Leggendo argomenti attinenti alla microbiologia spesso sorge quasi spontanea una domanda: quando inizia la storia dei microrganismi e quali erano le loro caratteristiche principali nelle lontane era geologiche?
Per rispondere brevemente  ricorderemo innanzitutto che lo sviluppo di tecniche analitiche sempre più valide ed affinate quali l’impiego di isotopi radioattivi e di procedure biotecnologiche hanno permesso di fissare (almeno per ora e fino all’acquisizione di nuove conoscenze) a circa tre miliardi di anni addietro la comparsa delle prime forme di vita sul nostro pianeta.   Esse traggono origine da un comune progenitore ancestrale in grado di riprodursi e di svolgere un proprio metabolismo, e si è potuto vedere come esse si siano adattati nel corso dell’evoluzione differenziandosi in tre compartimenti diversi.

Il primo comprende gli Archea o Archeobatteri o Archibatteri ovvero batteri primordiali che, come indica il termine, rappresentano l’archetipo di cellula in grado di vivere nelle particolari condizioni esistenti sulla terra nei millenni passati – il secondo comprende i Batteri o Eubatteri  che costituiscono la forma diffusasi sul pianeta nelle nuove condizioni chimico-fisiche che si stabilirono nei millenni successivi – mentre nel terzo compartimento possiamo collocare gli Eucarioti frutto  dell’evoluzione che, sempre nel lento scorrere dei millenni, ha successivamente portato alle cellule eucariotiche che compongono, oltre alle alghe ed ai protozoi, anche le piante e gli animali quali oggi li conosciamo.

Le prime forme di vita comparse sul pianeta terra, ascrivibili al citato gruppo degli Archeobatteri, differivano notevolmente da quelle odierne anche per la necessità di adattarsi a condizioni ambientali con elevate concentrazioni di sali, temperature elevate che raggiungevano anche i 100 °C e oltre, atmosfera quasi priva di ossigeno ma ricca di ammoniaca, anidride carbonica, azoto, solfuri vari.    La capacità di adattamento di questi batteri primordiali è certamente sorprendente, ma un altro notevole aspetto di questa affascinante tematica è costituito dal fatto che numerosi germi appartenenti agli Archea o archeobatteri che dir si voglia, sono ancora presenti tra noi, e sono reperibili negli ecosistemi più disparati.    Quanto sopra, denota l’incredibile capacità di adattamento, che è dovuta al fatto che alcuni componenti del gruppo possono trarre l’energia da sostanze inorganiche e, come i loro antichi antenati, crescere a temperature, pressioni, concentrazioni di sali molto elevate, mentre altri componenti crescono agevolmente a livelli normali dei predetti parametri così come si trovano oggi nel nostro pianeta.   Abbiamo ricordato come gli archeobatteri siano in grado di crescere in condizioni ambientali estreme quali temperature di 70°C e oltre che, come è noto, eliminano larga parte dei comuni batteri. Nella tabella seguente vengono riassunte le differenze principali che caratterizzano gli eubatteri dagli archeobatteri.

La possibilità di crescere nell’ambiente marino, sia esso ad alta temperatura o meno, può richiedere un’altra proprietà in relazione alla profondità delle acque; si tratta della barofilia ovvero della capacità di sviluppo ad alte pressioni.    Nel mare la pressione aumenta di circa una atmosfera ogni 100 metri; ebbene negli oceani sono presenti microrganismi iperbarofili in grado di crescere anche a profondità di circa 7000 metri e oltre e quindi a pressioni di oltre 70 atmosfere.   Poiché la temperatura del mare decresce con l’aumento della profondità, i microrganismi barofili sono anche psicrofili ovvero capaci di crescere a basse temperature.    E’ evidente che tali organismi devono essere in grado di elaborare idonei sistemi di adattamento che come già accennato sono molteplici: tra questi notevole importanza rivestono le modifiche di composizione e conformazione della membrana cellulare e quelli a livello della struttura spaziale delle proteine e degli enzimi che costituiscono i punti chiave delle biochimica e della fisiologia di qualsiasi cellula vivente.
Lo studio di germi estremofili  risulta di grande interesse anche sotto un profilo applicativo ad esempio per la produzione di enzimi come amilasi, cellulasi, proteasi elaborati dagli Archea e da altri germi estremofili.    In particolare la loro resistenza ai trattamenti termici, apre interessanti prospettive sia all’industria alimentare che a quella farmaceutica che necessitano di biocatalizzatori in grado di agire anche ad temperature di 60°C ed oltre che generalmente inattivano gli enzimi analoghi prodotti dai germi comuni.    Quanto sopra promette sviluppi ancora più interessanti grazie alle biotecnologie che consentono la clonazione dei geni che codificano la produzione di questi enzimi anche in normali germi mesofili (che crescono cioè a temperature ambientali medie di circa 20-40°C). Infatti questi ultimi organismi sono i più diffusi, meglio conosciuti e più facilmente coltivabili in laboratorio degli archeobatteri e dei batteri estremofili in genere.

