Fondamenti di chimica per operatori della salute di G. Ferrero, I. Husu, M. Picconi

Gianmichele Ferrero Ivan Husu Mario Picconi

Fondamenti di chimica per operatori della salute

Lo studio delle scienze naturali applicate all’organismo umano, alla sua relazione con l’ambiente e quindi alle sue condizioni psicofisiche, costituisce il fondamento indispensabile e imprescindibile per un approccio olistico e globale alla salute. È dunque fondamentale l’analisi della natura nei suoi componenti essenziali, gli elementi, per comprendere come questi si aggregano in composti che vanno poi a sviluppare tessuti, organi e sistemi, i quali formano l’organismo umano. Lo studio del particolarmente piccolo ci porta a comprendere le strutture più complesse, poiché le leggi di natura sono sempre le stesse, nel micro e nel macrocosmo.

I concetti di chimica esposti in questo libro intendono illustrare il complesso funzionamento dei sistemi biologici. La biochimica infatti è una delle discipline “di frontiera” della ricerca scientifica moderna nella quale i concetti di chimica generale, inorganica e organica trovano una piena applicazione e possono risultare utili a chiunque si dedichi per professione o semplicemente per passione allo studio della salute umana.

In allegato un audiocorso in CD della durata di 6 ore, in cui la dottoressa Catia Trevisani approfondisce i contenuti del libro e lo completa con i riassunti dei singoli argomenti.

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Fare Naturopatia

Gianmichele Ferrero Ivan Husu Mario Picconi

Fondamenti di chimica per operatori della salute

© 2009 Edizioni Enea - SI.RI.E. srl Prima edizione: aprile 2009 Pubblicata con il titolo: Fondamenti di chimica per naturopati Seconda edizione: giugno 2016 ISBN 978-88-6773-045-2 Art Direction: Camille Barrios / ushadesign Stampa: Graphicolor (Città di Castello) Il capitolo 1 è stato scritto da G. Ferrero con il contributo di I. Husu.

I capitoli 2-11 sono stati scritti da I. Husu con il contributo di G. Ferrero.

I capitoli 12-14 sono stati scritti da G. Ferrero con il contributo di M. Picconi.

Glossario a cura di G. Ferrero, I. Husu e C. Trevisani.

Revisione a cura di Catia Trevisani Edizioni Enea Ripa di Porta Ticinese 79, 20143 Milano info@edizionienea.it - www.edizionienea.it Tutti i diritti riservati. Nessuna parte di quest’opera può essere riprodotta in alcuna forma senza l’autorizzazione scritta dell’editore, a eccezione di brevi citazioni destinate alle recensioni.

Questo libro è stampato su carta riciclata FSC©

Non sappiamo forse che l’apparenza del seme è in contraddizione con la sua vera natura?

Se lo sottoponiamo a un’analisi chimica, vi troveremo del carbonio, delle proteine e parecchie altre sostanze, ma certo non l’idea di un albero con le sue foglie.

RABINDRANATH TAGORE

Indice

XV XVII

Prefazione Introduzione

1

PRIMA PARTE Chimica generale e inorganica

3

1. CENNI DI STORIA DELLA CHIMICA

3 5

1.1. Le finalità delle scienze naturali 1.2. La chimica

11

2. GRANDEZZE E UNITÀ DI MISURA

15

3. LA MATERIA

17 19 20

3.1. Le proprietà della materia 3.2. I sistemi chimici 3.3. La composizione di un sistema chimico

25

4. LA STRUTTURA DELL’ATOMO

25 28 33 38

4.1. I costituenti dell’atomo 4.2. Il modello e la teoria quantistica dell’atomo 4.3. Le particelle di luce e le onde di materia 4.4. Le implicazioni della teoria quantistica: l’effetto fotoelettrico e l’emissione di raggi X

IX

X

41

5. IL SISTEMA PERIODICO

41 47 48 50 52 54 55 58 61

5.1. I numeri quantici e gli orbitali atomici 5.2. Le regole di riempimento degli orbitali e le configurazioni elettroniche degli atomi 5.3. La tavola periodica degli elementi 5.4. La valenza 5.5. Le molecole e le formule 5.6. I metalli, i non-metalli e i semimetalli 5.7. I bioelementi 5.8. Le proprietà periodiche degli elementi 5.9. Il peso atomico e molecolare e il concetto di mole

63

6. GLI STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA

63 71 71 75 78

6.1. I tre stati di aggregazione della materia 6.2. Lo stato aeriforme 6.3. I gas ideali e le leggi dei gas 6.4. Cenni sulla teoria cinetica dei gas 6.5. Deviazioni dall’equazione di stato dei gas ideali: i gas reali

81

7. I LEGAMI CHIMICI

82 82 90 99

7.1. Gli orbitali molecolari 7.2. I legami forti 7.3. I legami deboli 7.4. I numeri di ossidazione

103

8. LE REAZIONI CHIMICHE: TERMODINAMICA E CINETICA

103 107 109 113

8.1. La reversibilità delle reazioni e le costanti di equilibrio 8.2. Breve classificazione di alcune reazioni chimiche ricorrenti 8.3. La termodinamica e i suoi principi 8.4. La cinetica chimica e i catalizzatori

117

9. LO STATO LIQUIDO: LE SOLUZIONI

117 120 124 125

9.1. Le soluzioni: definizione e caratteristiche 9.2. Le proprietà generali delle soluzioni, solubilizzazione e solubilità 9.3. Sali poco solubili e prodotto di solubilità 9.4. Le proprietà colligative

137

10. GLI ACIDI E LE BASI

137 140 147 149

10.1. L’autoionizzazione dell’acqua e il pH 10.2. Acidi e basi: definizioni e proprietà 10.3. La forza di acidi e basi 10.4. Le soluzioni tampone

151

11. LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE ED ELETTROCHIMICA

151 153 155 157 161

11.1. Elettricità ed elettrochimica 11.2. Le reazioni di ossido-riduzione 11.3. I potenziali di riduzione 11.4. La conversione dell’energia chimica in energia elettrica: le pile 11.5. La conversione dell’energia chimica in energia elettrica: l’elettrolisi

165

SECONDA PARTE Chimica organica

169

12. LA RAPPRESENTAZIONE E LA CLASSIFICAZIONE IN CHIMICA ORGANICA

171 179 179 181 182 182 183 184 187

12.1. Gli idrocarburi 12.2. I composti eterociclici 12.3. Gli alcoli 12.4. I tioli o mercaptani 12.5. I fenoli 12.6. Gli eteri 12.7. Le ammine 12.8. Le aldeidi e i chetoni 12.9. Gli acidi carbossilici

191

TERZA PARTE Biochimica

195

13. LA STRUTTURA E LA FUNZIONE DELLE BIOMOLECOLE DELLE CELLULE

195 197

13.1. Le proprietà fondamentali del mondo vivente 13.2. I carboidrati

XI

205 212 224 231

13.3. I lipidi 13.4. Le proteine 13.5. Gli acidi nucleici 13.6. Le vitamine

233

14. IL METABOLISMO CELLULARE

235 238 247 252 256 261 262

14.1. ATP, GTP, NAD e FAD 14.2. Il metabolismo dei carboidrati 14.3. Il metabolismo dei lipidi 14.4. Il colesterolo 14.5. Il metabolismo degli amminoacidi 14.6. Il metabolismo degli acidi nucleici 14.7. La produzione di energia nelle cellule: la respirazione cellulare e il ciclo di Krebs

269

Glossario

293

Bibliografia

Approfondimenti

30 Appr. 4-A Principio di indeterminazione e probabilità 32 Appr. 4-B Forme di energia nell’atomo 37 Appr. 4-C Dualismo onda/particella nella vita quotidiana 70 Appr. 6-A Confronto fra le densità di solidi, liquidi e aeriformi 74 Appr. 6-B Condizioni standard di riferimento 84 Appr. 7-A Come e perché avviene l’aggregazione degli atomi 87 Appr. 7-B Conducibilità elettrica e termica 94 Appr. 7-C L’architettura microscopica dell’acqua 101 Appr. 7-D I numeri di ossidazione e la configurazione elettronica 118 Appr. 9-A Le sospensioni e le emulsioni 144 Appr. 10-A Nomenclatura di ossidi, anidridi e ossiacidi 148 Appr. 10-B Acidi che rilasciano più di uno ione idrogeno 208 Appr. 13-A Gli acidi grassi 218 Appr. 13-B Modalità di azione dell’enzima 220 Appr. 13-C Gli amminoacidi importanti per il metabolismo umano 227 Appr. 13-D Gene, codice genetico, trascrizione e traduzione 245 Appr. 14-A La regolazione della glicemia 248 Appr. 14-B La digestione dei lipidi 253 Appr. 14-C Il colesterolo XII

Indice CD

In allegato al libro vi è un CD in cui la dott.ssa Catia Trevisani spiega i fondamenti della chimica per operatori della salute. L’audiocorso segue lo stesso ordine degli argomenti che presenta il libro fungendo da strumento didattico per facilitare lo studio della materia.

