Fondamenti di chimica per naturopati di G. Ferrero, I. Husu, M. Picconi

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.

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.

Lo studio delle scienze naturali applicate all’organismo umano, alla sua relazione con l’ambiente e quindi alle sue condizioni psico-fisiche, 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.

In copertina: © BlackJack3D / iStockArt Direction: Camille Barrios / ushadesign

€ 30,00www.edizionienea.itwww.scuolasimo.it9 788867 730452

ISBN 978-88-6773-045-2

Fondamenti di chimica per

operatori del la salute

Gianmichele FerreroIvan Husu

Mario Picconi

Fondamenti di chim

ica per operatori della salute

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usu - Mario Picconi

Fare Naturopat ia

Fondamenti di chimica per operatori del la

salute


Mario Picconi

© 2009 Edizioni Enea - SI.RI.E. srl

Prima edizione: aprile 2009Pubblicata con il titolo: Fondamenti di chimica per naturopati

Seconda edizione: giugno 2016

ISBN 978-88-6773-045-2

Art Direction: Camille Barrios / ushadesignStampa: 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 EneaRipa di Porta Ticinese 79, 20143 [email protected] - 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 stampatosu 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

IX

XV Prefazione

XVII Introduzione

PRIMA PARTE 1 Chimica generale e inorganica

3 1. CENNI DI STORIA DELLA CHIMICA

3 1.1. Le finalità delle scienze naturali 5 1.2. La chimica 11 2. GRANDEZZE E UNITÀ DI MISURA

15 3. LA MATERIA

17 3.1. Le proprietà della materia 19 3.2. I sistemi chimici 20 3.3. La composizione di un sistema chimico

25 4. LA STRUTTURA DELL’ATOMO

25 4.1. I costituenti dell’atomo 28 4.2. Il modello e la teoria quantistica dell’atomo 33 4.3. Le particelle di luce e le onde di materia 38 4.4. Le implicazioni della teoria quantistica: l’effetto fotoelettrico e l’emissione di raggi X

Indice

X

41 5. IL SISTEMA PERIODICO

41 5.1. I numeri quantici e gli orbitali atomici 47 5.2. Le regole di riempimento degli orbitali e le configurazioni elettroniche degli atomi 48 5.3. La tavola periodica degli elementi 50 5.4. La valenza 52 5.5. Le molecole e le formule 54 5.6. I metalli, i non-metalli e i semimetalli 55 5.7. I bioelementi 58 5.8. Le proprietà periodiche degli elementi 61 5.9. Il peso atomico e molecolare e il concetto di mole

63 6. GLI STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA

63 6.1. I tre stati di aggregazione della materia 71 6.2. Lo stato aeriforme 71 6.3. I gas ideali e le leggi dei gas 75 6.4. Cenni sulla teoria cinetica dei gas 78 6.5. Deviazioni dall’equazione di stato dei gas ideali: i gas reali

81 7. I LEGAMI CHIMICI

82 7.1. Gli orbitali molecolari 82 7.2. I legami forti 90 7.3. I legami deboli 99 7.4. I numeri di ossidazione

103 8. LE REAZIONI CHIMICHE: TERMODINAMICA E CINETICA

103 8.1. La reversibilità delle reazioni e le costanti di equilibrio107 8.2. Breve classificazione di alcune reazioni chimiche ricorrenti109 8.3. La termodinamica e i suoi principi113 8.4. La cinetica chimica e i catalizzatori

117 9. LO STATO LIQUIDO: LE SOLUZIONI

117 9.1. Le soluzioni: definizione e caratteristiche120 9.2. Le proprietà generali delle soluzioni, solubilizzazione e solubilità124 9.3. Sali poco solubili e prodotto di solubilità125 9.4. Le proprietà colligative

XI

137 10. GLI ACIDI E LE BASI

137 10.1. L’autoionizzazione dell’acqua e il pH140 10.2. Acidi e basi: definizioni e proprietà147 10.3. La forza di acidi e basi149 10.4. Le soluzioni tampone

151 11. LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE ED ELETTROCHIMICA

151 11.1. Elettricità ed elettrochimica153 11.2. Le reazioni di ossido-riduzione155 11.3. I potenziali di riduzione157 11.4. La conversione dell’energia chimica in energia elettrica: le pile161 11.5. La conversione dell’energia chimica in energia elettrica: l’elettrolisi

SECONDA PARTE165 Chimica organica

169 12. LA RAPPRESENTAZIONE E LA CLASSIFICAZIONE IN CHIMICA ORGANICA

171 12.1. Gli idrocarburi179 12.2. I composti eterociclici179 12.3. Gli alcoli181 12.4. I tioli o mercaptani182 12.5. I fenoli182 12.6. Gli eteri183 12.7. Le ammine184 12.8. Le aldeidi e i chetoni187 12.9. Gli acidi carbossilici