Classificazione dei batteri

Nello schema di classificazione dei viventi in cinque regni, i batteri costituiscono il regno dei procarioti e si differenziano dalle cellule di tutti gli altri organismi viventi, chiamati eucarioti, per l’assenza di un nucleo delimitato dalla membrana nucleare.
Classificazione dei batteri secondo la forma

Classificazione secondo il livello di temperatura e possibilità di crescita

Classificazione secondo la modalità di respirazione.

Classificazione secondo la modalità di nutrizione.

Classificazione secondo la colorazione di Gram

E’ una tecnica di colorazione artificiale introdotta da C. Gram nel 1884 e tutt’oggi praticata con le stesse modalità. E’ anche detta differenziale, perché impiega più di un colorante a differenza delle colorazioni semplici. I batteri per effetto della colorazione di Gram vengono divisi in: Gram + , conservano la colorazione viola inizialmente impartita, Gram – perdono questa colorazione viola e si colorano con il successivo colorante, la safranina, in rosso. In questo modo sono distinguibili per mezzo di un comune microscopio ottico.
La differenza fra i due tipi di batteri, che giustifica la differenza nel supportare le due tipologie di colorazione, risiede a livello della struttura esterna della cellula batterica, ed in particolare della parete cellulare come sarà meglio descritto nel prossimo capitolo.

Funzione della parete e cenni sulla membrana plasmatica

La parete cellulare è una delle strutture caratteristiche dei procarioti; essa non trova alcun riscontro nelle cellule animali. E’ una struttura tipica anche dei funghi e delle cellule vegetali, ma in questi casi è diversa sia per la qualità dei costituenti che per il tipo di organizzazione. Le funzioni principali della parete sono quelle di mantenere la forma e la rigidità della cellula e proteggere questa dai danni meccanici e dalla lisi osmotica. L’osservazione al microscopio elettronico di sezioni sottili di cellule batteriche permette di distinguere due principali tipi di organizzazione della parete. Nei batteri Gram positivi essa appare come uno strato uniforme dello spessore di 100–800 Angstrom, al di sotto del quale si può vedere la caratteristica struttura a tre strati della membrana cellulare. Nei Gram negativi la parete, esterna alla membrana citoplasmatica, è più sottile , variando il suo spessore tra i 80 –100 Angstrom, e ha una struttura più complessa. In questo gruppo di batteri, gli strati più esterni della parete formano per la loro caratteristica organizzazione, una struttura simile alla membrana citoplasmatica. Lo strato superficiale viene appunto detto membrana esterna, e non trova riscontro nelle cellule dei batteri Gram positivi.

Al di sotto della parete abbiamo la membrana citoplasmatica batterica che presenta una struttura costante simile a quella degli eucarioti ma risulta  priva di steroli. La membrana è coinvolta nella replicazione del cromosoma pare che intervenga nella fase di segregazione cromosomica. A livello funzionale la membrana è sito attivo di scambio  di sostanze, e la presenza di numerosi complessi enzimatici si realizza una notevole economia del bilancio energetico del sistema metabolico e nella sua funzionalità. Al microscopio elettronico la membrana si presenta come un multistrato di tre foglietti di cui i più esterni sono opachi (e corrispondono alle teste polari dei fosfolipidi) e quello centrale è trasparente (e rappresenta l’accoppiamento coda-coda delle catene alchiliche apolari degli stessi fosfolipidi).
La membrana cellulare può essere interpretata come un aggregato supramolecolare di fosfolipidi disposti secondo un doppio strato laminare, al quale si associano diverse proteine inacastonate su di esso, o che lo attraversano da parte a parte. A livello di membrana si esplicano molte funzioni metaboliche che negli eucarioti sono svolte da organuli citoplasmatici. Negli archebatteri si manifestano considerevoli differenze a livello di membrana ma in questa sede risulterebbe oltremodo dispersiva una loro trattazione sia in termini funzionali che strutturali.

