La chimica alla portata di tutti
Ed eccomi qui in una trasmissione on line. Grazie a Carolina Sellitto per l’intervista nella sua Oxygen con la quale mi ha dato modo di poter parlare di chimica, di scienza e di presentare il mio Frammenti di chimica. La corretta divulgazione si fa con tutti i mezzi possibili in modo da raggiungere le menti curiose del pubblico di ogni fascia di età ed estrazione culturale.
Fonte dell’immagine di copertina: https://www.keeptheplanet.org/divulgazione-scientifica/
Vi siete mai chiesti come mai per lavare qualcosa bisogna usare il sapone e, preferibilmente, acqua calda? È tutta questione di chimica fisica.
Più volte ho scritto in merito all’acqua ed alle sue proprietà. Per esempio, qui e qui potete leggere in merito alle proprietà dei legami a idrogeno, qui in merito al ruolo dei legami a idrogeno nell’innalzamento ebullioscopico, qui trovate il significato di pH e la sua dipendenza dalla temperatura.
Il funzionamento dei saponi è molto semplice e lo ho già descritto qui, quando ho parlato di acqua micellare. In sintesi, un sapone è fatto da molecole anfifiliche, ovvero che hanno caratteristiche sia idrofiliche che idrofobiche. In particolare, le molecole si arrangiano in modo tale da permettere che le teste idrofiliche, rimanendo a contatto con l’acqua, isolino dall’acqua le code idrofobiche che non hanno con essa una buona affinità (Figura 1).
La natura delle micelle è tale da “indebolire” i legami a idrogeno dell’acqua con la conseguenza che si riduce la tensione superficiale del liquido stesso (Figura 2).
La riduzione della tensione superficiale consente alle molecole di acqua di penetrare meglio all’interno dei pori dei tessuti degli abiti o della pelle (in generale di tutti i sistemi porosi) così da permettere alle micelle del sapone di interagire meglio con lo sporco.
Quando ciò accade, le micelle “inglobano” lo sporco nella parte idrofobica mentre le teste polari a contatto con l’acqua fanno in modo che lo sporco venga trascinato via dall’acqua stessa (Figura 3).
Ormai anche le pietre sanno che l’acqua è una molecola polare. La polarità dell’acqua è dovuta alla distribuzione degli elettroni all’interno della stessa molecola. Essa è tale che il centro delle cariche negative è preferenzialmente localizzato sull’ossigeno, mentre quello delle cariche positive sugli atomi di idrogeno (Figura 4).
Alla polarità della molecola di acqua, in genere, si attribuisce la “responsabilità” dei legami a idrogeno summenzionati. La polarità dell’acqua è legata anche a quella che si chiama costante dielettrica. La costante dielettrica è una misura della capacità delle molecole di un mezzo (in questo caso l’acqua) di allineare il proprio dipolo elettrico secondo le linee di forza di un campo elettrico applicato (Figura 5).
Più elevata è la costante dielettrica, più facilmente le molecole si allineano al campo elettrico applicato.
Da un punto di vista sperimentale, la costante dielettrica dell’acqua riduce di circa 80 volte la forza con cui interagiscono gli ioni presenti in un composto chimico. È per questo motivo che i sali tendono a sciogliersi bene in acqua.
Il valore della costante dielettrica è anche una misura della tensione superficiale del sistema liquido per cui esso è misurato. Più elevato è il valore di questa costante, maggiore è la tensione superficiale del liquido.
La Figura 6 mostra come varia il valore della costante dielettrica dell’acqua al variare della temperatura. In parole povere, l’aumento della temperatura comporta una diminuzione della costante dielettrica, ovvero una diminuzione della polarità dell’acqua ed una riduzione della sua tensione superficiale.
Come già spiegato nel paragrafo precedente, la riduzione della tensione superficiale permette all’acqua di “interagire” meglio con la superficie dei mezzi porosi (per esempio la pelle o un tessuto di un abito).
