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

Ecco spiegate le forme dei fiochi di neve... 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.  Se la temperatura si abbassa ulteriormente fino al punto di congelamento (0°C) la densità dell'acqua diminuisce bruscamente perchè la struttura molecolare dei ponti a idrogeno si risalda fino a costituire un reticolo cristallino in cui ogni molecola è vincolata ad altre quattro molecole; si formano, così, ampi spazi vuoti nell' intera struttura che determinano aumenti di volume nella massa acquatica. L' aumento di volume corrisponde ad una diminuzione della densità e ciò consente il galleggiare del ghiaccio sull' acqua. Nell' acqua liquida, poichè la struttura cristallina sopra descritta è meno regolare, gli spazi vuoti tra le molecole non esistono.

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.

U E3 Stati materia e legami 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

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

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

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

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 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

Proprietà colligative 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

Proprietà colligative In pratica, un soluto assicura alla soluzione un campo di esistenza più ampio rispetto a quello del solvente. Proprietà colligative Unità 7 Le soluzioni

Proprietà colligative 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

Proprietà colligative 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

Proprietà colligative In pratica... Proprietà colligative Unità 7 Le soluzioni

Proprietà colligative 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

Proprietà colligative 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

Proprietà colligative 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

Proprietà colligative 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

Proprietà colligative 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

U13 Stati materia e legami 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

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 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%.