La differenza nella capacità di trattenere il colorante basico violetto, già accennato a proposito del procedimento della colorazione differenziale secondo Gram, è data dalla quantità di peptidoglicano (detto anche “mureina”) contenuto nella parete cellulare: i gram-positivi presentano una grande quantità di questa sostanza, variamente organizzata secondo almeno 100 modelli strutturali differenti, mentre i gram-negativi presentano invece una parete più sottile, ricca di lipopolisaccaridi e lipoproteine.

La natura chimica di questa sostanza è riconducibile al nome stesso: pepti (parte proteica) + glicano (parte glicidica).    La parte glicanica è un polisaccaride lineare costituito dall’alternanza regolare di due carboidrati dotati di un gruppo amminico acetilato: l’N-acetil-glucosammina  (NAG), e l’acido N- acetil-muramico (NAM), legati tra loro con un legame beta–1,4-glicosidico.    Tale legame è il bersaglio del lisozima, un enzima presente in varie secrezioni animali ed anche umane quali le lacrime e la saliva, che esplica la sua attività sui batteri Gram +, idrolizzando appunto il peptidoglicano in unità monometriche.   A ciascuna unità di NAM è legata una breve catena peptidica, per la precisione un tetrapeptide, fra i cui quattro aminoacidi costituenti possono figurare anche casi la cui configurazione è di tipo D: un caso più unico che raro, dal momento che tanto nelle piante quanto negli animali di aminoacidi risultando rappresentati unicamente con configurazione L sull’atomo di carbonio chirale aminoacidico.Le varie catene di peptidoglicano, detto anche “mureina”, sono tenuti insieme dalla parte proteica, attraverso legami diretti (nei Gram+, con legame fra il gruppo amminico di un aminoacido biasico di un’unità ed il gruppo carbossilico di un’altra unità) o indiretti (nei Gram-, tramite un ponte mediato da un pentasaccaride costituito da 5 unità di glicina) fra gli aminoacidi delle catene tetrapeptidiche appartenenti a strati diversi di peptidoglicano.
Nei batteri Gram + la struttura della parete cellulare è solitamente attraversata da parte a parte  da molecole polimeriche di tipo del tutto differente e per certi versi davvero inconsuete, che ne determinano fino al 10-15% del peso, gli acidi teicoici.    Si tratta di polimeri di alcoli polialcoli (principalmente glicerolo o ribitolo, fino a 30 unità), alternati da un’unità di acido fosforico; gli ossidrili del ribitolo o glicerolo possono essere legati zuccheri (glucosio, galattosio) o ad aminoacidi (D-alanina) facenti parte della catena tetrapetidica del peptidoglicano.    Le peculiarità degli acidi teicoici e di quelli lipoteicoici (associazioni degli acidi teicoici con i lipidi della membrana citoplasmatica) sono sostanzialmente quattro: 1. Facilitano l’assunzione dei cationi; 2. Funzione strutturale contribuendo alla forza ed elasticità della parete; 3. Sono fortemente immunogenici; 4. Intervengono nei meccanismi di patogenicità del batterio.

Le appendici cellulari e il movimento dei batteri

Numerosi microrganismi sono dotati di veri e propri organi di locomozione, ovvero i flagelli; si tratta di lunghe  appendici filiformi disposte alla superficie della cellula alla quale, con i loro movimenti, imprimono spostamenti anche molto veloci.
Un tipico esempio viene dato dal vibrione del colera (Vibrio cholerae) che possiede un unico, lungo flagello posto all’estremità della cellula.   I flagelli possono essere molteplici, disposti in eleganti ciuffi posti ai poli della cellula come nello Spirillum minus germe responsabile del “sodoku”, malattia presente in Giappone ma anche in altri Paesi e provocata da morsi di topo, oppure disposti tutto intorno al germe, come in Escherichia coli, germe normalmente presente nell’intestino e quindi nelle feci umane ed animali.   Queste lunghe propaggini traggono origine dal corpo basale, piccola formazione rotondeggiante posta sotto la membrana cellulare e formata da catene proteiche a forma di anello; esse possono ruotare in senso orario o antiorario trasmettendo così il moto al batterio come l’elica di un natante.   Va notato che questo moto é molto rapido e consente al germe spostamenti anche dell’ordine di millimetri per minuto: può sembrare una piccola distanza ma essa,al contrario, è veramente elevata se si considera la ridottissima lunghezza della cellula batterica!  Grazie ai flagelli i batteri possono avvicinarsi con movimenti propri a sostanze favorevoli , quali nutrienti vari come aminoacidi, zuccheri ecc.  che vengono definite “attraenti”.    Il contrario avviene in presenza di sostanze tossiche o comunque nocive per il germe quali alcuni sali minerali, antibatterici ecc.  definite “ repellenti”.    Come si vede i flagelli consentono ai batteri una mobilità che solo fino a pochi anni addietro risultava in buona parte inspiegabile sia per i fini meccanismi coinvolti, sia per le finalità strettamente legate alla stessa capacità di sopravvivenza del germe a disparate situazioni esterne.