L’uso combinato dei saponi e dell’alta temperatura permette una drastica riduzione della tensione superficiale dell’acqua aumentandone la capacità pulente. L’aumento della temperatura consente anche di sterilizzare gli “oggetti” che vengono lavati. La sterilizzazione, naturalmente, ha luogo solo se i microorganismi che contaminano gli oggetti non sono termofili, ovvero in grado di resistere alle classiche temperature usate negli elettrodomestici di casa (gli organismi termofili sono in grado di resistere anche a temperature di 80-90 °C).
Simpatico, vero, l’effetto della temperatura sulle proprietà dell’acqua?
Guardate la Figura 1. Interessante vero? Si tratta di alcuni dolcificanti di sintesi. Le loro strutture sono alquanto differenti le une dalle altre. Come è possibile che tutte quelle molecole stimolino la sensazione del “dolce”?
In base al principio secondo cui l’attività biochimica di una molecola dipende dalla sua struttura molecolare, ci si aspetterebbe che il sapore dolce possa essere dovuto alla similitudine strutturale delle molecole che costituiscono i dolcificanti. Ed invece non è così. Molecole dalla natura chimica molto differente mostrano tutte la medesima capacità dolcificante (in merito all’intensità del sapore dolce ho già scritto qui).
Ricordiamo che tutto quanto studiamo nei libri dei settori scientifici, in realtà, è controintuitivo. È vero che esiste la relazione biunivoca struttura-attività (ad una data struttura corrisponde quella attività biochimica ed una certa attività biochimica è dovuta ad una specifica struttura molecolare), tuttavia non è solo la forma della molecola che deve essere presa in considerazione per spiegare l’attività biochimica; occorre prestare attenzione anche ad altri fattori.
Una delle prime teorie ad essere state sviluppate per spiegare perché molecole dalle caratteristiche così differenti siano in grado di funzionare tutte come dolcificanti, è quella che prende il nome di “modello AH-B” (Figura 2).
I recettori presenti sulla nostra lingua sono caratterizzati dalla presenza di due gruppi funzionali di cui uno è un donatore di idrogeno (-AH in Figura 2) e l’altro è un accettore di idrogeno (-B in Figura 2). Il dolcificante è una molecola che contiene almeno due gruppi funzionali che hanno le stesse proprietà donatrici/accettrici di idrogeno dei gruppi presenti sulla superficie dei recettori.
Quando la molecola “dolcificante” si avvicina al recettore del sapore dolce presente sulla lingua, si formano due legami a idrogeno come quelli mostrati in Figura 2. È proprio alla presenza di questi due legami a idrogeno che è attribuibile il sapore “dolce”.
La Figura 3 mostra quali sono i gruppi funzionali di diverse molecole dolcificanti in grado di formare i legami a idrogeno summenzionati.
In realtà le cose sono un po’ più complesse di quanto descritto. Tuttavia, i meccanismi esatti del perché sentiamo il “dolce” o altre tipologie di sapori, non sono ancora ben chiari. Per avere più informazioni e delucidazioni approfondite, consiglio la lettura dei lavori ai link nel paragrafo “Per saperne di più”.
Fonte dell’immagine di copertina: http://www.misya.info/ingrediente/zucchero
Vi siete mai chiesti perché ci sono alcune popolazioni che non sono in grado di sopportare l’alcol e si ubriacano velocemente? È tutta questione d biochimica ed, in particolare, del Molibdeno.
Il molibdeno è un metallo che ha una azione tossica. Pensate che solo 50 mg di tale metallo, assunti tutti assieme, sono in grado di uccidere un ratto. Nell’uomo pare che questo metallo agisca sulle funzioni epatiche portando ad iperbilirubinemia. Il Molibdeno è anche convolto nella sintesi dell’acido urico. Un eccesso di Molibdeno sembra legato all’accumulo di cristalli di acido urico nelle articolazioni con insorgenza di una patologia molto dolorosa: la gotta.