01 02 03 04 05 06 07 08 09 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23

Introduzione (1’33’’) La chimica inorganica e i metodi d’indagine (7’37’’) Le unità di misura e la materia (7’50’’) La struttura dell’atomo (18’09’’) Il sistema periodico (27’07’’) Riassunto e analogia: la struttura dell’atomo e il sistema periodico (11’43’’) Gli stati di aggregazione della materia (16’39’’) Riassunto e analogia: gli stati di aggregazione della materia (5’54’’) Il legame chimico (31’56’’) Riassunto e analogia: il legame chimico (4’49’’) Le reazioni chimiche, la termodinamica e la cinetica (25’16’’) Riassunto e analogia: le reazioni chimiche e la termodinamica (11’04’’) Le soluzioni (19’31’’) Riassunto e analogia: le soluzioni (3’31’’) Gli acidi e le basi (13’30’’) Le reazioni di ossido-riduzione e l’elettrochimica (20’14’’) Riassunto e analogia: le reazioni di ossido-riduzione e l’elettrochimica (5’28’’) La chimica organica (4’05’’) Gli idrocarburi (7’58’’) Gli altri composti (18’42’’) La biochimica, i carboidrati e i lipidi (25’55’’) Le proteine (12’02’’) Gli acidi nucleici e le vitamine (13’57’’)

XIII

24 25 26 27 28

Il metabolismo cellulare (6’26’’) Il metabolismo dei carboidrati (10’07’’) Il metabolismo dei lipidi (11’47’’) Il metabolismo delle proteine (11’21’’) Il metabolismo degli acidi nucleici e la produzione di energia nelle cellule (12’12’’)

XIV

Prefazione

Fondamenti di chimica per operatori della salute è un libro che si propone di integrare le conoscenze naturopatiche con quelle del mondo scientifico.

In un approccio olistico, globale alla salute, che si rivolge ai tre piani antropologici (corpo fisico, psiche e spirito), mancherebbero le fondamenta dell’intera costruzione se non si partisse dallo studio delle scienze naturali applicate all’organismo umano e alla sua relazione con l’ambiente.

Come già affermato nel libro di Introduzione alla Naturopatia, metodo analitico e metodo sintetico, metodo riduzionista e metodo olistico necessitano di un’integrazione per uno studio più completo della realtà, soprattutto se l’oggetto è così complesso come l’essere umano e il suo stato di salute.

Dunque è fondamentale iniziare dallo studio della natura nei suoi componenti essenziali, gli elementi, per comprenderne poi le aggregazioni in composti e da qui la creazione di tessuti, organi e sistemi fino all’organismo e al suo funzionamento.

Lo studio del particolarmente piccolo ci porta poi a una comprensione dei sistemi più complessi in quanto le leggi di natura sono sempre le stesse, nel micro e nel macro. Lo studio affiancato della filosofia, dell’energetica (Medicina Tradizionale Cinese e Tradizione Indiana), delle pratiche di cura utilizzate fin da tempi più remoti, oltre a quelle più innovative e recenti, permetterà di integrare le conoscenze dei fenomeni naturali e del sistema uomo all’interno di una visione più ampia e completa.

Ringrazio gli autori per il loro sforzo nel semplificare concetti talora molto complessi, sforzo che ha portato alla creazione di un testo maneggevole e comunque scientifico e sufficientemente completo per lo scopo che ci siamo posti.

L’audio allegato semplifica ulteriormente lo studio del testo e lo completa con i riassunti dei singoli argomenti abbinati a riflessioni fondate su elementi di analogia tra il mondo della chimica e il comportamento umano.

Auguro dunque un buon viaggio nel mondo del micro alla scoperta, in esso, anche di se stessi.

Catia Trevisani

XV

Introduzione

Tra le scienze naturali, cioè tra le discipline che studiano i fenomeni naturali, la chimica riveste un ruolo notevolissimo e centrale. Essa consiste essenzialmente nello studio della struttura, delle proprietà e delle intime trasformazioni di qualunque tipo di materia, nei suoi duplici aspetti macroscopici e microscopici, condividendo parte dell’oggetto dei propri studi con discipline scientifiche “sorelle” come la fisica e la biologia. Queste ultime si dedicano – tra l’altro – ai seguenti temi: la fisica all’indagine dei principi e dei costituenti primi della materia, nella scala dell’infinitamente grande (astrofisica, cosmologia) così come in quella dell’infinitamente piccolo rispetto al mondo a noi familiare (fisica quantistica e relativistica). La biologia persegue invece lo studio dell’intera materia vivente, sia come insieme (biologia animale e vegetale) sia a livello dei processi microscopici che sottendono il concetto stesso di “vita” (biochimica, biologia molecolare).

La chimica può orgogliosamente rivendicare per sé una funzione di solidissimo raccordo, senza il quale l’universalità delle scienze matematiche e naturali verrebbe a mancare. È verosimile proporre la chimica come disciplina-ponte tra la matematica e la fisica da una parte e la biologia, la geologia e le scienze propriamente naturali dall’altra. Non essendo di fatto una scienza sperimentale, la matematica, insieme alla fisica, può trovare il suo completamento in una lettura materialistica e dunque chimica del mondo naturale. Tale lettura consente alla matematica e alla fisica, attraverso la chimica, di spaziare verso argomenti fondamentali per l’attenzione dell’uomo, la materia vivente e il pianeta che abitiamo.

L’obiettivo di questo libro è comprendere le basi chimiche della vita e le trasformazioni metaboliche cui le sostanze naturali vanno incontro durante lo sviluppo, la crescita e il mantenimento dello stato di salute dell’organismo umano. I concetti di chimica qui esposti non sono finalizzati alla conoscenza del meccanismo d’azione delle sostanze farmacologiche, per la quale si rimanda a testi specialistici. Tali concetti vorrebbero piuttosto introdurre il lettore alla biochimica, ovvero alla comprensione del complesso funzionamento dei sistemi biologici. La biochimica infatti è una delle discipline “di frontiera” della ricerca scientifica moderna nella quale i concetti di chimica generale, inorganica e organica contenuti in questo libro trovano una piena applicazione e possono risultare utili

XVII

a chiunque si dedichi per professione o semplicemente per passione allo studio della salute umana.

Rientrando in quest’ultima breve definizione, la figura socio-professionale del naturopata, dotato di una solida, multidisciplinare e flessibile cultura scientifica nel campo della salute, è certamente destinata a un promettente futuro, come si riscontra in molti Paesi nei quali essa già esiste.