TERZA PARTE191 Biochimica

195 13. LA STRUTTURA E LA FUNZIONE DELLE BIOMOLECOLE DELLE CELLULE

195 13.1. Le proprietà fondamentali del mondo vivente197 13.2. I carboidrati

XII

205 13.3. I lipidi212 13.4. Le proteine224 13.5. Gli acidi nucleici231 13.6. Le vitamine

233 14. IL METABOLISMO CELLULARE

235 14.1. ATP, GTP, NAD e FAD238 14.2. Il metabolismo dei carboidrati247 14.3. Il metabolismo dei lipidi252 14.4. Il colesterolo256 14.5. Il metabolismo degli amminoacidi261 14.6. Il metabolismo degli acidi nucleici262 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’acqua101 Appr.7-DInumeridiossidazioneelaconfigurazioneelettronica118 Appr. 9-A Le sospensioni e le emulsioni144 Appr. 10-A Nomenclatura di ossidi, anidridi e ossiacidi148 Appr. 10-B Acidi che rilasciano più di uno ione idrogeno208 Appr. 13-A Gli acidi grassi218 Appr. 13-B Modalità di azione dell’enzima220 Appr. 13-C Gli amminoacidi importanti per il metabolismo umano227 Appr. 13-D Gene, codice genetico, trascrizione e traduzione245 Appr. 14-A La regolazione della glicemia248 Appr. 14-B La digestione dei lipidi253 Appr. 14-C Il colesterolo

XIII

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

01 Introduzione (1’33’’)02 La chimica inorganica e i metodi d’indagine (7’37’’)03 Le unità di misura e la materia (7’50’’)04 La struttura dell’atomo (18’09’’)05 Il sistema periodico (27’07’’)06 Riassunto e analogia: la struttura dell’atomo e il sistema periodico (11’43’’)07 Gli stati di aggregazione della materia (16’39’’)08 Riassunto e analogia: gli stati di aggregazione della materia (5’54’’)09 Il legame chimico (31’56’’)10 Riassunto e analogia: il legame chimico (4’49’’)11 Le reazioni chimiche, la termodinamica e la cinetica (25’16’’)12 Riassunto e analogia: le reazioni chimiche e la termodinamica (11’04’’)13 Le soluzioni (19’31’’)14 Riassunto e analogia: le soluzioni (3’31’’)15 Gli acidi e le basi (13’30’’)16 Le reazioni di ossido-riduzione e l’elettrochimica (20’14’’)17 Riassunto e analogia: le reazioni di ossido-riduzione e l’elettrochimica (5’28’’)18 La chimica organica (4’05’’)19 Gli idrocarburi (7’58’’)20 Gli altri composti (18’42’’)21 La biochimica, i carboidrati e i lipidi (25’55’’)22 Le proteine (12’02’’)23 Gli acidi nucleici e le vitamine (13’57’’)

Indice CD

24 Il metabolismo cellulare (6’26’’)25 Il metabolismo dei carboidrati (10’07’’)26 Il metabolismo dei lipidi (11’47’’)27 Il metabolismo delle proteine (11’21’’)28 Il metabolismo degli acidi nucleici e la produzione di energia nelle cellule (12’12’’)

XIV

XV

Fondamenti di chimica per operatori della salute è un libro che si propone di integrareleconoscenzenaturopaticheconquelledelmondoscientifico.

In un approccio olistico, globale alla salute, che si rivolge ai tre piani antropo-logici (corpofisico,psichee spirito),mancherebbero le fondamentadell’interacostruzione se non si partisse dallo studio delle scienze naturali applicate all’orga-nismo umano e alla sua relazione con l’ambiente.

Come già affermato nel libro di Introduzione alla Naturopatia, metodo ana-litico 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 lacreazioneditessuti,organiesistemifinoall’organismoealsuofunzionamento.