Nonostante la sua tossicità, il molibdeno è un metallo essenziale per il nostro organismo. Noi ne assumiamo circa 0.3 mg al giorno nella nostra dieta per un ammontare di circa 8 g nella nostra intera vita. Ebbene questo metallo è un cofattore di uno degli enzimi che ci consentono di metabolizzare l’alcol che ingeriamo.
L’alcol etilico viene prima trasformato in acetaldeide da un enzima che contiene zinco (alcol deidrogenasi); l’acetaldeide viene poi ossidata prima ad acido acetico da un enzima che contiene molibdeno (aldeide ossidasi) e poi ad anidride carbonica secondo lo schema riportato qui di seguito:
CH3CH2OH → CH3CHO → CH3COOH → CO2
L’anidride carbonica viene espulsa dal nostro organismo mediante la respirazione. Le reazioni descritte servono per ricavare l’energia necessaria per la nostra sopravvivenza dalla ossidazione dell’alcol etilico. Tuttavia, ci sono alcune popolazioni come quelle orientali, per esempio I giapponesi, che hanno quantità più basse di aldeide ossidasi. Per questo motivo non sono in grado di degradare velocemente come noi l’alcol e tendono ad ubriacarsi più velocemente di noi.
Interessante, vero?
Alla prossima pillola di scienza…e…cin cin
Per saperne di più
https://saluteuropa.org/nutrizione-integrativa-2/il-molibdeno-metallo-importante-per-luomo/
Fonte dell’immagine di chiusura: http://www.sapere.it/sapere/strumenti/domande-risposte/di-tutto-un-po/perche-si-dice-cin-cin-quando-si-brinda.html
Fonte dell’immagine di copertina: https://blog.edoapp.it/alcol-e-calorie-nascoste/
1763. Il reverendo Stone della Chiesa d’Inghilterra informa la Royal Society che un infuso da lui preparato con la corteccia del salice bianco (Figura 1) e somministrato ad una cinquantina dei suoi parrocchiani affetti da stato febbrile, ha funzionato molto bene nell’attenuare la febbre.
Il reverendo non sa perché l’infuso abbia funzionato, ma pare che l’idea per tale rimedio gli fosse venuta nel 1758 durante una passeggiata in un bosco. Per motivi non noti, fu indotto ad assaggiare la corteccia del succitato albero e notò una corrispondenza di sapori con quella dell’albero della febbre (si tratta del Cinchona) usata fin dall’antichità tra le popolazioni pre-colombiane per la cura di stati febbrili. Tale corrispondenza lo indusse a pensare che anche la corteccia del Salix alba potesse avere gli stessi effetti curativi, come effettivamente potè verificare.
Ciò che il reverendo Stone non poteva sapere era che il principio attivo nella corteccia dell’albero della febbre era differente da quello presente nella corteccia del salice bianco. Infatti, mentre nella prima era presente il chinino (Figura 2A), nella seconda era presente l’acido salicilico (Figura 2B).
L’acido salicilico presenta gravi effetti collaterali dovuti al fatto che è un acido organico abbastanza forte (Figura 3). In particolare, esso è un potente irritante in grado di causare emorragie ed ulcere sia in bocca che nello stomaco.
Nel 1893, Felix Hoffmann, un chimico della Bayer, sintetizzò un derivato dell’acido salicilico mediante una reazione di acilazione al gruppo ossidrilico. Ottenne l’acido acetil salicilico (Figura 4) i cui effetti collaterali risultarono molto più tenui rispetto a quelli dell’acido salicilico, pur conservando le medesime proprietà terapeutiche. Era nata l’aspirina©.
Il nome Aspirina© sembra sia stato ricavato usando la radice del nome dell’acido spirico, il principio attivo presente nella Spiraea ulmaria e chimicamente simile all’acido salicilico, a cui venne anteposta la “a” di acetile.