XVIII

Prima parte Chimica generale e inorganica

1 Cenni di storia della chimica

1.1. Le finalità delle scienze naturali Non è facile trovare una definizione del termine “scienze naturali”. Potrebbe indicare due aspetti complementari tra loro: • il campo di indagine delle manifestazioni del mondo naturale di cui anche noi siamo parte; • l’insieme organico delle conoscenze acquisite per mezzo dell’indagine scientifica che si estende continuamente attraverso l’osservazione dei suddetti fenomeni, l’ideazione e la realizzazione di nuovi esperimenti e la riflessione su di essi.

definizione di scienze naturali

Il secondo punto evidenzia dunque che la finalità delle scienze naturali è non solo l’osservazione e la descrizione dei fenomeni naturali, ma anche la loro interpretazione attraverso la formulazione di teorie, leggi e relazioni matematiche.

Il processo di conoscenza del mondo da parte dell’uomo si può immaginare articolato su più livelli: • •

diventare coscienti della natura attraverso i sensi ed elaborare le informazioni raccolte attraverso l’attività intellettuale (metodo scientifico); elaborare una sintesi delle conoscenze attraverso l’ispirazione e l’intuizione (metodo olistico).

il processo di conoscenza

Con l’espressione “metodo scientifico” si intende un procedimento logico diretto a rivelare e conoscere verità generali sulla base di un sufficiente numero di osservazioni particolari.

Tale metodo, detto induttivo, che parte dal particolare per ar-

3

FONDAMENTI DI CHIMICA PER OPERATORI DELLA SALUTE

rivare al generale, fu definito da Francesco Bacone (15611626) e diventò una delle basi per il successivo sviluppo della scienza moderna.

Il metodo scientifico si sviluppa in tre fasi successive: le tre fasi del metodo scientifico

il metodo olistico

1) la prima riguarda la raccolta dei dati sperimentali (cioè raccolti dallo sperimentatore) relativi al fenomeno naturale in esame, i quali devono essere il più possibile obiettivi ed esenti da errori di misura e di osservazione; gli esperimenti devono essere ripetibili e riproducibili; 2) la seconda concerne l’esame dei dati raccolti al fine di ricavare possibili correlazioni e di formulare ipotesi e teorie in grado di spiegare il fenomeno; 3) la terza consiste in una verifica della correttezza delle ipotesi e delle teorie formulate sino allora sulla base dei dati sperimentali mediante l’esecuzione di nuovi esperimenti e/o il reperimento di altri dati; questa fase potrebbe rimandare nuovamente alla precedente per cercare spiegazioni differenti da quelle già avanzate nel caso le verifiche portassero a risultati negativi, incerti o comunque inconsistenti con le ipotesi e le teorie già formulate.

Si capisce, quindi, che anche le teorie errate sono utili per modificare precedenti opinioni o concetti e per reindirizzare la ricerca verso nuove spiegazioni.

Mediante un approccio filosofico oltre che scientifico, il metodo olistico1 permette di acquisire e rielaborare conoscenze anche sul piano immateriale e “soprasensibile”. Lo studio delle interrelazioni, oltre che delle singole parti di un insieme, una visone globale sintetica che va oltre a un’analisi pur accurata e dettagliata, possono offrire nuovi spazi: mediante l’approccio olistico è possibile cercare di cogliere il macrocosmo nel microcosmo, le leggi fondamentali della vita che sono le stesse nell’universo così come nell’organismo umano fin nella sua interiorità.

La visione scientifica classica si può completare e affinare attraverso tecniche di indagine introspettive e con un approccio olistico alla natura che riporta a una più profonda cono1

4

Per approfondire consultare il libro (o l’audiocorso) della dott.ssa Catia Trevisani, Introduzione alla Naturopatia, Edizioni Enea, Milano, 2008, p. 50 (rapporto tra meccanicismo e olismo).

CENNI DI STORIA DELLA CHIMICA

scenza della vera natura dell’uomo. L’ordine, la perfezione del cosmo possono richiamarci quindi a un principio trascendente che operi negli atomi, nelle cellule, negli organismi e nell’universo intero.

Una nuova scienza scaturisce da questa interpretazione del mondo che trova molti dei suoi fondamenti nei principi della fisica quantistica2, oltre a esplorare gli oggetti essa tiene in ampia considerazione il soggetto, l’osservatore che non può essere escluso se non rischiando un’astrazione dallo studio della realtà così com’è.

Pertanto il metodo scientifico, per sua natura riduzionista in quanto studia le singole parti isolandole dall’insieme, può trarre beneficio e completamento da un approccio olistico ai fenomeni naturali. Tale approccio privilegia la visione d’insieme e lo studio delle relazioni tra le parti. Si stimola dunque il lettore a uno studio scientifico, accurato e dettagliato dei fenomeni naturali, che tuttavia non perda mai di vista la visione globale da cui è possibile ricavare una lucida sintesi per applicare i concetti studiati a realtà altamente interconnesse come l’essere umano.

l’integrazione del metodo scientifico e del metodo olistico

1.2. La chimica La branca della scienza chiamata “chimica” si occupa di studiare le proprietà, la composizione e la struttura della materia, le sue trasformazioni e i trasferimenti di energia coinvolti.

La chimica, come tutte le scienze naturali, è sperimentale.

Le sue finalità sono la conoscenza delle caratteristiche peculiari della materia, le loro applicazioni pratiche, l’estensione a nuovi campi di ricerca e il perfezionamento delle teorie già formulate.

Dalla preistoria all’epoca romana Durante la sua iniziale presenza sul pianeta, gli ominidi che si sarebbero poi evoluti a uomini, raccolsero ed elaborarono delle conoscenze primordiali e rudimentali sulle proprietà della materia, certamente casuali e prive di qualsiasi sistematicità, che potevano garantire loro la sopravvivenza e aprire 2

i rudimenti della chimica

Cfr. Catia Trevisani, Introduzione alla Naturopatia, p. 52 (fisica quantistica e modello olografico).

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FONDAMENTI DI CHIMICA PER OPERATORI DELLA SALUTE

le scoperte del mondo greco e romano

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la prospettiva di una maggiore probabilità di successo nella competizione tra le varie specie animali per lo spazio vitale.

Essi appresero come estrarre i metalli dai minerali e come lavorarli, si ingegnarono per fabbricare e usare materiali da costruzione, prepararono dei medicamenti, elaborarono metodi per la cottura e la conservazione dei cibi ecc. Poiché ancora non esistevano mezzi per classificare e correlare queste conoscenze, i progressi della chimica in qualità di scienza furono poco significativi. Solo quando l’umanità iniziò ad avere una coscienza di sé ed elaborò sistemi, per quanto elementari, di identificazione e trasmissione della propria cultura, si può affermare che fecero una timida comparsa i primi rudimenti di un sapere tecnico-scientifico, ancora immersi in una matrice religiosa e filosofica.

A tale proposito, la scoperta dell’arte di lavorare i metalli (4000-1500 a.C.) segnò un momento decisivo nel complesso passaggio dalla preistoria a quella che viene oggi definita “civiltà”. Non a caso quelle epoche appartenenti ai lontani albori della storia umana sono state classificate in tempi recenti in base alle capacità “metallurgiche” delle varie civiltà: età del rame (4000-3000 a.C.), età del bronzo (3000-1500 A.C.), età del ferro a partire dal 1500 a.C. Nel mondo greco (600-300 a.C.) e ancor più nel mondo romano (300 a.C.-500 d.C.) le conoscenze attinenti la chimica erano tutt’altro che trascurabili. In epoca romana erano già ben noti o erano addirittura stati già isolati molti elementi chimici, quasi tutti metallici: possiamo dire che quasi tutti gli elementi che tuttora conservano nel proprio nome un’etimologia latina facevano già parte della realtà quotidiana di allora. Tra questi vi erano certamente lo zolfo (sulfum, da cui il simbolo chimico attuale S), il ferro (Fe), il rame (cuprum, da cui il simbolo Cu), l’argento (argentum, Ag), lo stagno (stannum, Sn), l’oro (aurum, Au), il piombo (plumbum, Pb).

Altri elementi come lo zinco e il mercurio erano comunemente usati sebbene non fossero stati ancora isolati allo stato elementare.