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.Lostudioaffiancatodellafilosofia,dell’energetica(MedicinaTradizionaleCineseeTradizioneIndiana),dellepratichedicurautilizzatefindatempipiùremoti,oltre a quelle più innovative e recenti, permetterà di integrare le conoscenze dei fe-nomeni naturali e del sistema uomo all’interno di una visione più ampia e completa.Ringrazio gli autori per il loro sforzo nel semplificare concetti taloramolto

complessi, sforzo che ha portato alla creazione di un testo maneggevole e comun-quescientificoesufficientementecompletoperloscopochecisiamoposti.L’audioallegatosemplificaulteriormentelostudiodeltestoelocompletaconi

riassuntideisingoliargomentiabbinatiariflessionifondatesuelementidianalo-gia 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

Prefazione

XVII

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”comelafisicaelabiologia.Questeultimesidedicano–tral’altro–aiseguentitemi:lafisicaall’indaginedeiprincipiedeicostituentiprimidellamateria,nellascaladell’infinitamentegrande(astrofisica,cosmologia)cosìcomeinquelladell’infinitamentepiccolorispettoalmondoanoifamiliare(fisicaquantisticaerelativistica). 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 matematicaelafisicadaunaparteelabiologia,lageologiaelescienzepropriamentenaturali dall’altra. Non essendo di fatto una scienza sperimentale, la matematica, insiemeallafisica,puòtrovareilsuocompletamentoinunaletturamaterialisticae dunque chimica del mondo naturale. Tale lettura consente alla matematica e allafisica, attraverso la chimica, di spaziare verso argomenti fondamentali perl’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.Iconcettidichimicaquiespostinonsonofinalizzatiallaconoscenzadelmeccanismo 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 scientificamodernanellaqualeiconcettidichimicagenerale,inorganicaeorganicacontenuti in questo libro trovano una piena applicazione e possono risultare utili

Introduzione

a chiunque si dedichi per professione o semplicemente per passione allo studio della salute umana. Rientrandoinquest’ultimabrevedefinizione,lafigurasocio-professionaledel

naturopata,dotatodiunasolida,multidisciplinareeflessibileculturascientificanel 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

3

1Cenni di storia della chimica

1.1. Le finalità delle scienze naturali

Non è facile trovare una definizione del termine “scien-ze naturali”. Potrebbe indicare due aspetti complementari tra loro:

• il campo di indagine delle manifestazioni del mondo natu-rale di cui anche noi siamo parte;

• l’insieme organico delle conoscenze acquisite per mezzo dell’indaginescientificachesiestendecontinuamenteat-traverso l’osservazione dei suddetti fenomeni, l’ideazione elarealizzazionedinuoviesperimentielariflessionesudi essi.

Il secondo punto evidenzia dunque che la finalità dellescienze 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 ela-borare le informazioni raccolte attraverso l’attività intel-lettuale (metodo scientifico);

• elaborare una sintesi delle conoscenze attraverso l’ispi-razione e l’intuizione (metodo olistico).

Conl’espressione“metodoscientifico”siintendeunpro-cedimento logico diretto a rivelare e conoscere verità generali sullabasediunsufficientenumerodiosservazioniparticolari.Tale metodo, detto induttivo, che parte dal particolare per ar-

definizione di

scienze naturali

il processo

di conoscenza

44

FONDAMENTI DI CHIMICA PER OPERATORI DELLA SALUTE

rivare al generale, fu definito da FrancescoBacone (1561-1626) e diventò una delle basi per il successivo sviluppo della scienza moderna.Ilmetodoscientificosisviluppaintrefasisuccessive:

1) la prima riguarda la raccolta dei dati sperimentali (cioè raccolti dallo sperimentatore) relativi al fenomeno na-turale 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 datiraccoltialfinediricavare 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 esperi-menti e/o il reperimento di altri dati; questa fase potreb-be rimandare nuovamente alla precedente per cercare spiegazioni differenti da quelle già avanzate nel caso le verificheportasseroarisultatinegativi,incertiocomun-que inconsistenti con le ipotesi e le teorie già formulate. Si capisce, quindi, che anche le teorie errate sono utili permodificareprecedentiopinionioconcettieperrein-dirizzare la ricerca verso nuove spiegazioni.

Mediante un approccio filosofico oltre che scientifico, ilmetodo olistico1 permette di acquisire e rielaborare cono-scenze 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’ana-lisi 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’organi-smoumanofinnellasuainteriorità.Lavisionescientificaclassicasipuòcompletareeaffinare

attraverso tecniche di indagine introspettive e con un approc-cio olistico alla natura che riporta a una più profonda cono-

le tre fasi

del metodo

scientifico

il metodo

olistico

1 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).

55

CENNI DI STORIA DELLA CHIMICA

scenza della vera natura dell’uomo. L’ordine, la perfezione del cosmo possono richiamarci quindi a un principio trascen-dente 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 fisicaquantistica2, 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. Pertantoilmetodoscientifico,persuanaturariduzionista

in quanto studia le singole parti isolandole dall’insieme, può trarrebeneficioecompletamentodaunapproccioolisticoaifenomeni naturali. Tale approccio privilegia la visione d’in-sieme e lo studio delle relazioni tra le parti. Si stimola dunque il lettoreaunostudioscientifico,accuratoedettagliatodeifenomeni naturali, che tuttavia non perda mai di vista la vi-sione globale da cui è possibile ricavare una lucida sintesi per applicare i concetti studiati a realtà altamente interconnesse come l’essere umano.