Gli esperimenti sull’attività farmacologica dell’Aspirina© condotti dal Dr. Heinrich Dreser della Bayer, ne evidenziarono non solo le caratteristiche antipiretiche, ma rivelarono anche le sue proprietà antireumatiche e la capacità di migliorare l’attività cardiaca attraverso la fluidificazione del sangue. La presenza del gruppo acetile, inoltre, ne aumentava la torrelabilità gastrica rispetto all’acido salicilico.
Oggi l’Aspirina© è un farmaco molto comune utilizzato in tutto il mondo in diverse formulazioni farmacologiche. Tra queste l’Alka Seltzer®, la forma solubile di Aspirina©, è quella più famosa. L’Alka Seltzer® contiene bicarbonato di sodio, acido citrico ed acido acetil salicilico. Il bicarbonato di sodio ha il compito di deprotonare l’acido acetil salicilico per la formazione dell’acetilsalicilato di sodio (Figura 5). Quest’ultimo è più facilmente solubile dell’acido acetil salicilico. La presenza dell’acido citrico (oltre che quella di altri aromi come quelli di arancia e limone) serve a mascherare il cattivo sapore dell’acetilsalicilato di sodio.
Un’altra formulazione farmacologica è l’aspirinetta. Si tratta di pillole che contengono circa 1/5 (ovvero all’incirca 100 mg) della dose di acido acetilsalicilico contenuta nelle tradizionali confezioni di Aspirina© (ovvero 500 mg). Assunta giornalmente, questa dose di acido acetisalicilico consente di prevenire i trombi e, di conseguenza, problematiche cardiache.
Nonostante tutti i suoi effetti positivi, l’idrolisi del gruppo acetile nello stomaco porta alla formazione dell’irritante acido salicilico con possibilità di formazione di ulcere. Gli individui sensibili devono evitare di assumere Aspirina©. Inoltre la dose giornaliera consigliata per gli adulti non deve eccedere i 4 g (sotto controllo medico). Oltre la predetta quantità gli effetti indesiderati possono portare anche alla morte. Nel caso di bambini al di sotto dei 12 anni, l’assunzione di acido acetilsalicilico ha portato a rarissimi casi di sindrome di Reye, per cui è sempre consigliabile non usare Aspirina© al di sotto dell’età anzidetta.
Quando il nostro organismo subisce qualche lesione o viene invaso da microorganismi patogeni, si attiva una risposta che porta all’aumento nel circolo sanguigno della quantità di molecole che prendono il nome di prostaglandine, il cui precursore è l’acido prostanoico la cui struttura è in Figura 6. È la presenza delle prostaglandine che porta allo stato febbrile.
Sia l’acido salicilico che il suo derivato, acido acetilsalicilico, sono in grado di inibire l’attività degli enzimi coinvolti nella sintesi delle prostaglandine. La conseguenza è, quindi, la diminuzione della temperatura corporea.
La storia dell’Aspirina© ci insegna che un prodotto naturale come l’acido salicilico, sebbene possa avere effetti benefici, ha tante controindicazioni peraltro anche abbastanza gravi. Al contrario un prodotto di sintesi come il suo derivato acetilato, ha molte meno controindicazioni e può essere usato con maggiore sicurezza. Naturalmente, pur essendo oggi l’Aspirina© un prodotto da banco, cioè il preparato contenente 500 mg di acido acetilsalicilico è vendibile senza presentazione di ricetta medica, è sempre consigliabile non abusarne ed assumerne sempre sotto controllo medico in modo tale da poter monitorare eventuali intolleranze che possono sfociare in effetti indesiderati piuttosto pericolosi.
Fonte dell’immagine di copertina: http://www.aspirina.it/
Stamattina mi sono alzato, ho eseguito tutte le operazioni mattutine per consentirmi di svegliarmi (di sabato sono senza successo), sono andato dal barbiere a farmi radere quei quattro peli che mi son rimasti e poi sono andato al bar vicino casa per prendere un cappuccino.
