26 marzo 2018

La chimica in un bicchiere d’acqua

di Piero Lafiosca

«Soltanto una legge che io riesco a capire ha potuto sposarli senza farli scoppiare» (Un chimico, F. De André)

Di che legge parla il chimico cantato da De André mentre osserva il mare? Chi sono i protagonisti di questa legge?

 

Il mondo della chimica si basa sull’idea di atomo, nata nella scuola dei filosofi naturalisti (fine VII secolo a. C.) e sviluppata pian piano fino al concetto formale che conosciamo oggi. Da un punto di vista pratico, in realtà la chimica non si interessa dell’atomo in sé, ma di come queste entità interagiscono fra loro, creando e distruggendo molecole più o meno interessanti per l’essere umano. Questo desiderio di capire la materia, di spiegare come si trasforma e di dominare queste trasformazioni stesse accompagna da sempre l’esistenza umana, ancor prima che l’atomo venisse davvero compreso tramite la fisica moderna.

 

Il nostro obiettivo è quello di studiare le interazioni fra gli atomi, che rendono possibile la chimica. Da dove iniziare dunque? Tutto quello che ci serve è in un bicchiere d’acqua. Per semplicità, prendiamo in considerazione esclusivamente l’acqua, trascurando tutti i sali minerali e le sostanze disciolte normalmente. L’acqua è una molecola estremamente semplice e sfogliando un qualsiasi testo di chimica possiamo trovarla schematizzata come in Figura 1.

Figura 1: Struttura della molecola d'acqua. È riportata la lunghezza di legame (in picometri) e l'angolo formato dai tre atomi. Questi sono valori medi, dato che gli atomi si muovono incessantemente - By Dan Craggs - Own work, CC0, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=7916072

I simboli O e H rappresentano rispettivamente un atomo di ossigeno e uno di idrogeno. Sono due oggetti molto simili, entrambi caratterizzati da un nucleo carico positivamente e da un certo numero di elettroni, di carica opposta, disposti attorno a questo nucleo. In particolare, l’idrogeno ha un solo elettrone (e un nucleo con una carica positiva), mentre l’ossigeno ne ha ben otto (e un nucleo con 8 cariche positive).

 

È importante sottolineare che gli elettroni non sono delle vere e proprie particelle che gravitano attorno al nucleo positivo, come può essere, invece, per i pianeti del Sistema Solare attorno al Sole stesso. Per comprendere meglio la natura dell’elettrone, immaginiamo di star dormendo in una calda notte estiva, quando all’improvviso a causa della finestra aperta entra una zanzara molto fastidiosa, e desiderosa di pungerci. Ora, la zanzara inizierà a ronzarci intorno, possiamo percepire la sua presenza dal suono, però non conosciamo né la sua esatta posizione né la traiettoria che compie nel suo volo. Dato il suo desiderio di pungerci, sappiamo che tenderà a stare mediamente più vicino a noi, ma non troppo, per evitare di essere schiacciata. Quindi ciò che conosciamo della zanzara è una sorta di “densità di probabilità” di trovarla in un qualsiasi punto della nostra stanza: tale densità sarà molto piccola, lontano da noi e più grande nelle nostre vicinanze. Questa “nuvola” di probabilità descrive completamente il comportamento del nostro insetto. Tuttavia esso resta una zanzara, ovvero una specie di corpo puntiforme, come possiamo osservare nel momento esatto in cui la schiacciamo, con un briciolo di fortuna.

 

È esattamente questa la condizione dell’elettrone, che in modo pittoresco viene anche definito nuvola elettronica: fintanto che resta imperturbato, possiamo descriverlo come una densità di probabilità (la funzione d’onda) mentre, se sottoposto ad un esperimento, nel momento stesso in cui lo osserviamo in un certo punto dello spazio “collassa” a particella puntiforme.