1.2. La chimica

La branca della scienza chiamata “chimica” si occupa di studiare le proprietà, la composizione e la struttura della mate-ria, le sue trasformazioni e i trasferimenti di energia coinvolti. La chimica, come tutte le scienze naturali, è sperimentale.Lesuefinalitàsonolaconoscenzadellecaratteristichepe-

culiari della materia, le loro applicazioni pratiche, l’estensio-ne 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 sistema-ticità, che potevano garantire loro la sopravvivenza e aprire

l’integrazione

del metodo

scientifico edel metodo

olistico

i rudimenti

della chimica

2 Cfr. Catia Trevisani, Introduzione alla Naturopatia,p.52(fisicaquantisticaemodelloolografico).

66


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 la-vorarli, si ingegnarono per fabbricare e usare materiali da co-struzione, prepararono dei medicamenti, elaborarono metodi per la cottura e la conservazione dei cibi ecc. Poiché ancora nonesistevanomezziperclassificareecorrelarequestecono-scenze, i progressi della chimica in qualità di scienza furono pocosignificativi.Soloquandol’umanitàiniziòadavereunacoscienza di sé ed elaborò sistemi, per quanto elementari, di identificazioneetrasmissionedellapropriacultura,sipuòaf-fermare che fecero una timida comparsa i primi rudimenti di unsaperetecnico-scientifico,ancoraimmersiinunamatricereligiosaefilosofica.

A tale proposito, la scoperta dell’arte di lavorare i metalli (4000-1500 a.C.) segnò un momento decisivo nel complesso passaggiodallapreistoriaaquellachevieneoggidefinita“ci-viltà”. Non a caso quelle epoche appartenenti ai lontani albori dellastoriaumanasonostateclassificateintempirecentiinbase 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 chi-mica 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’eti-mologia 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 comune-mente 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 supe-riori a tutte le civiltà del passato, i romani però conservava-no un approccio alla materia prettamente applicativo e non-scientificochereseimpossibilelaloroevoluzionecomeuna

le scoperte del

mondo greco

e romano

77


vera e propria civiltà industriale e tecnologica. Questo stesso atteggiamento culturale fu mantenuto anche verso altre di-scipline “sorelle” della chimica, tra le quali in primo luogo lafisica.Siaacausadiquestaloro 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 mu-scolare 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 saremmooggi tentati di definire“scienziati” (Democrito ed Epicuro nell’antica Grecia, Lu-crezio nell’antica Roma) essi non svilupparono mai quell’es-senziale rigore quantitativo e quella ferma attinenza alla real-tà 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 de-dicarono 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 lun-ga vita” allo scopo di guarire dalle malattie e allungare la vita: entrambe le attività rappresentavano percorsi di evolu-zione interiore piuttosto che reali obiettivi di lavoro. Infatti, nonostante gli insuccessi conseguiti, essi riuscirono comun-que 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 labo-ratorio 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 con-

tinuaricercadifarmaciefficaci,incidentalmentefuronoiso-lateepurificatenumerosenuovesostanzechimiche.Inquesti

la chimica degli

alchimisti

la chimica eil progresso

scientifico

88


annisiebbeuneccezionaleprogressoscientificoesperimen-talepoichésiiniziòausareunmetodopienamentescientificonell’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 vistafisicoifenomenidinatura.

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 for-mareunasostanzachiamata“flogisto”(dalgrecophloghistos cioè infiammabile).Questa teoria rimaseaccettataperoltre75 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 puòincorrere quando un’ipotesi apparentemente coerente con i risultati delle indagini non viene sottoposta a un esame quan-titativo più accurato.

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 pertrasformarelachimicainunadisciplinascientificarigo-rosa, fu l’importanza attribuita da Lavoisier alla misura accu-rata delle quantità di reagenti e prodotti di una reazione chi-mica. Da ciò egli fu in grado di ricavare teorie e leggi precise.