Direte voi: “ma perché questo ci racconta sti fatti? Cosa interessa a noi di quello che fa la mattina e di quanti peli abbia?”
Un attimo e vi racconto.
Arrivo semisveglio al bar e, dopo aver chiesto la mia bevanda preferita a base di caffè e latte montato, l’occhio mi cade sul contenitore delle bustine di zucchero. Alcune di queste sono verdi. La prima cosa che penso, mettendo in funzione il neurone attivo nel fine settimana, è: “toh, guarda. Ci sono le bustine di zucchero steviolitico”.
Grande è la mia sorpresa quando prendo una di quelle bustine verdi e leggo che si tratta di zucchero ad alta solubilità.
Qui i miei sensi di chimico (come quelli di ragno di Peter Parker) si allertano. Cos’è sto zucchero ad alta solubilità?
Dovete sapere che sotto l’aspetto chimico, il concetto di solubilità si riferisce alla quantità massima di soluto che è possibile sciogliere in una prefissata quantità di solvente prima che il soluto cominci a precipitare.
Esistono zuccheri che hanno solubilità differenti. Per esempio, è possibile sciogliere in un litro di acqua circa 2 kg di saccarosio, circa 1 kg di glucosio, circa 3 kg di fruttosio e circa 7 g di lattosio. Insomma, a seconda di quella che è la natura chimica dello zucchero preso in considerazione è possibile sciogliere quantità differenti di prodotto nella stessa quantità di acqua.
Da chimico ho pensato: “zucchero ad alta solubilità…va bene…si tratta di fruttosio”. Poi però ho pensato: “un attimo…ma perché chiamarlo zucchero se nel linguaggio comune questo termine corrisponde al saccarosio? Perché il fruttosio non viene indicato come tale, dal momento che in questo modo possono venderlo ad un prezzo maggiorato?”.
A questo punto dopo aver fatto quattro chiacchiere col gestore del bar, gli chiedo se posso portare via una bustina di questo “zucchero ad alta solubilità”. Sono curioso. Voglio capire di cosa si tratta. Vado in laboratorio dove ho un po’ di strumenti che posso usare il sabato mattina senza colpo ferire.
La prima cosa che faccio è prendere una bustina di zucchero che usiamo per il caffè in laboratorio (Figura 1) e, dopo essere andato in giro per cercare un po’ di vetrini d’orologio, non faccio altro che pesare il contenuto delle bustine contenenti lo zucchero “normale” (l’aggettivo non vuol dire nulla chimicamente, ma mi serve solo per indicare lo zucchero che ho prelevato dal cassetto sotto la macchina da caffè in laboratorio) e quello ad alta solubilità.
Ognuna delle bustine contiene circa 4 g di prodotto (Figura 2).
L’ispezione visiva (in gergo laboratoriale noi diciamo “occhiometrica”) mi permette di vedere che lo zucchero “ad alta solubilità” è più finemente suddiviso rispetto a quello “normale” (Figura 3).
A questo punto comincio a pensare che il mio barista avesse ragione nel dire che si tratta di zucchero “normale” che però appare un po’ più impalpabile. Ma io sono un chimico e non mi fido delle parole. Già che sono in laboratorio posso usare lo spettrometro ad infrarossi (spettroscopia FT-IR) per registrare l’impronta digitale molecolare dei due prodotti.
La Figura 4 mostra i risultati dell’analisi. Le due impronte molecolari sono assolutamente identiche: si tratta di normale saccarosio. Ed allora perché stampare sulla bustina “alta solubilità”, dal momento che il saccarosio, indipendentemente dal contenitore in cui è racchiuso, ha sempre la stessa solubilità?
Qui entra il gioco l’uso scorretto dei termini chimici nel mondo del marketing. Ma andiamo con ordine.
La velocità con cui un soluto si scioglie in un solvente dipende dall’area superficiale del soluto. Più elevata è l’area superficiale, più velocemente avviene la solubilizzazione come conseguenza di un contatto più intimo tra soluto e solvente.