In relazione a quanto sopra si ricorda che i movimenti sopra accennati avvengono in seguito a stimoli esterni rilevati da una serie di trasduttori, ovvero veri e propri sensori costituiti da particolari proteine chemiotattiche disposte alla superficie del batterio.   Esse combinandosi con i vari gruppi di sostanze che vengono a contatto con il germe danno luogo a processi chimici, fondamentalmente di metilazione e demetilazione (ovvero di aggiunta o sottrazione di gruppi metilici – CH3 – ): questo processo prende il nome di chemiotassi che, come si é visto, può essere positiva o negativa. La chemiotassi è quindi definita come il fenomeno con cui i batteri (ma anche altri copri multi- o monocellulari non batterici, fra i quali gli spermatozoi) direzionano i loro movimenti a seconda della presenza di alcune sostanze chimiche nel loro ambiente
Processi di chemiotassi si possono manifestare nei confronti dell’ossigeno: si parlerà allora di aerotassi come è dato rilevare nei batteri aerobi la cui crescita è più rigogliosa nelle zone di un determinato substrato nelle quali la concentrazione o disponibilità di ossigeno è più elevata.   Parleremo invece di fototassi nel caso di batteri provvisti di pigmenti fotosensibili quali la batterioclorofilla A e B ed i carotenoidi rossi presenti nei “batteri rossi” ai quali appartengono batteri del genere Rhodobacter.   La batterioclorofilla B e C ed i carotenoidi gialli sono invece presenti nei “batteri verdi” tra i quali ricordiamo organismi appartenenti al genere Chlorobium : tutti questi germi traggono l’energia necessaria al loro metabolismo dalla luce.   Questi germi vengono definiti autotrofi in quanto sono in grado,così come le piante,di sintetizzare la materia organica a partire dall’anidride carbonica presente nell’atmosfera a differenza degli organismi eterotrofi che , come molti batteri e come gli animali , per il loro metabolismo e la loro formazione e crescita hanno bisogno di molecole organiche preformate.
Tornando per un istante ai flagelli che fanno parte del complesso sistema sopra accennato facciamo presente che i batteri sono… affezionati ad essi: infatti se mediante agitazione di una sospensione di batteri in mezzo liquido stacchiamo queste propaggini dalla cellula, i germi riescono a ricostituirle nel breve tempo di appena 15 – 30 minuti!   Ma come si comportano i germi naturalmente privi di flagelli immersi in un mezzo liquido? sia pure meno velocemente anch’essi si spostano grazie ai noti moti “browniani” dovuti ad effetti di scattering (leggasi “urti”) da parte delle molecole del fluido circostante, che portano in questo caso la cellula a muoversi lungo un percorso essenzialmente casuale che differisce da una semplice vibrazione su una posizione di equilibrio, proporzionale alla temperatura, per una particella in condizioni di equilibrio termodinamico.
Tornando alle appendici esterne, ricordiamo che alcuni batteri ne posseggono altre di diversa costruzione ma altrettanto importanti.   Si tratta dei pili o fimbrie che sono più sottili dei flagelli e facilitano l’adesione del batterio alle cellule-tessuti dell’ospite; per questo motivo vengono anche denominati aggressine.   Infine particolari pili, denominati pili F consentono il trasferimento di segmenti di cromosoma tra una cellula donatrice (F+) ad una ricevente (F-); per questo motivi i pili F vengono indicati come “pili del sesso”.   Anche se non si tratta di una struttura morfologicamente definita va qui ricordato che alla superficie di molti batteri é evidenziabile anche uno strato gelatinoso, denominato glicocalice (o slime ovvero fanghiglia per gli autori anglosassoni per il suo aspetto gelatinoso) che può conglomerare tra loro cellule batteriche formando una sorta di pellicola di protezione verso agenti esterni.   Esso, ostacolando il contatto dei germi con prodotti disinfettanti, può complicare o addirittura vanificare i processi di bonifica igienica in diversi settori come, ad esempio, nell’industria alimentare.   Il significato del glicocalice va oltre agli aspetti pratici indicati, dal momento che in esso, parzialmente isolate dall’esterno, possono formarsi comunità di miliardi di cellule batteriche anche appartenenti alle specie più diverse le quali, mediante specifici mediatori biochimici, possono “comunicare” tra essi e “adottare” determinati atteggiamenti.