 

Quando due atomi interagiscono è possibile che ci siano le condizioni energetiche idonee per realizzare un legame chimico, ovvero che i due atomi condividano elettroni, solitamente una coppia, formando una molecola più o meno stabile. Dunque per molecola intendiamo un aggregato di atomi interessati da questi legami, che si originano dalle cosiddette “interazioni intramolecolari”. Nella Figura 1, ogni coppia di elettroni condivisa viene rappresentata da un segmento, per un totale di quattro elettroni condivisi. Data la differenza di carica positiva per i nuclei di O e di H, avviene che la nuvola elettronica di carica negativa sia più densa sull’atomo di ossigeno e meno su quello di idrogeno, generando così una parziale carica positiva su quest’ultimo.

 

Le interazioni intramolecolari sono mediamente forti, tanto più forti quanto stabile è la molecola che si forma. Nel nostro caso, se immaginassimo di rompere tutti i legami tra tutte le particelle di acqua presenti in un bicchiere, avremmo abbastanza energia per tenere acceso un forno elettrico a 180 °C per circa tre ore.

 

Ma è tutto qui? No in realtà, perché di queste molecole d’acqua ce ne sono tante in un singolo bicchiere. Come abbiamo detto, le forze intramolecolari si originano perché ci sono elettroni “delocalizzati” intorno a due atomi che in qualche modo interagiscono fra loro. Avendo due molecole d’acqua, e dunque tre atomi da una parte e tre da un’altra, ci sono delle forze anche fra atomi di molecole differenti. Queste forze che interessano due molecole, o meglio elettroni e nuclei appartenenti a molecole diverse, prendono il nome di interazioni intermolecolari.

 

La nomenclatura nel mondo della chimica è molto varia, e solitamente queste forze vengono suddivise sulla base delle loro specificità. Nel caso dell’acqua, l’interazione più caratteristica è il famoso legame a ponte idrogeno: esso si origina quando l’idrogeno è interessato da una parziale carica positiva, come nel caso della nostra molecola. Questo piccolo atomo viene “condiviso” fra due atomi con una parziale carica negativa, come nel caso degli ossigeni. Una rappresentazione è presente in Figura 2.

Figura 2: Schematizzazione del legame a ponte idrogeno. Con la delta si intende una parziale carica, positiva o negativa a seconda dell'atomo. Il tratteggio indica l’interazione attrattiva fra le due cariche opposte - By User Qwerter at Czech wikipedia: Qwerter. Transferred from cs.wikipedia to Commons by sevela.p. Translated to english by by Michal Maňas (User:snek01). Vectorized by Magasjukur2 - File:3D model hydrogen bonds in water.jpg, CC BY-SA 3.0, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=14929959

Ad eccezione del legame a ponte idrogeno, che è un caso molto particolare di interazione, in generale tra due molecole neutre come l’acqua si parla di forze di van der Waals, dal nome dello scienziato che formalizzò il concetto di interazioni intermolecolari nel particolare caso delle molecole gassose. Esse sono legate alla separazione di carica della molecola, che può essere permanente, come nel caso dell’acqua, o temporanea, dovuta alla fluttuazione della nuvola elettronica che in un dato istante può essere leggermente spostata.

 

Per completezza, è importante sottolineare che tutte le interazioni descritte finora sono di tipo attrattivo, ovvero tendono ad avvicinare le molecole. A basse distanze intermolecolari però, la repulsione fra gli elettroni diventa molto forte, generando delle forze opposte che tendono a bilanciare l’attrazione. Questa repulsione si origina sia perché gli elettroni sono carichi negativamente e sia per dei principi di “simmetria” (il famoso Principio di Pauli) che in termini semplici impedisce agli elettroni di occupare lo stesso posto nello spazio. La differenza con le forze attrattive è che la repulsione ha un raggio di azione molto piccolo, quindi al netto due molecole tendono sempre ad attrarsi reciprocamente, fino a una distanza di equilibrio.