Benché essi avessero accumulato ragguardevoli nozioni artigianali e tecniche in ambito chimico di gran lunga superiori a tutte le civiltà del passato, i romani però conservavano un approccio alla materia prettamente applicativo e nonscientifico che rese impossibile la loro evoluzione come una

CENNI DI STORIA DELLA CHIMICA

vera e propria civiltà industriale e tecnologica. Questo stesso atteggiamento culturale fu mantenuto anche verso altre discipline “sorelle” della chimica, tra le quali in primo luogo la fisica. Sia a causa di questa loro forma mentis, sia per la disponibilità che essi ebbero di manodopera a basso costo (gli schiavi), ad esempio, essi non fecero mai ricorso a forme di energia che non fossero esclusivamente naturali (forza muscolare animale e umana, vento nella navigazione, idraulica): i romani non costruirono mai macchine a vapore.

Sebbene esistessero studiosi di fenomeni naturali greci e romani degni di nota, che saremmo oggi tentati di definire “scienziati” (Democrito ed Epicuro nell’antica Grecia, Lucrezio nell’antica Roma) essi non svilupparono mai quell’essenziale rigore quantitativo e quella ferma attinenza alla realtà sperimentale che caratterizza la scienza moderna, bensì si mantennero sempre su un livello qualitativo-artigianale.

Il periodo alchemistico (dal Medioevo al 1600) Nel Medioevo e nel Rinascimento lo studio e la ricerca in ambito chimico furono condotti dagli alchimisti. Essi si dedicarono all’osservazione dei vari tipi di materia e delle loro trasformazioni, eseguendo una grande quantità di esperimenti.

Purtroppo il potenziale delle loro scoperte fu limitato dalle modalità criptiche e segrete dei loro metodi di lavoro e dalla gelosa custodia delle loro conoscenze.

Alcuni di essi si dedicarono alla ricerca di un metodo per tramutare i metalli comuni (“vili”) in oro e dell’“elisir di lunga vita” allo scopo di guarire dalle malattie e allungare la vita: entrambe le attività rappresentavano percorsi di evoluzione interiore piuttosto che reali obiettivi di lavoro. Infatti, nonostante gli insuccessi conseguiti, essi riuscirono comunque a isolare alcuni elementi nuovi come l’arsenico (simbolo chimico As), l’antimonio (Sb), il bismuto (Bi) e alcuni loro composti. Essi inventarono inoltre apparecchiature di laboratorio ancor oggi usate, quali i palloni da distillazione e i fornelli da riscaldamento.

Il periodo medico-chimico (dal 1600 al 1700) Questo periodo fu simile al precedente. Tuttavia, nella continua ricerca di farmaci efficaci, incidentalmente furono isolate e purificate numerose nuove sostanze chimiche. In questi

la chimica degli alchimisti

la chimica e il progresso scientifico

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FONDAMENTI DI CHIMICA PER OPERATORI DELLA SALUTE

anni si ebbe un eccezionale progresso scientifico e sperimentale poiché si iniziò a usare un metodo pienamente scientifico nell’osservazione dei fenomeni.

Francesco Bacone sottolineò l’importanza di uno stretto collegamento tra l’osservazione degli eventi naturali e la loro interpretazione teorica. Galileo Galilei applicò per primo con successo il metodo matematico per spiegare da un punto di vista fisico i fenomeni di natura.

Il periodo della teoria del flogisto (dal 1700 al 1777) Gli scienziati di questo periodo approfondirono in modo particolare lo studio dei fenomeni connessi alle combustioni, giungendo ad elaborare delle teorie per cercare di spiegarli.

Nel 1702 il chimico tedesco G.E. Stahl suggerì una teoria secondo la quale nel processo di combustione si veniva a formare una sostanza chiamata “flogisto” (dal greco phloghistos cioè infiammabile). Questa teoria rimase accettata per oltre 75 anni probabilmente perché non si era ancora apprezzata la necessità di un accurato metodo di pesata per valutare le quantità delle sostanze coinvolte nelle reazioni chimiche. La teoria del flogisto è emblematica degli errori in cui si può incorrere quando un’ipotesi apparentemente coerente con i risultati delle indagini non viene sottoposta a un esame quantitativo più accurato.

la nascita della chimica moderna

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Il periodo moderno (dal 1777 all’inizio XIX secolo) Per la maggior parte degli storici della scienza, l’inizio dell’era moderna della chimica viene fatta coincidere con l’attività del chimico francese A. Lavoiser (1743-1794), che visse e operò a Parigi. Egli compì studi sulla combustione, sulla teoria degli acidi, sulla nomenclatura degli elementi.

Avendo svolto un’intensa attività per numerosi comitati pubblici e municipali fu condannato alla ghigliottina durante la Rivoluzione Francese.

Il suo fondamentale contributo, che costituì il primo passo per trasformare la chimica in una disciplina scientifica rigorosa, fu l’importanza attribuita da Lavoisier alla misura accurata delle quantità di reagenti e prodotti di una reazione chimica. Da ciò egli fu in grado di ricavare teorie e leggi precise.

CENNI DI STORIA DELLA CHIMICA

Dal XIX secolo ad oggi Nella prima metà del XIX secolo un susseguirsi di scoperte portò la chimica a collocarsi a pieno titolo allo stesso livello di altre discipline scientifiche nobili quali la matematica e la fisica. Grandi scienziati apportarono conoscenze, studi, sperimentazioni e sviluppi tecnici e tecnologici senza pari. Si possono citare alcuni dei nomi più importanti: Dalton per la teoria atomica della materia, Berzelius per la determinazione dei pesi atomici di molti elementi, Sir H. Davy per aver isolato i metalli alcalini e dimostrato che il cloro e il bromo erano elementi, Faraday per gli studi sull’effetto del passaggio di corrente elettrica nelle soluzioni.

Intorno al 1850 la chimica si era sviluppata a tal punto da richiedere una differenziazione in chimica inorganica, che si occupava della materia “inanimata”, e chimica organica, che studiava le specie chimiche coinvolte nella vita vegetale e animale.

Fino ad allora si riteneva che le sostanze organiche avessero bisogno di una “forza vitale” per formarsi e pertanto non potessero essere sintetizzate in laboratorio. Lo scienziato tedesco Wohler, preparando per primo in laboratorio l’urea per riscaldamento di un composto inorganico, l’isocianato d’ammonio, dimostrò che le sostanze organiche potevano essere preparate utilizzando sostanze inorganiche. Da allora molti altri chimici presero spunto per compiere studi nel campo della “sintesi organica” come Liebig, Kolbe, Cannizzaro e Pasteur.

Nella seconda metà del XIX secolo anche la chimica fisica iniziò ad acquistare una sua autonomia nella ricerca. Molti scienziati, come Van’t Hoff, Raoult e Ostwald, offrirono mirabili contributi allo studio del comportamento delle soluzioni; Arrhenius alle ricerche sulla dissociazione elettrolitica; Gibbs allo studio delle leggi che governano le trasformazioni tra gli stati solido, liquido e aeriforme; Guldberg e Waage all’approfondimento del concetto di equilibrio chimico; Hess e Andrews allo studio dei fattori che determinano la cessione o l’assorbimento di calore in una reazione chimica.

Nel 1869 il lavoro preliminare già condotto da Dobereiner, Meyer e Newlands culminò nella definitiva classificazione degli elementi nella tavola periodica a opera del russo Mendeleev, che oggi ancora costituisce la base della chimica sistematica.

la distinzione tra chimica inorganica e organica

la chimica fisica

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FONDAMENTI DI CHIMICA PER OPERATORI DELLA SALUTE

le scoperte del xx secolo

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L’inizio del XX secolo fu segnato dall’abbondanza di nuove e importanti scoperte in fisica, alcune delle quali con notevole influenza nello sviluppo della chimica. Tra esse ricordiamo la scoperta della radioattività di Becquerel e Curie; la formulazione delle teorie sulla struttura atomica di Thomson, Rutherford e Bohr; la separazione e identificazione degli isotopi di Aston.