Il valore dell’area superficiale dipende dalla dimensione dei granuli del soluto. Più piccola è la dimensione di questi granuli, più alta è l’area superficiale e più velocemente avviene la solubilizzazione. In altre parole, il linguaggio del marketing si è appropriato del termine “solubilità”, che ho definito poco più su, per farlo diventare “velocità di solubilizzazione”.
Quindi secondo i “geni” del marketing, “alta solubilità” non vuol dire che nella stessa quantità di solvente posso sciogliere una quantità più elevata di soluto, ma significa che lo zucchero si scioglie più rapidamente.
Il sabato mattina, quando ancora non riuscite a capire se siete vivi o se deambulate come zombies solo per inerzia, è importante usare lo zucchero “ad alta solubilità”: fare tre giri di cucchiaino nel vostro caffè invece che quattro vi aiuta a risparmiare energia.
That’s all folks (e grazie al gestore del Cicì Coffee and Drink per le quattro chiacchiere che facciamo la mattina e per avermi regalato una bustina di questo zucchero “ad alta solubilità”)
Fonte dell’immagine dell’uomo ragno: https://www.zoomflume.com/events/meet-spiderman-2017/
Fonte dell’immagine di copertina: https://blog.edoapp.it/saccarosio-cose-e-a-cosa-serve/
Oggi mi sono imbattuto in un filmato molto divertente in cui due persone, dopo aver bevuto una birra all’elio, hanno cominciato a parlare con la voce di Paperino.
Ecco il filmato:
Divertente, vero?
Come mai quando respiriamo elio la nostra voce assume toni acuti?
Dovete sapere che l’emissione dei suoni è legata ad un meccanismo mediato dall’azione di corde vocali, faringe e bocca. Le prime, situate nella laringe (Figura 1), si avvicinano tra loro, si allontanano o vengono tese (insomma, vibrano) grazie all’azione di alcuni muscoli. Sono proprio le vibrazioni delle corde vocali a generare il suono che si propaga attraverso l’aria che respiriamo.
La frequenza del suono emesso da una sorgente che vibra è inversamente proporzionale alla radice quadrata della densità del mezzo in cui il suono si propaga. In altre parole, più denso è il mezzo, più bassa è la frequenza del suono. Più bassa è la densità del mezzo, maggiore è la frequenza del suono. Nel primo caso sentiamo suoni gravi, nel secondo sentiamo suoni acuti. Guardate il video qui sotto per conoscere meglio le caratteristiche dei suoni.
L’aria atmosferica, costituita da circa il 79% di azoto molecolare, il 20% di ossigeno molecolare e dall’1% di altri gas come anidride carbonica, argon etc., è mediamente otto volte più densa dell’elio. Questo vuol dire che il suono emesso dalle vibrazioni delle corde vocali attraversate dall’aria atmosferica ha una frequenza circa tre volte più bassa rispetto a quella del suono che si propaga attraverso l’elio (il “tre volte” viene fuori dal rapporto della densità dell’aria rispetto a quello dell’elio. La radice quadrata di 8 è 2.9, ovvero circa 3). La conseguenza di quanto appena scritto è che il suono che si propaga attraverso l’aria atmosferica è più grave di quello che si propaga attraverso l’elio. L’effetto finale quando respiriamo l’elio da un palloncino o beviamo birra addizionata di questo gas, come nel primo filmato di questa nota, è la caratteristica voce di Paperino.