Approvvigionamento energetico

Le esigenze nutrizionali dei microrganismi sono molto diversificate e in base ad esse possiamo individuare tre grandi gruppi:
1) nel primo si collocano i meno esigenti, indicati come autotrofi chemiosintetici quali alghe ed alcuni batteri dotati di pigmenti fotosintetici: essi sono in grado di costruire le molecole organiche necessarie alla loro crescita utilizzando la luce quale sorgente di energia e l’anidride carbonica quale sorgente di carbonio;
2) nel secondo troviamo gli autotrofi chemiolitotrofi quali ad esempio solfobatteri e batteri nitrificanti (preziosi per l’agricoltura): hanno esigenze intermedie accontentandosi ancora di anidride carbonica quale sorgente di carbonio ma richiedono anche energia proveniente non più dalla luce ma da composti inorganici;
3) nel terzo gruppo vengono inquadrati microrganismi definiti eterotrofi chemiorganotrofi già ricordati in precedenza; essi comprendono la maggior parte dei batteri che, per le loro esigenze vitali, richiedono la disponibilità sia di fonti di carbonio che di energia di origine  organica.

Il gruppo dei microrganismi eterotrofi si biforca a sua volta in due grandi linee principali: quella dei saprofiti e quella dei parassiti. Gli organismi saprofiti per soddisfare le loro esigenze nutrizionali utilizzano il materiale organico di varia origine e natura ovunque presente nell’ambiente. Quelli parassiti, invece, non hanno questa autonomia e pertanto parassitano esseri viventi (vegetali od animali) ai quali con modalità e meccanismi diversi arrecano danno. In quest’ultimo gruppo pertanto rientrano i germi patogeni (dal greco pathos = dolore e gheno = generare). In precedenza abbiamo accennato ai binari del metabolismo sui quali scorrono i due processi biochimici fondamentali per ogni organismo vivente compresi i batteri: un binario, quello dell’anabolismo sul quale si svolgono i processi di sintesi delle molecole che costituiscono le cellule; questi processi richiedono energia proveniente dal secondo binario ove avviene la demolizione delle predette molecole. Tutti i processi di cui sopra, siano essi di sintesi o di scissione, sono accelerati ovvero catalizzati dagli enzimi, numerosa categoria di proteine – ne esistono oltre 2000 – ciascuno dei quali, come accennato in precedenza, catalizza con elevatissima specificità un diverso tipo di reazione chimica.

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INTRODUZIONE

Le piante sono legate al loro ambiente, dove di solito vivono naturalmente protette, e sono in grado di concludere il loro ciclo vitale.   Tuttavia esse durante la loro vita, sono esposte ad ampie modificazioni delle condizioni ambientali ed a numerosi fattori di stress che secondo la loro durata e intensità, riducono la vitalità delle piante causando danni.
La crescita e lo sviluppo delle piante dipendono dalle interazioni del genotipo (informazioni contenute nel codice genetico della pianta a livello dei cromosomi) con vari fattori esterni, come: intensità luminosa, la temperatura, la disponibilità idrica e dei nutrienti e la salinità.   Ogni volta che nell’ambiente si verifica una variazione di tali fattori, in difetto o in eccesso, si parla di “stress” perché l’organismo vivente soggiace a modifiche potenzialmente dannose.  Quando una pianta è in grado di sopravvivere a condizioni sfavorevoli si usa il termine “resistenza allo stress”, caratteristica che attraverso l’evoluzione può diventare stabile (in quanto l’ambiente seleziona in maniera favorevole solo quegli individui vegetali che sono in grado di resistere alla persistenza di tale fattore di stress, aumentando quella che nel gergo tecnico viene definita la FITNESS o successo della specie).

Alcune volte le piante si organizzano internamente in modo da impedire alle cellule di subire lo stress evitando le condizioni sfavorevoli: elusione dello stress; altre volte esse sopravvivono normalmente tollerando le condizioni sfavorevoli: tolleranza allo stress.
Quando le piante sono in grado di superare le difficoltà esse si adattano flessibilmente: si parla allora di veloce acclimatazione e non si verifica alcuno stress, e l’adattamento include modifiche di numerosi parametri: dimensione e spessore delle foglie, numero e densità degli stomi, ultrastruttura e funzione dei cloroplasti, aumento o produzione di enzimi di protezione e metaboliti da stress.  Questi adattamenti possono attuarsi in 1-2 giorni, una settimana al massimo.
Nell’ambiente naturale le piante sono capaci di attuare la veloce acclimatazione e adattamenti specifici sviluppando particolari meccanismi di tolleranza allo stress.    Comunque esse sono spesso esposte a improvvisi fenomeni di stress di breve- o lungo-termine che riducono l’attività cellulare riducendo al minimo la crescita delle piante e portandole infine nei casi più gravi a morte.
Poiché differenti tipi di stress potrebbero indurre simili, se non identici, meccanismi di risposta accoppiati, è nato il concetto della sindrome generale di adattabilità (GAS).  Ciò implica che la tolleranza a un tipo di stress possa essere indotta da una esposizione sub-letale della pianta a differenti tipi di stress.   Questo fenomeno non è cosa strana perché il naturale ambiente aperto non è una camera di crescita.  Ciò spiega anche le frequenti differenze osservate nella stessa pianta cresciuta in questi due ambienti.