Questi lavori ebbero un seguito enorme nella chimica per la maggiore e più dettagliata comprensione delle proprietà della materia e dei legami chimici che esse facilitarono nell’ambito delle ricerche di A.E. Werner, G.N. Lewis, I. Langmuir, L. Pauling e R.S. Milliken nel corso del XX secolo.

2 Grandezze e unità di misura

La descrizione e la comprensione di qualunque fenomeno naturale trae origine dall’individuazione qualitativa e dalla misurazione quantitativa del maggior numero possibile di caratteristiche fisiche e chimiche coinvolte nella ripetizione del fenomeno stesso. Tali caratteristiche sono intrinseche alla realtà fisica che si vuole osservare, cioè non dipendono da alcuna convenzione o schematizzazione che riguardi l’osservatore e sono pertanto definite come grandezze fisiche. Esse risultano sempre misurabili mediante il ricorso a opportune unità di misura e possono essere: • •

le grandezze fisiche

grandezze fondamentali: massa, lunghezza, tempo, corrente elettrica, quantità di materia, temperatura, intensità luminosa; grandezze derivate (derivanti dalla combinazione di grandezze fondamentali): velocità (lunghezza/tempo), forza (massa*accelerazione), accelerazione (velocità/tempo).

L’unità di misura invece è una grandezza campione di riferimento, dotata di unità multiple e sottomultiple (come chilometro e centimetro rispetto al metro), definita in base a convenzioni internazionali. Un degno esempio è la convenzione che ha dato origine al Sistema Internazionale (SI) delle unità di misura nel 1889, indubbiamente ispirato al sistema metrico decimale. Le unità di misura corrispondenti alle grandezze fondamentali e i loro simboli (abbreviazioni) sono riportati nella tabella 2.1.

Il valore numerico di una grandezza espressa nell’unità di misura opportuna prescelta (ad esempio il metro e il centimetro per esprimere la grandezza “altezza di un individuo”) si ottiene semplicemente dal confronto diretto dell’oggetto o

le unità di misura

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della caratteristica chimico-fisica da misurare con l’unità di misura. Uno degli esempi più banali è l’accostamento di un righello graduato in centimetri ai bordi di un quaderno del quale noi vogliamo misurare le dimensioni.

Grandezza fondamentale

Unità di misura

Simbolo

metro

m

Massa

kilogrammo

kg

Tempo

secondo

s

mole

mol

grado Kelvin

K

Intensità di corrente elettrica

ampere

A

Intensità luminosa

candela

cd

Lunghezza

Quantità di materia Temperatura

Tabella 2.1 – Le grandezze fisiche. l’ordine di grandezza

esempio

In riferimento ai valori numerici assunti dalle grandezze (espresse nelle loro opportune unità di misura), è bene sottolineare che, per evitare confusione, ogni disciplina scientifica fa ampio uso della notazione numerica esponenziale su base decimale, ossia nei testi scientifici i numeri vengono solitamente espressi secondo potenze di dieci. Ogni potenza di dieci viene chiamata ordine di grandezza. In questo testo per chiarezza molti valori numerici saranno riportati sia nella notazione tradizionale “non-scientifica” sia nella notazione scientifica esponenziale.

Velocità della luce = 300.000 km/s = 3*105 km/s = 3*108 m/s La tabella 2.2 riporta invece i comuni prefissi in uso nella convenzione SI e nel sistema metrico decimale per definire multipli e sottomultipli delle varie unità di misura.

Prefisso

mega-

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Abbr.

M

Significato

Esempio

Un milione 1.000.000 = 106

1 megaOhm, valore della resistenza elettrica spesso usato nei circuiti

GRANDEZZE E UNITÀ DI MISURA

kilo-

k

Mille 1000 = 103

1 kilogrammo 103 grammi

deci-

d

Un decimo 1/10 = 10-1

1 decigrammo 10-1 grammi

centi-

c

Un centesimo 1/100 = 10-2

1 centilitro 10-2 litri

milli-

m

Un millesimo 1/1000 = 10-3

1 millimole 10-3 moli

micro-

μ

Un milionesimo 1/1.000.000 = 10-6

1 micrometro 10-6 metri

nano-

n

Un miliardesimo 1/1.000.000.000 = 10-9

1 nanometro 10-9 metri

pico-

p

Un trilionesimo 1/1.000.000.000.000 =10-12

1 picometro 10-12 metri

Tabella 2.2 – Multipli e sottomultipli delle unità di misura.

Il concetto di grandezza è più familiare di quanto comunemente si pensi. Qualunque individuo che analizzi ciò che percepisce con i cinque sensi tende a riferirsi alle grandezze fondamentali con cui è quotidianamente abituato a confrontarsi. Ad esempio, nell’osservazione o nella descrizione di una persona, tipicamente si valutano, anche inconsapevolmente, il suo peso, la sua altezza, nonché altre caratteristiche fisiche che essa possiede.

Al di là dei fenomeni materiali esiste un vasto numero di fenomeni che sfuggono alla percezione sensoriale immediata, dunque difficilmente misurabili, che nondimeno hanno conseguenze molto concrete. Ad esempio un ricordo, pur non essendo visibile nel nostro cervello, viene spesso ivi immagazzinato sotto forma di informazioni sensoriali. Se il ricordo di aver mangiato qualcosa di molto gustoso (aspetto immateriale) può provocare un incremento della salivazione o della contrazione peristaltica, associata alla sensazione di “buco nello stomaco” della fame, un ricordo legato a un evento traumatico o a un’esperienza passata fortemente negativa può avere conseguenze fisiologiche e psicologiche molto più serie, come un aumento della sudorazione e del battito cardiaco (aspetti materiali).

le grandezze e i cinque sensi

i fenomeni materiali e immateriali

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la comprensione dei fenomeni

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Un altro esempio, per un naturopata, è fornito dall’esecuzione di un test di kinesiologia, nel quale un soggetto è fisicamente sottoposto al contatto con delle sostanze chimiche. Che cosa provoca un certo tipo di risposta immunitaria o materiale e, magari nello stesso tempo, psicologica o immateriale? Che cosa unisce l’aspetto materiale con l’aspetto immateriale? Molte volte gli aspetti immateriali sembrano tali solo in apparenza, mentre in realtà possiedono delle sottili basi fisiologiche più insidiose da cogliere…

Sebbene la vita sia piena di aspetti immateriali molto interessanti e degni di attenzione come l’amore, l’amicizia, l’allegria, le sensazioni di benessere, oppure le controparti più spiacevoli di quei sentimenti, in questo testo getteremo invece le fondamenta per la comprensione dei fenomeni materiali e apparentemente immateriali, come quelli energetici, di natura chimica. Questi costituiscono a loro volta le basi per l’approfondimento di altre materie quali la biochimica, la biologia molecolare e la fisiologia stessa.

Semplici concetti di chimica generale consentono di ampliare, mediante il ragionamento, la nostra visione di cose alle quali solitamente, e forse inconsapevolmente, facciamo riferimento.

Continuiamo ora il nostro percorso didattico attraverso l’introduzione di un altro concetto fondamentale nella scienza: il concetto di materia.

3 La materia

Si definisce come materia tutto ciò che è dotato di una massa propria e che occupa un certo volume. Mentre la massa di un corpo è la quantità di materia posseduta da esso, il volume è la porzione di spazio occupata da quel corpo. Il volume è una grandezza derivata dalla grandezza fondamentale lunghezza (solitamente contrassegnata con il simbolo l) ed è individuato dal cubo di una lunghezza (l3) così come un’area o una superficie è individuata dal quadrato di una lunghezza (l2). Come una lunghezza si misura in metri (e/o multipli/sottomultipli del metro) analogamente un volume si misura in metri cubi (simbolo m3 e/o multipli e sottomultipli, come il decimetro cubo, dm3, pari a un litro).