Per saperne di più
La propagazione del suono 1 e 2
Fonte dell’immagine di copertina: http://cinetramando.blogspot.it/2011/12/paperino-donald-duck-walt-disney.html
Quando la luce colpisce un oggetto essa può essere assorbita, può attraversarlo o può essere riflessa. Le intensità della luce assorbita e di quella riflessa dipendono dalla lunghezza d’onda della luce incidente. In particolare, un qualsiasi oggetto che viene colpito dalla luce ordinaria ed assorbe tutte le radiazioni dello spettro luminoso visibile senza restituirne alcuna ai nostri occhi, appare nero; se riflette tutte le radiazioni dello spettro luminoso, il colore risultante dalla combinazione di tutte le radiazioni riflesse è il bianco; se l’oggetto assorbe solo un certo numero di radiazioni luminose tranne alcune, esso appare del colore generato dalla combinazione delle diverse radiazioni riflesse; se ad essere riflessa è una sola radiazione, l’oggetto appare del colore descritto dalla lunghezza d’onda della singola radiazione riflessa.
Quando la luce incide su un corpo, possono avvenire delle transizioni elettroniche. In altre parole, gli elettroni coinvolti nella formazione dei vari legami passano da un orbitale[1] ad un altro ad energia più elevata. Più vicini sono gli orbitali tra cui avviene la transizione elettronica e meno energia occorre perché essa avvenga. Nel caso di sistemi di natura organica, la distanza tra gli orbitali contigui tra cui avvengono le transizioni elettroniche si riduce all’aumentare del numero di doppi legami coniugati[2] presenti nelle molecole. Per questo motivo, molecole con un gran numero di legami coniugati sono in grado di assorbire gran parte della radiazione elettromagnetica e di conferire al macro-sistema in cui essi si trovano (per esempio i tessuti di una foglia oppure quelli di una carota) un colore corrispondente alla luce che viene riflessa. Per illustrare meglio questo concetto si faccia riferimento alla Figura 1. In essa si riporta, sull’asse orizzontale, lo spettro della radiazione elettromagnetica (la luce) tra circa 350 e circa 700 nm, ovvero nell’intervallo del visibile; sull’asse verticale si riporta la percentuale di assorbimento della radiazione luminosa; la curva arancione si riferisce all’assorbimento della luce da parte dei carotenoidi di cui un rappresentante, il β-carotene, è riportato in alto a sinistra. Si noti come i picchi di assorbimento siano compresi nell’intervallo 350-550 nm; la conseguenza è che la luce giallo-arancio (lunghezza d’onda, λ, > 550 nm) è quella che viene riflessa. Per questo motivo i tessuti vegetali che contengono i carotenoidi (per esempio le carote) appaiono arancioni.
Figura 1. Spettri di assorbimento dei carotenoidi e della clorofilla
La Figura 1 mostra anche i picchi di assorbimento della clorofilla-b la cui struttura è in alto a destra. Ci sono diversi massimi di assorbimento nell’intervallo tra 400 e 500 nm e tra 600 e circa 700 nm. Non c’è alcun assorbimento intorno ai 570 nm, ovvero la lunghezza d’onda della luce di colore verde. Il risultato è che i tessuti vegetali che contengono la clorofilla-b appaiono di colore verde. Quando la clorofilla si degrada, spariscono i massimi di assorbimento descritti e la colorazione delle foglie vira al giallo-arancio-rosso.
Al seguente link una bellissima poesia tradotta da Popinga, al secolo Marco Fulvio Barozzi: http://keespopinga.blogspot.it/2015/10/un-atomo-nelluniverso.html
[1] Un orbitale è una zona dello spazio attorno al nucleo di un atomo in cui esiste la più elevata probabilità di poter trovare un elettrone in movimento.
[2] Senza prendere in considerazione la teoria dei legami chimici, per semplicità si può dire che i doppi legami coniugati sono doppi legami alternati tra diversi atomi di carbonio come nel seguente caso: -C=C-C=C-C=C-C=C-
Fonte dell’immagine di copertina: https://www.inkcartridges.com/blog/graphic-design/how-color-psychology-influences-your-print-design/
Nel 2009 sono entrato nel mondo dei social network e da allora ho conosciuto tante persone, molte odiose, tante antipatiche, ma moltissime interessantissime oltre che simpaticissime. E’ questo il caso di Lele Pescia, Ivo Ortelli e La Iena Ridens che mi hanno ospitato nella loro trasmissione “Neandhertal Pride” a parlare di omeopatia.