ALOFITE E GLICOFITE

A seconda del grado di tolleranza al sale, le piante possono essere suddivise in due grandi gruppi: Alofite e Glicofite.    Le Alofite sono molto resistenti al sale e sono tipicamente presenti in ambienti salmastri, mentre le Glicofite non sono molto resistenti al sale e vivono solo in ambienti con concentrazioni saline poco elevate.
Mentre le Glicofite limitano il flusso ionico verso il germoglio attraverso un controllo a livello dello xilema radicale (tessuto vascolare che trasporta acqua e ioni dalla radice al resto della pianta), le Alofite tendono ad assorbire e trasportare più rapidamente lo ione Na+ alla parte aerea della pianta, tanto che le radici, di solito, hanno concentrazioni di cloruro sodico più basse del resto della pianta.

Inoltre, alcune piante sopravvivono e crescono in ambienti salmastri grazie ad un bilancio osmotico che si realizza attraverso la compartimentazione intracellulare degli ioni tossici nel vacuolo, attraverso un processo di trasporto attivo.   Ciò spiega il perché le Alofite possano usare ioni come Na+ e Cl- per il bilancio osmotico che poi serviranno per l’espansione cellulare dei tessuti in crescita e per il turgore negli organi differenziati. In un ambiente salmastro, la capacità di confinare lo ione Na+ nelle foglie abbassa il potenziale osmotico delle parti aeree della pianta; questo facilita l’apporto e il trasporto dell’acqua e abbassa il costo metabolico per la produzione di osmoliti compatibili.   Al contrario, la necessità di confinare lo ione Na+ nel vacuolo richiede un costo energetico più alto e, peraltro, meccanismi addizionali per l’acquisizione di nutrienti minerali (in particolare K+).
Per quanto riguarda il K+, piante diverse rispondono in modo diverso all’aumento esterno di Na+. In particolare, glicofite relativamente sale-tolleranti mantengono costante il contenuto di K+ che talvolta addirittura aumenta, mentre le più sensibili non mantengono costante il contenuto di K+ in presenza di alta concentrazione salina e ciò può indicare danno.   Alcune piante tolleranti sono capaci di aumentare il contenuto fogliare di K+ escludendo il Na+ più efficientemente di quelle sensibili.   Alcune alofite, o glicofite tolleranti che accumulano Na+, riducono il contenuto di K+ all’aumento della salinità esterna senza mostrare alcun danno.   Questa riduzione sembra collegata alla sostituzione del K+ vacuolare con Na+.   Il mantenimento di un adeguato contenuto di K+ in condizioni saline sembra dipendere dall’assorbimento selettivo di K+ e dalla compartimentazione selettiva di K+ e Na+ nelle cellule e loro distribuzione nei germogli.
Però, i benefici osmotici dell’abbondante riserva di Na+ e Cl- e di osmoliti a basso costo sono limitati dallo spazio disponibile nel vacuolo. Perciò, la crescita continua da cui la produzione di nuovi vacuoli, può essere un fattore che limita la tolleranza al sale.

