia presente nell’universo. Ogni atomo è composto da almeno tre particelle molto più piccole, dette particelle subatomiche.
Le proprietà chimiche dell’atomo dipendono dagli elettroni che si trovano negli orbitali più lontani dal nucleo e che per questo vengono detti “elettroni di valenza”.
Le sue proprietà fisiche dipendono invece dalle caratteristiche del nucleo, dov’è concentrata la massa.
Poiché in un atomo neutro il numero dei protoni coincide con quello degli elettroni, il numero atomico Z indica anche il numero di elettroni dell’atomo.
Z = numero di p+ (= e–)
Il numero di massa (indicato con A) rappresenta invece il totale delle particelle presenti nel nucleo. Poiché il nucleo è composto da neutroni e protoni, si può dire che:
A = n + p+
In alcune circostanze, il numero degli elettroni di valenza (cioè gli elettroni presenti nell’orbitale più esterno di un atomo) può variare. Perdere o acquistare elettroni comporta necessariamente per l’atomo una variazione della sua carica complessiva. Si definiscono ioni positivi o cationi quegli atomi che hanno perso uno o più elettroni. Viceversa sono ioni negativi o anioni gli atomi che hanno acquistato uno o più elettroni. Rispetto all’atomo da cui derivano, gli ioni hanno quindi diverso numero di elettroni ma stesso numero di massa, perché la somma di neutroni e protoni resta invariata: ciò fa sì che gli ioni abbiano diverse proprietà chimiche, ma uguali proprietà fisiche.
Esistono atomi che hanno lo stesso numero atomico, cioè appartengono a uno stesso elemento chimico, ma numero di massa diverso. Questi atomi sono detti isotopi e hanno proprietà fisiche differenti tra loro, mentre hanno le stesse proprietà chimiche.
Nell’ambiente (cioè nell’aria, nel suolo e nell’acqua) e negli alimenti possono essere presenti degli isotopi radioattivi, ossia atomi instabili che nel processo di decadimento (ovvero di trasformazione in atomi più stabili) emettono raggi gamma i quali, specialmente in alcuni casi, possono causare danni.
Questi particolari isotopi possono essere di origine sia artificiale sia naturale (ma la pericolosità non varia); il loro monitoraggio negli alimenti è affidato alle ASL (Aziende Sanitarie Locali) e alle Agenzie Regionali per la Protezione dell’Ambiente (ARPA) le quali, periodicamente, controllano che non vengano superati i limiti di sicurezza definiti dalle autorità sanitarie.
Tra gli alimenti più a rischio vi sono l’acqua, il latte e i funghi.
La tavola periodica, ideata nell’Ottocento dal chimico russo Dmitrij Mendeleev, è uno schema nel quale sono riportati tutti gli elementi finora conosciuti (118 in tutto; alcuni sono presenti in natura, altri sono stati creati in laboratorio).
L’ordine di disposizione degli elementi non è casuale, ma fornisce molte informazioni su di essi.
Nella tavola periodica gli elementi sono disposti in successione per valori crescenti di Z, ossia al crescere del numero di protoni presenti nel nucleo. Ogni elemento è inserito in una casella e contrassegnato, oltre che dal suo simbolo e dal suo nome, anche dal numero atomico.
Nella tavola periodica gli elementi sono ordinati lungo periodi (righe) e gruppi (colonne). Lungo ciascun periodo gli elettroni di valenza aumentano gradualmente, uno per volta. Ogni gruppo riunisce elementi con proprietà chimiche simili, vista l’analoga distribuzione degli elettroni nei loro orbitali di valenza.
Nella tavola degli elementi si può seguire l’andamento di un’importante proprietà della materia: l’elettronegatività (EN). Essa rappresenta il potere di attrazione di un atomo nei confronti degli elettroni del legame con un altro atomo.
Nella tavola periodica, l’elettronegatività aumenta da sinistra verso destra e dal basso verso l’alto. In base alla loro elettronegatività gli elementi possono essere distinti in metalli e non metalli.
Gli atomi con caratteristiche intermedie sono invece detti semimetalli.
Gli elementi dell’ultimo gruppo sono detti gas nobili e molto difficilmente si combinano con altri elementi.
|
ELEMENTI DELLO STESSO |
ESEMPIO |
CARATTERISTICHE COMUNI |
|
gruppo |
H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Uue |
numero di elettroni nel guscio più esterno |
|
periodo |
K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn ecc. |
aumento graduale del numero di protoni e degli elettroni di valenza |
Le molecole sono il frutto di unioni stabili di due o più atomi.
