Quante vignette (non certo politically correct) mostravano esploratori tropicali nel pentolone del “selvaggio” di turno, in attesa che l’acqua bollisse? Una cosa è certa: il fatto di trovarsi all’Equatore non influenza la temperatura di ebollizione dell’acqua (e degli altri liquidi), che non cambia sensibilmente con la latitudine. Ma cosa, invece, agisce su questa e altre caratteristiche di acqua e liquidi? Ad esempio la quota, questo lo sanno in molti: quando siamo in montagna l’acqua per la pasta bolle prima e la pasta cuoce dopo e anche il caffè è pronto in meno tempo. Questo è dovuto non alla maggior distanza dal centro della Terra (!) ma alla minor pressione atmosferica. La colonna d’aria sopra la nostra pentola pesa di meno, e serve meno energia (e quindi una temperatura più bassa) per permettere all’acqua di bollire. Se poi buttiamo il sale nell’acqua della pasta cosa succede? Beh, ovviamente l’acqua diventa salata (!!) e si può usare per cuocere la pasta. Dal punto di vista chimico il sale si scioglie e provoca quello che scientificamente viene definito “innalzamento ebulioscopico”: il punto di ebollizione si innalza (motivo per cui l’acqua va salata dopo l’inizio dell’ebollizione: altrimenti ci mette di più). La legge che regola questo fenomeno (e altri che vedremo fra poco) venne scoperta verso la fine del XIX secolo dal chimico francese Raoult. La tensione di vapore (e di conseguenza la temperatura a cui, a parità di pressione atmosferica, esso bolle) di uno dei componenti di una soluzione è proporzionale alla sua frazione (espressa in moli): se aggiungo del sale da cucina all’acqua, il tutto diventa una soluzione in cui l’acqua è uno dei componenti, in frazione minore di uno. Lo stesso meccanismo è il motivo per cui in inverno si getta sale (una volta cloruro di sodio, oggi più spesso altri composti) sulle strade per fare in modo che l’acqua presente su di esse da liquida diventi più difficilmente solida (cioè ghiaccio). Il fenomeno (regolato dalla medesima legge) è quello dell’”abbassamento crioscopico”: la temperatura di congelamento di un soluto è sempre proporzionale alla frazione molare, e così come sopra l’acqua salata gela a una temperatura più bassa dell’acqua senza sali. Se però dobbiamo proteggere il radiatore dell’auto, non ci conviene salare l’acqua, pena spiacevoli inconvenienti: si usa in questo caso fondamentalmente il glicole etilenico, che protegge dal freddo in inverno e dal troppo caldo in estate (come mai? vedi sopra!). Ma come mai se butto il sale nell’acqua già bollente senza aver abbassato il fuoco spesso si genera un tale caos di bolle da far tracimare l’acqua dalla pentola? Qui il fenomeno è totalmente diverso: i cristalli di cloruro di sodio fanno da “centri di aggregazione” per l’acqua che è sul punto di passare allo stato gassoso: si forma di conseguenza proprio il “caos di bolle” che passa sopra il bordo della pentola se il livello dell’acqua è troppo alto.
Le due proprietà descritte (abbassamento crioscopico e innalzamento ebulioscopico) sono definite “colligative”: i loro valori non dipendono dal tipo di soluto presente in una soluzione, ma unicamente dalla sua concentrazione. Un’altra conseguenza interessante è quella della pressione osmotica. La natura tende sempre all’equilibrio e alla stabilità. Se mettiamo sotto una campana di vetro, o comunque in un ambiente ben sigillato, due contenitori aperti, uno con una soluzione molto concentrata (ad esempio acqua molto salata) e uno con una soluzione meno concentrata, vedremo che l’acqua che naturalmente evapora tenderà ad aumentare il livello del recipiente contenente la soluzione: il sistema tende ad avere nei due recipienti due soluzioni ugualmente concentrate, e quindi a diluire il sale della soluzione più concentrata. L’esperimento naturalmente richiede qualche tempo, ma è semplice ed efficace. Chissà se il signor Raoult immaginava che la sua scoperta avrebbe avuto tante conseguenze?
[Ugo Finardi – Chimico, ricercatore CNR]