La massa inoltre fornisce una misura dell’inerzia di un corpo, ovvero una misura della sua capacità di opporsi ad ogni cambiamento della sua condizione di quiete o di moto e di permanere nelle condizioni precedenti alla perturbazione, così come indicato dal primo principio della dinamica: “Ciascun corpo persevera nel suo stato di quiete o di moto rettilineo uniforme, salvo che sia costretto a mutare quello stato da forze impresse”.

Il secondo principio della dinamica precisa invece che “la variazione di velocità di un corpo (accelerazione) è proporzionale alla forza impressa sul corpo, e avviene lungo la linea retta secondo la quale la forza è stata impressa; la costante di proporzionalità tra forza e accelerazione è data dalla massa del corpo”. La massa fornisce perciò una misura della resistenza di un corpo all’accelerazione impartita a seguito dell’applicazione di una forza sul corpo stesso. È una proprietà intrinseca di un oggetto e non dipende dall’ambiente circostante.

La massa inoltre non dev’essere confusa con il peso: quest’ultimo è invece la forza con cui un corpo è attratto al

definizione di materia il volume

la massa

il peso

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suolo dalla forza di gravità esercitata dal pianeta Terra. Il peso di un corpo (o meglio la sua forza-peso p) è dato dalla sua massa m moltiplicata per l’accelerazione di gravità g della Terra: p = m*g Il peso quindi varia al variare dell’accelerazione gravitazionale in diversi punti della superficie terrestre o su pianeti differenti, mentre la massa, in qualità di quantità di materia posseduta da un corpo, è una grandezza universale.

L’unità kilogrammo-peso per semplicità è definita in modo che i valori numerici di peso (come forza) e massa coincidano sul pianeta Terra. l’assenza di distinzione tra materia inanimata e vivente

la classificazione dei composti chimici

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Uno dei concetti cardine della chimica moderna fin dalla prima metà dell’Ottocento è stato l’assenza di ogni distinzione, in termini di elementi costituenti e leggi chimico-fisiche di riferimento, tra la materia da noi percepita come inanimata (le specie dei regni vegetale e minerale, per intenderci) e la materia vivente. Lo scienziato F. Wöhler nel 1828 fu il primo a sintetizzare un composto ritenuto caratteristico della materia vivente, l’urea (contenuta nell’urina dell’uomo e dei mammiferi), a partire da un composto considerato invece di carattere minerale, l’isocianato d’ammonio. Fino ad allora si pensava che la materia vivente possedesse al suo interno una specie di “spirito della vita” che la rendeva impossibile da sintetizzare a partire da composti minerali “privi di vita” e quindi di fatto “inimitabile” dall’uomo.

La classificazione dei composti chimici in organici e inorganici, e quindi la suddivisione stessa tra chimica organica e chimica inorganica prese le mosse da questa impostazione più filosofica che scientifica, ormai superata. Da un secolo e mezzo tuttavia questa distinzione continua a essere adottata per pura comodità: si distinguono infatti composti a base di atomi di carbonio (organici) da composti che non contengono carbonio (inorganici). Tra questi ultimi per consuetudine si usa annoverare anche il monossido e il biossido di carbonio (con formula rispettivamente CO e CO2), l’acido carbonico (formula H2CO3) e i sali derivati detti carbonati (sali contenenti l’anione con formula CO32-).

LA MATERIA

3.1. Le proprietà della materia Ciascun corpo, in quanto formato da materia, presenta proprietà fisiche e chimiche, da intendersi come caratteristiche della materia direttamente o indirettamente connesse alle grandezze fisiche introdotte nel precedente capitolo.

Le proprietà fisiche della materia individuano caratteristiche che non dipendono dalla composizione della materia stessa, cioè dalla natura degli elementi (atomi) che la costituiscono.

Tali proprietà si distinguono in: • •

le proprietà fisiche

proprietà estensive dipendenti dalle dimensioni dell’oggetto in esame: superficie, volume, peso, calore ecc.; proprietà intensive non dipendenti dalle dimensioni dell’oggetto in esame: temperatura, densità, conducibilità elettrica e termica ecc.

Ad esempio, la densità di un oggetto omogeneo descrive quale quantità di materia è contenuta in un certo volume dell’oggetto ed è una grandezza derivata ottenuta dal rapporto tra la massa dell’oggetto e il volume occupato da esso: densità = massa/volume

la densità

(3-A)

Ne consegue che essa individua una proprietà fisica degli oggetti materiali. Due corpi possono avere la stessa massa ma occupare volumi diversi, oppure masse diverse ma occupare lo stesso volume.

La temperatura invece fornisce una misura dell’energia cinetica media posseduta dalle particelle costituenti della materia. In particolare, la temperatura può essere misurata secondo differenti scale e unità di misura.

Innanzitutto, la scala e il grado Celsius (simbolo °C), che attribuisce 0 e 100°C rispettivamente alle temperature di fusione e di ebollizione dell’acqua pura alla pressione di 1 atm, scegliendo come unità di misura la centesima parte dell’intervallo tra queste due temperature, appunto il grado Celsius, detto perciò anche centigrado.

la temperatura

i gradi celsius

(°c)

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i gradi kelvin

(k)

In ambito scientifico ben più utile è la scala assoluta delle temperature: l’unità di base è il grado Kelvin (simbolo K), mentre l’estremo inferiore della scala è lo zero assoluto (T = 0 K, la minima temperatura concepibile e impossibile da raggiungere fisicamente), che cade a -273,15°C. Ciò permette di stabilire la relazione tra scala Celsius (°C) e assoluta (K): T(K) = T(°C) + 273,15

esempi

(3-B)

1) La materia contenuta in una pallina di gommapiuma è minore rispetto a quella contenuta in una pallina di ferro di ugual volume.

2) Il petrolio galleggia sull’acqua perché meno denso dell’acqua, mentre una pietra affonda perché più densa dell’acqua.

Qualsiasi cambiamento di una proprietà fisica della materia è definito come una trasformazione fisica della materia.

Molte trasformazioni fisiche sono a noi familiari nella nostra vita quotidiana e nondimeno hanno l’effetto di influenzarla profondamente.

esempi

le proprietà chimiche

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1) Somministrazione di calore (riscaldamento) di un oggetto → aumento della sua temperatura e del suo volume (dilatazione termica).

2) Riscaldamento di un solido come il ghiaccio → passaggio dallo stato solido allo stato liquido (acqua), detto fusione.

Le proprietà chimiche invece individuano caratteristiche della materia che dipendono dalla sua composizione. Per composizione della materia si intende quali specie chimiche (quale natura chimica, quale struttura microscopica) compongono gli oggetti materiali e in quali rapporti quantitativi essi sono presenti (quale composizione per il sistema chimico), tenendo però conto necessariamente anche di quale sia la loro reciproca reattività che influisce notevolmente sulle proprietà chimiche delle varie specie. Il termine “specie chimica” indica un tipo di materia individuata da una formula chimica. Il termine “sostanza” invece possiede una connotazione più filosofica che scientifica.

LA MATERIA

La variazione di una o più proprietà chimiche della materia è definita come trasformazione chimica della materia o reazione chimica. Alle reazioni chimiche sarà dedicato il capitolo 8.

Proprietà chimiche (caratteristiche della materia correlate alla sua composizione) Natura/strutture microscopiche delle specie chimiche

Reattività delle specie chimiche

Composizione delle specie chimiche

Schema 3.1 – Le proprietà chimiche.

3.2. I sistemi chimici Al fine di introdurre efficacemente il lettore ad ulteriori argomenti di chimica generale e inorganica, a questo punto è utile ricorrere al concetto di sistema chimico.

Un sistema chimico è una porzione ben delimitata dell’universo, è una miscela omogenea oppure eterogenea di componenti a seconda che sia costituita rispettivamente da un unico stato di aggregazione oppure da più stati, cioè a seconda che sia monofasica o polifasica.

Nel caso in cui il sistema sia omogeneo ne consegue che le sue proprietà chimico-fisiche sono le medesime in ogni punto, indipendentemente da quale porzione di esso si scelga.