la nascita della

chimica moderna

99


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 livel-lodi altrediscipline scientifichenobiliquali lamatematicae lafisica.Grandiscienziatiapportaronoconoscenze,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 isola-to 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 po-tessero essere sintetizzate in laboratorio. Lo scienziato tedesco Wohler, preparando per primo in laboratorio l’urea per riscal-damento 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 or-ganica” come Liebig, Kolbe, Cannizzaro e Pasteur.NellasecondametàdelXIXsecoloanchelachimicafisica

iniziò ad acquistare una sua autonomia nella ricerca. Mol-ti scienziati, come Van’t Hoff, Raoult e Ostwald, offrirono mirabili contributi allo studio del comportamento delle solu-zioni; 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 classificazionedegli elementi nella tavola periodica a opera del russo Men-deleev, che oggi ancora costituisce la base della chimica si-stematica.

la distinzione

tra chimica

inorganica eorganica

la chimica fisica

1010


L’inizio del XX secolo fu segnato dall’abbondanza di nuo-veeimportantiscoperteinfisica,alcunedellequaliconno-tevoleinfluenzanellosviluppodellachimica.Traessericor-diamo la scoperta della radioattività di Becquerel e Curie; la formulazione delle teorie sulla struttura atomica di Thomson, RutherfordeBohr;laseparazioneeidentificazionedegliiso-topi 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.

le scoperte del

xx secolo

11

La descrizione e la comprensione di qualunque fenomeno naturale trae origine dall’individuazione qualitativa e dalla misurazione quantitativa del maggior numero possibile di caratteristichefisicheechimichecoinvoltenellaripetizionedel fenomeno stesso. Tali caratteristiche sono intrinseche alla realtàfisica che si vuole osservare, cioè nondipendonodaalcuna convenzione o schematizzazione che riguardi l’osser-vatoreesonopertantodefinitecomegrandezze fisiche. Esse risultano sempre misurabili mediante il ricorso a opportune unità di misura e possono essere:

• grandezze fondamentali: massa, lunghezza, tempo, cor-rente elettrica, quantità di materia, temperatura, intensità luminosa;

• grandezze derivate (derivanti dalla combinazione di gran-dezze fondamentali): velocità (lunghezza/tempo), forza (massa*accelerazione), accelerazione (velocità/tempo).

L’unità di misura invece è una grandezza campione di rife-rimento, dotata di unità multiple e sottomultiple (come chilo-metroecentimetrorispettoalmetro),definitainbaseacon-venzioni 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 centi-metro per esprimere la grandezza “altezza di un individuo”) si ottiene semplicemente dal confronto diretto dell’oggetto o

2Grandezze e unità di misura

le grandezze

fisiche

le unità di

misura

12


dellacaratteristicachimico-fisicadamisurareconl’unitàdimisura. 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

Lunghezza metro m

Massa kilogrammo kg

Tempo secondo s

Quantità di materia mole mol

Temperatura grado Kelvin K

Intensità di corrente elettrica ampere A

Intensità luminosa candela cd

Tabella2.1–Legrandezzefisiche.

In riferimento ai valori numerici assunti dalle grandezze (espresse nelle loro opportune unità di misura), è bene sot-tolineare che, per evitare confusione, ogni disciplina scien-tifica fa ampio uso della notazione numerica esponenzialesubasedecimale,ossianeitestiscientificiinumerivengonosolitamente 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 notazionescientificaesponenziale.

Velocità della luce = 300.000 km/s = 3*105 km/s = 3*108 m/s

Latabella2.2riportainveceicomuniprefissiinusonellaconvenzioneSIenelsistemametricodecimaleperdefiniremultipli e sottomultipli delle varie unità di misura.

Prefisso Abbr. Significato Esempio

mega- M Un milione1.000.000 = 106

1 megaOhm, valore della re-sistenza elettri-ca spesso usato nei circuiti

l’ordine di

grandezza

esempio

13

GRANDEZZE E UNITÀ DI MISURA

kilo- k Mille1000 = 103

1 kilogrammo103 grammi

deci- d Un decimo1/10 = 10-1

1 decigrammo10-1 grammi

centi- c Un centesimo1/100 = 10-2

1 centilitro10-2 litri

milli- m Un millesimo1/1000 = 10-3

1 millimole10-3 moli

micro- μ Un milionesimo1/1.000.000 = 10-6

1 micrometro10-6 metri

nano- n Un miliardesimo1/1.000.000.000 = 10-9

1 nanometro10-9 metri

pico- p Un trilionesimo1/1.000.000.000.000 =10-12

1 picometro10-12 metri

Tabella2.2–Multipliesottomultiplidelleunitàdimisura.

Il concetto di grandezza è più familiare di quanto comu-nemente 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 confron-tarsi. Ad esempio, nell’osservazione o nella descrizione di una persona, tipicamente si valutano, anche inconsapevol-mente, il suo peso, la sua altezza, nonché altre caratteristiche fisichecheessapossiede.