In substrati salini la crescita del germoglio è ridotta rispetto alla crescita della radice, sebbene l’allungamento di quest’ultima possa essere immediatamente arrestato dall’applicazione di alte concentrazioni di NaCl.
Alcune delle più importanti risposte dell’allungamento fogliare in seguito a stress salino sono attribuibili al cambiamento dello stato idrico della foglia stessa.   Rimuovendo, infatti, il sale dalle zone circostanti la radice, la crescita fogliare riprende, suggerendo che la sola ragione per cui la crescita era ridotta era da attribuire allo stress idrico e non alla tossicità del sale.
Anche nel fagiolo la perdita di turgore delle foglie è considerata il fattore più importante nell’inibizione dell’allungamento fogliare rispetto alla perdita dell’estensibilità della parete cellulare.   Ciò accade poiché la salinizzazione limita la disponibilità e il trasporto dell’acqua, riducendo la pressione radicale responsabile del trasporto xilematico di acqua e soluti.
In molte specie erbacee e alberi da frutta, invece, concentrazioni troppo alte di questi ioni sono tossiche.   L’inibizione della crescita e problemi inerenti le foglie come clorosi e necrosi su foglie mature si hanno già a bassi livelli di NaCl. In questo caso lo stress idrico non è il problema di maggior interesse.
Nel riso, per esempio, un sintomo che si manifesta subito dopo l’esposizione della radici a 50 mM di NaCl è l’avvizzimento, sebbene l’accumulo di ioni nelle foglie sia più che sufficiente per il bilancio osmotico.
L’alta sensibilità al sale nelle piantine di pisello e nello spinacio sembra essere correlata non solo ad uno stretto controllo sul trasporto di Na+ e Cl- verso il germoglio, ma anche al mantenimento di bassi livelli di entrambe le specie ioniche nell’apoplasto fogliare.
Ad alte concentrazioni di sali alcuni enzimi possono essere attivati e disattivati a seconda dell’effetto indotto dal sale nell’intera pianta.
Le alofite siccome accumulano nelle foglie per il bilancio osmotico grandi quantità di Na+ e Cl-, o di altri ioni inorganici, devono proteggere gli enzimi cellulari dalle alte concentrazioni di cloruro sodico. In spinaci cresciuti su substrati salini è stato dimostrato che ciò si realizza mediante una stretta compartimentazione di Cl- nei vacuoli.

LA SALINITA’

Quando la pioggia non è sufficiente a disciogliere i sali, e gli ioni, siano essi sodio o di altra specie chimica, essi si accumulano in eccesso nella rizosfera ( la zona del terreno, caratterizzata da intensa attività microbiologica, che si accerta in prossimità delle radici delle piante) ovunque possono insorgere problemi di salinità e sodicità, aggravati anche dall’evaporazione che favorisce l’aumento della concentrazione salina nel/sul suolo.
La salinità del terreno, infatti è il principale fattore che rende il suolo inadatto all’agricoltura e limita, quindi, la produttività delle piante coltivate, in particolare negli areali a clima mediterraneo.    Nell’area mediterranea, che comprende venticinque paesi, otto (con circa 115 milioni di abitanti) sono sotto la soglia minima di disponibilità idrica e i Paesi più esposti sono Spagna, Portogallo, Grecia e Italia. Inoltre si calcola che la desertificazione minacci direttamente 250 milioni di persone e indirettamente circa un miliardo.   Nei prossimi anni la disponibilità idrica diminuirà in Egitto, Nigeria e Kenia.
In questa prospettiva appare sempre più importante l’uso di acqua di mare o salmastra per una irrigazione, se non alternativa, almeno complementare.   Nel mondo la superficie coltivata è pari a circa 1,5×109 ettari, di cui il 23% è costituita da suoli salini e il 37% da suoli sodici.    Si stima inoltre che il 50% di tutti i terreni irrigati (circa 2,5×108 ha) sia seriamente colpito da salinità o carenza di ossigeno.   Durante gli ultimi 30 anni le zone irrigate nel mondo sono aumentate di circa il (45 – 55)% favorendo l’aumento delle rese colturali ma comportando un serio rischio per l’agricoltura in quanto senza un corretto drenaggio i sali si accumulano, favorendo la desertificazione.

LA TOSSICITA’ DEL SODIO A ELEVATE CONCENTRAZIONI

Nessuna sostanza tossica limita la crescita delle piante più di quanto non sia in grado di fare il sale, che determinando fenomeni di stress salino, rappresenta una crescente minaccia per l’agricoltura.
Tra le varie fonti di salinità del suolo, l’irrigazione in combinazione con lo scarso drenaggio è il fattore più grave, poiché è causa nel tempo di perdite in termini di produttività dei terreni agricoli.    La ragione di questa cosiddetta secondaria salinizzazione, in contrapposizione a quella primaria delle aree alla riva del mare, è semplice: l’acqua evapora ma i sali restano e si accumulano nel suolo.   Ciò porta spesso per le colture irrigate alla combinazione carenza idrica/eccesso di sali.    Anche una buona acqua dolce contiene sali (da 100 a 1000 g/m3) per cui in un anno un’irrigazione con 10000 m3/ha apporta al terreno circa 1-10 tonnellate di sali.    Se poi l’irrigazione è effettuata in maniera scorretta la situazione si aggrava.   Ogni anno, a causa della salinità dovuta all’irrigazione vengono abbandonati 10 milioni di ettari di terreni irrigati.    Lo stress creato da una alta concentrazione di sali nel suolo ha un duplice aspetto.