1) L’acqua pura allo stato liquido in un bicchiere, o una miscela di gas in un recipiente chiuso sono tutti esempi di sistemi omogenei.

i sistemi chimici omogenei ed eterogenei

i sistemi chimici omogenei

esempi

2) Se aggiungiamo nel bicchiere contenente acqua pura moderate quantità di sale da cucina (cloruro di sodio) esso si scioglie e l’acqua salata che si ottiene, una soluzione di cloruro di sodio in acqua, è comunque un sistema omogeneo di particelle di sale disciolte in acqua.

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la soluzione liquida

il soluto

il solvente

i sistemi chimici eterogenei esempio

Incontriamo così per la prima volta il concetto di soluzione liquida, molto comune e importante in chimica, nella quale il solvente è liquido e il soluto è solido (cfr. capitolo 9 dedicato alle soluzioni liquide). In ogni soluzione la sostanza presente in difetto si definisce soluto (cloruro di sodio nella fattispecie), mentre la sostanza presente in eccesso, alla quale si deve il potere di disperdere e sciogliere il soluto mediante interazioni, è il solvente (acqua nel caso precedente). Il cloruro di sodio disciolto in acqua rappresenta pertanto una soluzione liquida acquosa in cui il soluto è un solido ionico cristallino (formula NaCl).

Un sistema eterogeneo è costituito da più fasi.

1) Se a una soluzione salina continuiamo ad aggiungere sale, a un certo punto esso non si scioglie più e si deposita sul fondo.

Il sistema chimico visto nell’esempio è eterogeneo, in quanto è formato da due distinti stati di aggregazione: la soluzione liquida acquosa del sale disciolto e lo stesso sale indisciolto e depositato sul fondo (corpo di fondo, cfr. paragrafo 9.3).

Allo stesso modo, se variando il valore di una o più grandezze (pressione, temperatura ecc.) da una miscela gassosa racchiusa in un recipiente o da un miscuglio solido si separa un componente, ad esempio allo stato liquido, mentre il resto della miscela rimane nella fase di aggregazione originaria, si ottengono sistemi eterogenei.

3.3. La composizione di un sistema chimico

i componenti di un sistema chimico

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La materia di cui sono costituiti i sistemi chimici, anche i più complessi, è sempre riconducibile a elementi chimici, composti da uno o più elementi, oppure a miscele omogenee ed eterogenee di differenti elementi o composti. Solo per elementi e composti si parla di specie chimiche pure, altrimenti si fa riferimento a miscele di specie. Elementi e composti individualmente si dicono componenti di un sistema. Esaminiamo ciascuna di queste categorie in dettaglio.

LA MATERIA

Elementi Sono così chiamati perché non possono essere scomposti con metodi chimici in specie più semplici e sono costituiti da atomi dello stesso tipo (per una loro descrizione si rimanda al capitolo 5, in cui si introdurrà il sistema periodico).

Composti Possono essere formati da un unico elemento (composti elementari) oppure da due o più elementi combinati tra loro secondo rapporti di numeri interi costanti. Sono costituiti da: • •

molecole: unità minime di alcuni composti, ognuna formata da due o più atomi uguali o diversi (composti molecolari); altre unità chimiche: unità minime di composti non costituiti da molecole.

In particolare, quando due elementi si combinano tra loro per formare più di un composto, le quantità in peso di uno di essi combinate con una certa quantità fissa dell’altro stanno fra loro come rapporti costanti tra numeri interi semplici (legge delle proporzioni multiple di Dalton, 1803). Gli elementi si combinano quindi secondo numeri interi semplici che rappresentano atomi, non secondo “frazioni di atomo”. Parleremo di ciò nel prossimo capitolo. Quanto detto avviene anche nelle reazioni chimiche tra differenti elementi e composti (cfr. capitolo 8).

I composti risultano scomponibili nei loro elementi costituenti per mezzo di opportuni processi chimici, a differenza degli elementi stessi che risultano non scomponibili.

Anche in questo caso si rimanda al capitolo 7, in cui si affronterà dettagliatamente il tema delle interazioni nello stato solido, le quali rappresentano un valido criterio per classificare i composti in base alla loro struttura interna.

le molecole

le unità chimiche

la legge delle proporzioni multiple

Esempi di composti elementari sono: • •

i gas idrogeno (formula H2), azoto (N2), ossigeno (O2) e cloro (Cl2), molecole biatomiche; aggregati poliatomici con formule S8 o P4, forme attraverso le quali rispettivamente gli elementi zolfo (S) e fosforo (P) si manifestano in natura;

esempi

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FONDAMENTI DI CHIMICA PER OPERATORI DELLA SALUTE

•

reticoli infinitamente estesi di atomi uguali come il diamante e la grafite (carbonio puro, C).

Esempi di composti non elementari:

•

acqua (formula H2O), acido solforico (formula H2SO4), idrossido di sodio (formula NaOH).

Miscele Sono costituite da due o più elementi o composti (componenti) mescolati in rapporti variabili e presenti anche in differenti stati di aggregazione. Possono essere omogenee o eterogenee.

le miscele omogenee

Miscele omogenee Qualunque aliquota (porzione) prelevata è perfettamente rappresentativa dell’insieme; la separazione dei componenti è realizzabile mediante processi fisici cioè non ricorrendo necessariamente a reazioni chimiche; in base allo stato d’aggregazione dei componenti le miscele omogenee possono essere sommariamente distinte come riportato di seguito.

1) Soluzioni di soluti solidi, liquidi o gassosi in solventi liquidi (soluzioni liquide), delle quali le soluzioni acquose sono un rilevantissimo sottoinsieme. I concetti di soluto e solvente sono stati introdotti nel paragrafo precedente 3.2. Affinché si abbia una soluzione omogenea le particelle di soluto devono essere uniformemente disperse nel solvente e le loro dimensioni non devono superare l’ordine di grandezza delle particelle di solvente.

esempi

Alcuni esempi sono: soluzioni acquose di soluti quali solfato di rame (formula CuSO4, solido), acido nitrico concentrato (formula HNO3, liquido) ammoniaca (formula NH3, gassosa).

2) Soluzioni di soluti gassosi in solventi gassosi: i gas sono miscibili tra loro e danno luogo a sistemi omogenei in ogni rapporto tra essi. Si parla di miscele gassose (cfr. capitolo 6).

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LA MATERIA

Un esempio ben familiare è l’aria che respiriamo, composta al 78% da volume gas azoto (formula N2), al 21% da ossigeno (formula O2), con di tracce di gas nobili e anidride carbonica (formula CO2).

3)

esempio

Soluzioni di soluti solidi in solventi anch’essi solidi: si parla di leghe metalliche come miscele omogenee di due o più metalli (o di un metallo come solvente e un non-metallo come soluto) ottenute generalmente allo stato fuso.

Alcuni esempi sono: ghisa e acciaio che sono leghe di ferro (simbolo Fe, metallo) e carbonio (C, non-metallo).

Bronzo = rame (Cu) + stagno (Sn).

Ottone = rame (Cu) + zinco (Zn).

Amalgame solide a base di mercurio (Hg, liquido) e di altri metalli, ad esempio quella tra mercurio, argento (Ag) e stagno (Sn) è usata dai dentisti.

Miscele eterogenee Sono dette anche miscugli: differenti porzioni presentano tra loro significative variazioni nelle loro proprietà chimicofisiche (ad esempio di composizione); in queste miscele i componenti mantengono la propria individualità e sono facilmente separabili.

Ad esempio, il latte è una dispersione di particelle lipidiche (grassi, tra l’altro) nel siero acquoso; il contenuto cellulare è un insieme di organelli e particelle disperse in soluzione acquosa.

esempi

le miscele eterogenee

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FONDAMENTI DI CHIMICA PER OPERATORI DELLA SALUTE

La materia presenta proprietà fisiche e chimiche le proprietà

Proprietà fisiche

Proprietà chimiche

della materia

Estensive - volume - peso

- calore

Intensive - temperatura - densità - conducibilità elettrica e termica

Dipendono dalla composizione

Un sistema è una parte limitata dell’universo.