Al di là dei fenomeni materiali esiste un vasto numero di feno-meni che sfuggono alla percezione sensoriale immediata, dun-quedifficilmentemisurabili,chenondimenohannoconseguen-ze molto concrete. Ad esempio un ricordo, pur non essendo vi-sibile 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 pas-satafortementenegativapuòavereconseguenzefisiologicheepsicologiche molto più serie, come un aumento della sudorazio-ne e del battito cardiaco (aspetti materiali).

le grandezze

e i cinque sensi

i fenomeni

materiali eimmateriali

14


Un altro esempio, per un naturopata, è fornito dall’ese-cuzione di un test di kinesiologia, nel quale un soggetto è fisicamentesottopostoalcontattocondellesostanzechimi-che. Che cosa provoca un certo tipo di risposta immunitaria o materiale e, magari nello stesso tempo, psicologica o imma-teriale? Che cosa unisce l’aspetto materiale con l’aspetto im-materiale? Molte volte gli aspetti immateriali sembrano tali solo in apparenza, mentre in realtà possiedono delle sottili basifisiologichepiùinsidiosedacogliere…

Sebbene la vita sia piena di aspetti immateriali molto in-teressanti 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 ma-teriali 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 biologiamolecolareelafisiologiastessa.

Semplici concetti di chimica generale consentono di am-pliare, 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 scien-za: il concetto di materia.

la comprensione

dei fenomeni

15

3La materia

Si definisce comemateria tutto ciò che è dotato di una massa propria e che occupa un certo volume. Mentre la mas-sa di un corpo è la quantità di materia posseduta da esso, il volume è la porzione di spazio occupata da quel corpo. Il vo-lume 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 ounasuperficieèindividuatadalquadratodiunalunghezza(l2). Come una lunghezza si misura in metri (e/o multipli/sot-tomultipli 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 perturbazio-ne, 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 propor-zionale 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’applica-zione 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

16


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 mas-sa m moltiplicata per l’accelerazione di gravità g della Terra:

p = m*g

Il peso quindi varia al variare dell’accelerazione gravita-zionaleindiversipuntidellasuperficieterrestreosupianetidifferenti, mentre la massa, in qualità di quantità di materia posseduta da un corpo, è una grandezza universale.L’unitàkilogrammo-pesopersemplicitàèdefinitainmodo

che i valori numerici di peso (come forza) e massa coincidano sul pianeta Terra.

Unodeiconcetticardinedellachimicamodernafindallaprima metà dell’Ottocento è stato l’assenza di ogni distinzio-ne,interminidielementicostituentieleggichimico-fisichedi 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 pri-mo 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. Laclassificazionedeicompostichimiciinorganicieinor-

ganici, e quindi la suddivisione stessa tra chimica organica e chimica inorganica prese le mosse da questa impostazione piùfilosoficachescientifica,ormaisuperata.Daunsecoloemezzo 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 conte-nenti l’anione con formula CO3

2-).

l’assenza di distinzione

tra materia

inanimata evivente

la classificazione

dei composti

chimici

17

LA MATERIA

3.1. Le proprietà della materia

Ciascun corpo, in quanto formato da materia, presenta pro-prietà 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 caratteri-stiche che non dipendono dalla composizione della materia stessa, cioè dalla natura degli elementi (atomi) che la costi-tuiscono.

Tali proprietà si distinguono in:

• proprietà estensive dipendenti dalle dimensioni dell’og-gettoinesame:superficie,volume,peso,caloreecc.;

• proprietà intensive non dipendenti dalle dimensioni del-l’oggetto in esame: temperatura, densità, conducibilità elettrica e termica ecc.

Ad esempio, la densità di un oggetto omogeneo descri-ve quale quantità di materia è contenuta in un certo volume dell’oggetto ed è una grandezza derivata ottenuta dal rappor-to tra la massa dell’oggetto e il volume occupato da esso:

densità = massa/volume (3-A)

Neconseguecheessaindividuaunaproprietàfisicadeglioggetti 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 ma-teria. In particolare, la temperatura può essere misurata se-condo 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 fu-sione e di ebollizione dell’acqua pura alla pressione di 1 atm, scegliendo come unità di misura la centesima parte dell’in-tervallo tra queste due temperature, appunto il grado Celsius, detto perciò anche centigrado.

le proprietà

fisiche

la densità

la temperatura

i gradi celsius

(°c)

18


Inambitoscientificobenpiùutileèlascalaassolutadelletemperature: 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 raggiungerefisicamente),checadea-273,15°C.Ciòpermettedi stabilire la relazione tra scala Celsius (°C) e assoluta (K):

T(K) = T(°C) + 273,15 (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 mate-riaèdefinitocomeuna trasformazione fisica della materia. Moltetrasformazionifisichesonoanoifamiliarinellanostravitaquotidianaenondimenohanno l’effettodi influenzarlaprofondamente.