Chi mi segue sa che mi sono interessato di questa pseudoscienza che fa tanti proseliti nel mondo. Se siete curiosi, qui trovate il link a quanto ho già scritto.
In realtà, siamo partiti dall’omeopatia per affrontare problematiche anche di carattere più generale.
Se avete perso la diretta e se siete interessati ad ascoltare la mia voce, cliccate qui sotto e vi si apriranno le porte del mio intervento di ieri in Neandhertal Pride
Vi ricordate di quando vi ho descritto il fuoco greco? No!? Beh, era a questo link. Si trattava di una miscela di composti chimici in grado di bruciare anche nell’acqua. Devo dire che la chimica della combustione è molto affascinante, soprattutto se questa innesca una serie di reazioni spettacolari come quelle che si osservano alla mezzanotte di ogni fine di anno con i famosi botti di capodanno.
Cerchiamo di capire cosa accade a livello chimico fisico quando giochi pirotecnici come quelli nel filmato qui sotto (che si riferisce ai fuochi della festa di Santa Rosalia a Palermo nel 2016) ci meravigliano per il loro effetto scenico.
Dovete sapere che gli studenti di chimica al primo anno (almeno ai miei tempi. Oggi non so più come sono i programmi delle ex facoltà di Chimica) studiano i saggi alla fiamma. In soldoni, si tratta di indagini che ci consentono di identificare gli elementi chimici nelle miscele attraverso il riconoscimento di certi colori caratteristici.
Andiamo con ordine.
Quando il metallo contenuto in un sale disciolto in una soluzione acida viene posto ad alta temperatura sulla fiamma di un becco Bunsen (cosa sia e come si usa, lo potete vedere nel simpatico filmato qui sotto), subisce una transizione elettronica, ovvero i suoi elettroni passano da un livello energetico fondamentale ad uno eccitato. Quando gli elettroni ritornano nello stato fondamentale, emettono dei fotoni a delle lunghezze d’onda caratteristiche che noi riconosciamo come colori.
Ogni elemento chimico è in grado di colorare la fiamma del becco Bunsen in modo caratteristico. In Figura 1 si vede come il rame sia in grado di produrre una fiamma verde, il sodio giallo-arancio molto intenso, lo stronzio rosso vivo et che etc.
Cosa c’entrano i saggi alla fiamma con i giochi pirotecnici? Beh, prendiamo in considerazione la polvere da sparo. Si tratta di una miscela contenente: carbone (C), nitrato di potassio (KNO3) e zolfo (S). Per effetto dell’innesco della combustione, i composti anzidetti reagiscono in un processo esotermico portando alla formazione di carbonato di potassio (K2CO3), solfato di potassio (K2SO4), solfuro di potassio (K2S), carbonato di ammonio ((NH4)2CO3), oltre a un insieme di gas tra cui anidride carbonica (CO2), azoto molecolare (N2), idrogeno molecolare (H2), acqua (H2O), acido solfidrico (H2S) e metano (CH4),
Se la polvere da sparo viene compressa in un volume piccolo, per esempio un tubo, la reazione di combustione non produce solo calore. Infatti, la rapida espansione dei gas anzidetti produce anche un forte rumore che noi siamo abituati a chiamare “botto”. Se la polvere da sparo viene miscelata con i sali di metalli quali il titanio, il calcio, il litio, l’antimonio, il sodio, il rame, il bario etc. all’esplosione, dovuta alla rapida espansione dei gas, si associa anche una colorazione dovuta al fatto che, grazie alle alte temperature raggiunte durante la reazione, i metalli anzidetti emettono luce che noi percepiamo con i tipici colori illustrati nel paragrafo sui saggi alla fiamma.
Simpatica la chimica delle esplosioni, vero?
Fonte dell’immagine di copertina: http://seekonkspeedway.com/event/labor-day-fireworks-thrill-show/