 

In media queste forze sono molto più deboli delle interazioni intramolecolari. Nel nostro caso, l’energia di interazione tra due molecole di acqua è appena un cinquantesimo dell’energia di un singolo legame O-H. Dunque, sono davvero importanti queste interazioni intermolecolari? Sì, perché ci sono molte molecole d’acqua in un singolo bicchiere, e dunque la somma di queste energie diventa sufficientemente elevata. Per avere una stima del numero di particelle di acqua in un bicchiere, seguite il ragionamento.

 

Immaginiamo di voler segnare una crocetta su un certo numero di fogli A4 per ogni molecola di acqua nel bicchiere. Mediamente riusciremo a scrivere circa 1000 crocette per ogni facciata, per un totale di 2000 per ogni foglio. Ogni risma di fogli A4 contiene 500 fogli ed è alta circa 5 cm. Prendiamo uno scatolone cubico di 50 cm di lato, e immaginiamo di riempirlo con circa 40 risme di questi fogli (4 sul fondo e 10 in altezza). Ora immaginiamo di riempire l’intero Empire State Building di questi scatoloni. E immaginiamo di ricoprire l’intera New York (789 km2 di estensione) di Empire State Building di questo tipo. Ecco, il numero di crocette totali è circa 6 x 1024, che grossomodo è il numero di molecole di acqua in un singolo bicchiere. È lecito pensare che ogni molecola d’acqua interagisca quindi con un consistente numero di particelle, e che, di conseguenza, la somma delle forze sia maggiore di quelle del singolo legame. Le interazioni intermolecolari sono dunque numerosissime ma caratterizzate da una bassa intensità.

 

Queste interazioni, per il particolare caso del bicchiere d’acqua, contribuiscono a mantenere l’acqua versata nel bicchiere allo stato liquido, impedendo alle molecole di volatilizzarsi facilmente. Tramite una fonte di calore è possibile fornire l’energia sufficiente alle molecole per superare queste forze intermolecolari, e quindi passare allo stato vapore e disperdersi nell’ambiente. Un discorso simile vale per la formazione dei solidi, che sono compatti e coesi proprio grazie a queste miriadi di interazioni fra le particelle che lo costituiscono.

 

In natura, la filosofia del “tanti e deboli” presenta numerosi esempi: la forma delle proteine, l’azione degli enzimi o meccanismi fisiologici come la sintesi proteica vedono come protagoniste proprio le forze intermolecolari. Questo perché la bassa intensità di queste interazioni rende possibile creare e distruggere legami intermolecolari anche in condizioni di reazione non estreme, permettendo inoltre una regolazione fine di questi processi.

 

Fra tutti gli esempi, prendiamo in considerazione un animaletto molto particolare: il geco. La sua abilità di camminare sulle superfici, senza utilizzare fluidi adesivi secreti dal proprio corpo, è attribuita proprio alla particolare conformazione delle sue zampe . Esse sono ricoperte da milioni di peli che, grazie alle deboli ma numerose interazioni di van der Waals con le superfici, rendono possibile l’adesione ad esse. Un dettaglio delle zampe è riportato in Figura 3.

Figura 3: Dettaglio di zampa di geco. Le lamelle sono in realtà formate da milioni di cosiddette "setae" - By Bjørn Christian Tørrissen - Own work by uploader, http://bjornfree.com/galleries.html, CC BY-SA 3.0, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=6874833

Concludendo, abbiamo osservato come il concetto di legame chimico sia molto vasto. Nonostante l’origine comune, le interazioni intramolecolari e intermolecolari sono diverse fra loro e generano fenomeni differenti. In particolare, le forze intermolecolari sono rilevanti a causa del grande numero di molecole presenti in ogni punto dello spazio e ne troviamo numerosi esempi nella vita di tutti i giorni, persino in un semplice bicchiere d’acqua.

 

Un’ultima cosa: ricordatevi di bere tanto!

 

 

Per saperne di più:

Joe Schwarcz, Come si sbriciola un biscotto?, TEA, Milano 2010 Peter W. Atkins, Loretta Jones, Principi di chimica, Zanichelli, Bologna 2012.

© Istituto della Enciclopedia Italiana - Riproduzione riservata

0