1) Somministrazione di calore (riscaldamento) di un og-getto → aumento della sua temperatura e del suo volu-me (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 com-posizione della materia si intende quali specie chimiche (qua-le 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 reattivitàcheinfluiscenotevolmentesulleproprietàchimichedelle varie specie. Il termine “specie chimica” indica un tipo di materia individuata da una formula chimica. Il termine “so-stanza” invece possiede una connotazione più filosofica chescientifica.

i gradi kelvin

(k)

esempi

esempi

le proprietà

chimiche

19

LA MATERIA

La variazione di una o più proprietà chimiche della ma-teria 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)

Reattività dellespecie chimiche

Natura/strutture microscopiche delle

specie chimiche

Composizione delle specie chimiche

Schema3.1–Leproprietàchimiche.

3.2. I sistemi chimici

Alfinediintrodurreefficacementeillettoreadulterioriar-gomenti 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’uni-verso, è una miscela omogenea oppure eterogenea di compo-nenti 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 sueproprietàchimico-fisichesonolemedesimeinognipun-to, 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.

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 solu-zione di cloruro di sodio in acqua, è comunque un siste-ma omogeneo di particelle di sale disciolte in acqua.

i sistemi chimici

omogenei ed

eterogenei

i sistemi chimici

omogenei

esempi

20


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 indifettosidefiniscesoluto (cloruro di sodio nella fattispe-cie), mentre la sostanza presente in eccesso, alla quale si deve il potere di disperdere e sciogliere il soluto mediante intera-zioni, 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 depo-sita sul fondo.

Il sistema chimico visto nell’esempio è eterogeneo, in quan-to 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 gran-dezze (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

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 ele-menti e composti si parla di specie chimiche pure, altrimenti si fa riferimento a miscele di specie. Elementi e composti in-dividualmente si dicono componenti di un sistema. Esaminia-mo ciascuna di queste categorie in dettaglio.

la soluzione

liquida

il soluto

il solvente

i sistemi chimici

eterogenei

esempio

i componenti

di un sistema

chimico

21

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 for-mata da due o più atomi uguali o diversi (composti mo-lecolari);

• altre unità chimiche: unità minime di composti non co-stituiti 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 combinateconunacertaquantitàfissadell’altrostannofralorocome rapporti costanti tra numeri interi semplici (legge delle proporzioni multiple di Dalton, 1803). Gli elementi si combi-nano 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 costi-tuenti 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 af-fronterà dettagliatamente il tema delle interazioni nello stato solido,lequalirappresentanounvalidocriterioperclassifica-re i composti in base alla loro struttura interna.

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 attra-verso le quali rispettivamente gli elementi zolfo (S) e fosforo (P) si manifestano in natura;

le molecole

le unità chimiche

la legge delle

proporzioni

multiple

esempi

22


• reticoliinfinitamenteestesidiatomiugualicomeildia-manteelagrafite(carboniopuro,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 (com-ponenti) mescolati in rapporti variabili e presenti anche in differenti stati di aggregazione. Possono essere omogenee o eterogenee.

Miscele omogeneeQualunque aliquota (porzione) prelevata è perfettamente

rappresentativa dell’insieme; la separazione dei componenti èrealizzabilemedianteprocessifisicicioènonricorrendone-cessariamente a reazioni chimiche; in base allo stato d’aggre-gazione dei componenti le miscele omogenee possono essere sommariamente distinte come riportato di seguito.

1) Soluzioni di soluti solidi, liquidi o gassosi in solventi li-quidi (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.Affinchésiabbiaunasoluzioneomogenea lepar-ticelle di soluto devono essere uniformemente disperse nel solvente e le loro dimensioni non devono superare l’ordine di grandezza delle particelle di solvente.

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

le miscele

omogenee

esempi

23

LA MATERIA

Un esempio ben familiare è l’aria che respiriamo, com-posta 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) Soluzioni di soluti solidi in solventi anch’essi solidi: si par-la di leghe metalliche come miscele omogenee di due o più metalli (o di un metallo come solvente e un non-metal-lo 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 eterogeneeSono dette anche miscugli: differenti porzioni presentano

tralorosignificativevariazioninelleloroproprietàchimico-fisiche (ad esempio di composizione); in queste miscele icomponenti mantengono la propria individualità e sono fa-cilmente 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.

esempio

esempi

le miscele

eterogenee

24


le proprietà

della materia

la classificazione

della materia

Lamateriapresentaproprietàfisicheechimiche

Proprietà fisiche Proprietà chimiche

Un sistema è una parte limitata dell’universo.I sistemi possono essereomogenei o eterogenei

Dal punto di vista chimico la materiapuòessereclassificatain

Dipendono dalla composizione

Estensive Intensive- volume - temperatura- peso - densità- calore - conducibilità elettrica e termica

Sostanze pure

Elementi Composti

Miscele

Soluzioni Miscugli(omogenee) (eterogenei)

Schema3.2–Schemariassuntivodeicapitoli2e3.