Le molecole possono essere composte da atomi uguali, dando origine agli elementi (per esempio l’ossigeno atmosferico, O2).
Le molecole formate da atomi diversi danno invece origine ai composti. Tra i composti possono esservi molecole di piccole dimensioni così come molecole molto grandi e complesse.
Sono molecole piccole e semplici, per esempio, l’acqua (H2O) e l’anidride carbonica (CO2).
Il glucosio (la cui formula è C6H12O6) è invece una molecola di medie dimensioni: infatti, contiene in tutto 24 atomi (6 di carbonio, 12 di idrogeno e 6 di ossigeno).
Esistono infine molecole molto grandi; per esempio, l’amido è formato dall’unione di migliaia di molecole di glucosio.
|
FORMULA DI STRUTTURA |
FIBRE DI CELLULOSA AL MICROSCOPIO |
FOGLI DI CELLULOSA A OCCHIO NUDO |
|
|
|
La cellulosa con cui è realizzato il libro che stai leggendo è un esempio di molecola molto grande: infatti, essa è costituita da centinaia o migliaia di molecole di glucosio unite tra loro.
Ogni molecola può essere rappresentata simbolicamente attraverso una formula chimica che ne specifica la composizione in atomi. Esistono diversi tipi di formule: per illustrare quelle più utilizzate, prendiamo come esempio la molecola di metanolo, composta da un atomo di carbonio (C), quattro atomi di idrogeno (4 H) e un atomo di ossigeno (O).
Quando due atomi si uniscono tra loro per formare una molecola, tra essi si instaura una particolare relazione detta legame chimico. La formazione di un legame chimico – così come la sua forza e la sua stabilità – dipende da quanti elettroni si trovano nell’orbitale più esterno.
Gli atomi di quasi tutti gli elementi, infatti, tendono a “completare l’ottetto”, ossia a fare in modo che nell’orbitale più esterno ci siano otto elettroni. Per raggiungere questa stabilità gli atomi possono cedere, acquistare o condividere gli elettroni con altri atomi.
I legami intermolecolari possono essere di diversi tipi; analizziamo i più importanti.
Se confrontato con i precedenti, il legame ionico è piuttosto debole. Il cloruro di sodio (NaCl), per esempio, è un solido cristallino friabile e le molecole che lo compongono, a contatto con l’acqua, si separano spontaneamente in ioni Na+ e Cl–.
Specie nel caso del legame covalente polare, in alcune zone della molecola si generano delle parziali cariche positive e delle parziali cariche negative (queste ultime vicino al nucleo dell’atomo che ha maggior elettronegatività).
Le molecole con queste caratteristiche sono dette polari e interagiscono fra loro come calamite, con fenomeni di attrazione e repulsione reciproca. Un esempio tipico è dato dalla molecola dell’acqua, in cui l’ossigeno è parzialmente negativo, mentre gli idrogeni, deprivati di elettroni, definiscono una zona della molecola parzialmente positiva.
Anche le molecole apolari, ossia caratterizzate da elettroni distribuiti in modo uniforme, possono diventare temporaneamente polari. Ciò si verifica quando la nube elettronica della molecola si deforma e genera provvisorie zone positive e negative, anch’esse in grado di attrarre o respingere altre molecole.
Le interazioni di questo genere sono definite nel loro insieme forze di Van der Waals. A differenza dei legami intramolecolari saldi e stabili, queste forze creano legami fra molecole alquanto deboli, che si rompono e si riformano di continuo. Le proprietà fisiche di molte sostanze (punto di fusione, di ebollizione, pressione osmotica) dipendono proprio dalle forze di Van der Waals.
I legami intermolecolari si formano dunque sia tra molecole polari che apolari, e fra di essi riveste particolare importanza biologica il legame a idrogeno: quando l’idrogeno è legato ad atomi molto elettronegativi come il fluoro, l’ossigeno o l’azoto, diventa un punto della molecola in cui si forma una parziale carica positiva in grado di interagire con una zona parzialmente negativa di una molecola vicina. Il legame a idrogeno si verifica tipicamente fra molecole d’acqua, ed è alla base dell’ordinamento tridimensionale delle molecole d’acqua nei cristalli di ghiaccio o neve.
Sapere di alimentazione
Corso di Scienza degli alimenti per il primo biennio