I sistemi possono essere omogenei o eterogenei Dal punto di vista chimico la materia può essere classificata in

la classificazione della materia

Sostanze pure Elementi

Composti

Miscele Soluzioni (omogenee)

Schema 3.2 – Schema riassuntivo dei capitoli 2 e 3.

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Miscugli (eterogenei)

4 La struttura dell’atomo

4.1. I costituenti dell’atomo Non essendo ormai da più di un secolo l’unità minima della materia (l’elettrone, componente dell’atomo, fu scoperto nel 1897 da J.J. Thomson) l’atomo, dal greco antico letteralmente “indiviso”, resta comunque la più piccola particella di un elemento che ne possiede ancora tutte le caratteristiche e le proprietà. Esso non è indivisibile ma è costituito da particelle subatomiche di vari tipi: protoni, neutroni ed elettroni, presenti solo in numeri interi.

Protone ed elettrone possiedono rispettivamente una carica elettrica positiva e negativa, le più piccole cariche conosciute, mentre il neutrone non ha carica (particella neutra).

Protoni e neutroni hanno una massa tra loro simile e piccolissima (quella del protone è leggermente superiore), espressa da un numero preceduto da 24 zeri e pari a quasi 2000 volte quella degli elettroni. Protoni e neutroni inoltre sono confinati in uno spazio al centro dell’atomo detto nucleo, molto ridotto rispetto al volume occupato dall’atomo stesso. Infatti mentre il diametro esterno dell’atomo ha dimensioni dell’ordine di 10-8 ÷ 10-10 cm (tra un decimo e dieci miliardesimi di centimetro), quello del solo nucleo è di circa 10-12 cm (un millesimo di miliardesimo di cm), quindi fino a 10.000 volte più piccolo.

Pertanto la maggior parte dello spazio occupato da un atomo è vuoto.

In moto incessante invece, differenti elettroni di uno stesso atomo occupano differenti e ben precise orbite nello spazio esterno al nucleo (orbitali), caratterizzate da livelli energetici discreti. Approfondiremo ciò nel corso del capitolo.

l’atomo

i protoni, i neutroni e gli elettroni

il nucleo

gli orbitali

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FONDAMENTI DI CHIMICA PER OPERATORI DELLA SALUTE

Protoni (+) Neutroni

Nucleo

Elettroni (-) su orbite (orbitali)

Figura 4.1 – Schematizzazione dell’atomo di elio (He), il più semplice del sistema periodico dopo l’idrogeno, avente 2 protoni, 2 neutroni e 2 elettroni (in realtà isoenergetici, ma qui rappresentati su orbite differenti). Quanto alle dimensioni, le proporzioni tra protoni, neutroni ed elettroni e tra questi e lo spazio occupato dall’atomo non sono rispettate. gli elementi chimici

il numero

In natura esistono 89 differenti elementi, cioè 89 differenti tipi di atomi. Ogni atomo di un elemento è costituito da un numero caratteristico di particelle subatomiche (protoni, neutroni ed elettroni), numero che pertanto permette di identificare univocamente l’elemento stesso. In particolare rivestono notevole importanza i due numeri seguenti: •

atomico e di massa

•

numero atomico (Z): numero di protoni presenti negli atomi dell’elemento considerato; numero di massa (A): somma del numero di protoni e neutroni presenti in un atomo dell’elemento.

(Z) Ogni elemento chimico è costituito da atomi che hanno lo stesso numero atomico (Z). In condizioni normali gli atomi di un elemento sono elettricamente neutri, quindi il numero di elettroni eguaglia quello dei protoni. numero atomico

esempi

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L’atomo di idrogeno (simbolo chimico H), ha numero atomico Z = 1, cioè possiede un solo protone all’interno del nucleo e un solo elettrone che si muove attorno al nucleo.

LA STRUTTURA DELL’ATOMO

All’aumentare di Z aumenta dunque il numero di protoni ed elettroni presenti negli atomi. La tavola periodica dispone tutti gli elementi conosciuti (89 naturali più una ventina di artificiali ottenuti negli ultimi decenni) secondo numeri atomici progressivi, da sinistra verso destra e dall’alto verso il basso, riga dopo riga (figura 5.2). Ogni elemento è rappresentato da un simbolo, spesso la sua lettera iniziale maiuscola, talvolta accompagnata da una seconda lettera per evitare confusioni.

L’ossigeno (simbolo O) ha Z = 8: 8 protoni e 8 elettroni; il fluoro (F) con Z = 9 ha 9 protoni e 9 elettroni; zolfo (S) e cloro (Cl) hanno Z = 16 e 17 rispettivamente (figura 4.2).

VI

8

O

183 218,8 1,43

VII

9

F

168,2 219,6 1,11

3,5 15,9994

4,0 18,9984

16

17

Ossigeno

444,6 119,0 2,07

S

2,5 32,064

Zolfo

Fluoro

34,7 101,0 1,30

Cl

3,0 35,453

Cloro

la tavola periodica degli elementi

esempi

Elio

10 183 218,8 1,43

Ne

---- 20,183

Neon

18 165,8 189,4 1,40

Ar

---- 30,948

Argo

Figura 4.2 – Porzione superiore destra della tavola periodica. Il numero in grassetto in alto a sinistra di ogni casella è il numero atomico (Z) dell’elemento. Nel riquadro grigio sono invece riportati i dati chimico-fisici. Fuori dal riquadro grigio i dati nell’ultima riga in basso sono rispettivamente i valori dell’elettronegatività e della massa atomica relativa (cfr. paragrafi 5.8 e 5.9). Sopra le prime due caselle in alto a sinistra figurano i numeri dei gruppi (cfr. capitolo 5). I simboli chimici sono in grigio o nero se si riferiscono rispettivamente a elementi gassosi o solidi in condizioni standard (T = 298 K, p = 1 bar).

L’elemento più complesso che esiste in natura è l’uranio (U): ha 92 protoni e 92 elettroni.

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Dal 2005 Edizioni Enea collabora insieme a Scuola SIMO con un obiettivo preciso: fornire contenuti di qualità per promuovere la salute di corpo, mente e spirito.

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Gianmichele Ferrero, laureato in chimica industriale, si occupa da anni di discipline olistiche. Si è diplomato in naturopatia presso la Scuola SIMO (Scuola Italiana di Medicina Olistica), specializzandosi in iridologia multidimensionale.

Tra le sue pubblicazioni ricordiamo Le Reflessoterapie dell’Ultrasensibile (Edizioni Enea), Naturopatia vibrazionale (Urra).

Ivan Husu, laureato e dottore di ricerca in chimica presso l’Università di Roma La Sapienza, per anni impegnato nella didattica universitaria di supporto, è stato assegnista ricercatore in Italia, in Gran Bretagna e in Ungheria. Autore di numerose pubblicazioni, attualmente insegna nelle scuola pubblica.

Mario Picconi si è laureato in medicina presso l’Università degli Studi di Firenze. Contemporaneamente ha approfondito lo studio della medicina tradizionale cinese e si è diplomato presso la Scuola di Agopuntura “Matteo Ricci” di Bologna. Dal 1978 pratica e insegna arti marziali cinesi.

In copertina: © BlackJack3D / iStock Art Direction: Camille Barrios / ushadesign

€ 30,00

Un viaggio affascinante nel mondo dell’infinitamente piccolo, per afferrare e comprendere il mondo dell’infinitamente grande.

Questo studio della chimica applicata all’uomo e alla sua relazione con l’ambiente integra metodo analitico e metodo sintetico, fornendo una visione della realtà olistica e globale. Un approccio indispensabile alla scienza odierna, soprattutto quando l’oggetto è così complesso come l’essere umano e il suo stato di salute.

L’impegno degli autori nel semplificare concetti talora anche molto complessi ha prodotto un libro e un audiocorso chiari e maneggevoli ma allo stesso tempo scientifici e completi.

ISBN 978-88-6773-045-2

9 788867 730452