25

4La struttura dell’atomo

4.1. I costituenti dell’atomo

Non essendo ormai da più di un secolo l’unità minima del-la materia (l’elettrone, componente dell’atomo, fu scoperto nel 1897 da J.J. Thomson) l’atomo, dal greco antico letteral-mente “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 parti-celle subatomiche di vari tipi: protoni, neutroni ed elettroni, presenti solo in numeri interi.

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

Protoni e neutroni hanno una massa tra loro simile e picco-lissima (quella del protone è leggermente superiore), espressa da un numero preceduto da 24 zeri e pari a quasi 2000 volte quelladeglielettroni.Protonieneutroniinoltresonoconfinatiin 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 centime-tro), quello del solo nucleo è di circa 10-12 cm (un millesimo di miliardesimodicm),quindifinoa10.000voltepiùpiccolo.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

26


Protoni (+)

Neutroni

Elettroni (-)su orbite (orbitali)

Nucleo

Figura 4.1 – Schematizzazione dell’atomo di elio (He), il piùsemplice del sistema periodico dopo l’idrogeno, avente 2 pro-toni, 2 neutroni e 2 elettroni (in realtà isoenergetici, ma qui rap-presentati su orbite differenti). Quanto alle dimensioni, le pro-porzioni tra protoni, neutroni ed elettroni e tra questi e lo spazio occupato dall’atomo non sono rispettate.

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, neu-troniedelettroni),numerochepertantopermettediidentifi-care univocamente l’elemento stesso. In particolare rivestono notevole importanza i due numeri seguenti:

• 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.

numero atomico (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.

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

gli elementi

chimici

il numero

atomico edi massa

esempi

27

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 ar-tificialiottenutinegliultimidecenni)secondonumeriatomiciprogressivi, da sinistra verso destra e dall’alto verso il basso, rigadoporiga(figura5.2).Ognielementoèrappresentatodaun 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; ilfluoro(F)conZ=9ha9protonie9elettroni;zolfo(S)ecloro(Cl)hannoZ=16e17rispettivamente(figura4.2).

183218,81,43

168,2219,6

1,11

183218,81,43

444,6119,02,07

34,7101,01,30

165,8189,41,40

VI VII Elio

8

O3,5 15,9994Ossigeno

9

F4,0 18,9984

Fluoro

10

Ne---- 20,183

Neon 16

S2,5 32,064

Zolfo

17

Cl3,0 35,453

Cloro

18

Ar---- 30,948

Argo

Figura4.2–Porzionesuperioredestradellatavolaperiodica.Ilnumero in grassetto in alto a sinistra di ogni casella è il nume-ro atomico (Z) dell’elemento. Nel riquadro grigio sono invece riportati i dati chimico-fisici. Fuori dal riquadro grigio i datinell’ultima riga in basso sono rispettivamente i valori dell’elet-tronegativitàedellamassaatomicarelativa(cfr.paragrafi5.8e5.9).Sopraleprimeduecaselleinaltoasinistrafiguranoinume-ri 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.

la tavola

periodica degli elementi

esempi

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.

Pubblichiamo libri destinati a naturopati e operatori della salute, ma anche a semplici appassionati e curiosi.

Ci occupiamo di scienza ma anche di spiritualità, integrando i più grandi insegnamenti di Oriente e Occidente.

Guardiamo alle grandi tradizioni mediche del passato e ci apriamo alle più innovative proposte nel campo della medicina olistica.

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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.

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.

Lo studio delle scienze naturali applicate all’organismo umano, alla sua relazione con l’ambiente e quindi alle sue condizioni psico-fisiche, 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.

In copertina: © BlackJack3D / iStockArt Direction: Camille Barrios / ushadesign

€ 30,00www.edizionienea.itwww.scuolasimo.it9 788867 730452

ISBN 978-88-6773-045-2

Fondamenti di chimica per

operatori del la salute


Mario Picconi

Fondamenti di chim

ica per operatori della salute

Gianm

ichele FerreroIvan H

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Fondamenti di chimica per naturopati di G. Ferrero, I. Husu, M. Picconi

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