In primo luogo, molti degli ioni salini sono tossici per le cellule vegetali, quando presenti in concentrazioni elevate esternamente o internamente, alla ambiente cellulare.     In genere, il cloruro di sodio (NaCl) costituisce la maggioranza dei sali presenti nel terreno.    Gli ioni sodio (Na+) sono tossici per la maggior parte delle piante, e alcune piante sono anche inibite nella crescita dalle alte concentrazioni di ioni cloruro (Cl-).    In secondo luogo, alte concentrazioni di sale sono la causa della riduzione del potenziale osmotico nella soluzione circolante nel suolo con conseguente stress idrico, ovvero deficienza nella disponibilità di acqua.

Come abbiamo precedentemente evidenziato il sale determina lo stress salino, e i sintomi generali di danno da stress salino sono:

1. la inibizione della crescita e problemi inerenti le foglie come clorosi: presenza di macchie sulle foglie, e necrosi: presenza di zone morte, che su foglie mature si hanno già a bassi livelli di NaCl.   L’inibizione della crescita è l’effetto primario che conduce ad altri sintomi, anche se è stato osservato che la morte cellulare programmata (PCD), può verificarsi anche in casi di grave shock da salinità;

2. una accelerazione dello sviluppo e la prematura senescenza con conseguente morte durante l’esposizione prolungata alla salinità;

3. induce la sintesi di acido abscissico (ABA, un ormone vegetale) che giunto agli stomi (soluzione di continuità con l’ambiente esterno a livello delle foglie, sono struttre che regolano gli scambi gassosi e la traspirazione) ne comanda la chiusura, con conseguente diminuzione della fotosintesi per ridotta assunzione di CO2 determinando un decremento nelle foglie dei prodotti della fotosintesi, che limita la crescita dei germogli a causa del diminuito apporto dei carboidrati richiesti.    Le piante, assimilano minori quantità di CO2 riducono la traspirazione e quindi diminuiscono il consumo d’acqua per unità di biomassa.    In tal modo avviene una riduzione dell’assorbimento dei nutrienti e del sale con relativo minore dispendio energetico per la compartimentazione dei sali.

Un eccesso di ioni sodio a livello della superficie radicale disturba la pianta nei fenomeni di nutrizione da potassio (K+).    L’assorbimento del potassio da parte della radice può avvenire grazie a sistemi che possono avere bassa e ad alta affinità per il potassio, dei due quello a bassa affinità è maggiormente affetto dalla presenza di ioni sodio a causa della sua minore selettività.   La carenza di potassio porta inevitabilmente ad una inibizione della crescita in quanto esso svolge un ruolo critico nel metabolismo cellulare.    Una volta che il sodio entra nel citoplasma, inibisce l’attività di molti enzimi.   Questa inibizione dipende anche da quanto potassio è presente: un altro rapporto sodio / potassio è molto dannoso.
Un fattore importante nella battaglia tra sodio e ioni potassio è il calcio (Ca2+).    L’aumento dell’offerta di calcio nel terreno, ha un effetto protettivo sulle piante in genere, e molto più marcato per le piante sotto stress da sodio, favorendo il trasporto di potassio e la selettività potassio / sodio.
In generale, l’ingresso del sodio abbassa il potenziale idrico permettendo di mantenere il turgore cellulare, ma tale ione, risulta tossico già ad una concentrazione cellulare di 100mM.    Gli effetti tossici sono duplici: primo, lo ione Na+ coordinando molecole di acqua ne altera la struttura riducendo le interazioni idrofobiche necessarie a mantenere la struttura delle proteine, secondo può inibire la funzione di molti enzimi, sia indirettamente alterando la struttura dei siti catalitici, sia direttamente per competizione con il potassio.

STRATEGIE DI DIFESA E TATTICHE DI RESISTENZA DELLE PIANTE

Non è facile riconoscere il grado di resistenza di una pianta allo stress in quanto la resistenza dipende da molteplici fattori: individuo, specie, varietà, durata e velocità dello stress. Tuttavia possiamo considerare i seguenti aspetti:

1)   Elusione dello stress – necessita di meccanismi capaci di evitare un deficit idrico interno.
Il flusso di Na+ dal mezzo esterno verso le cellule avviene per mezzo di movimento passivo lungo un gradiente elettrochimico e lo stress da sale può essere evitato con i seguenti meccanismi:

a)   Esclusione passiva – la resistenza dipende dalla capacità della pianta di mantenere l’impermeabilità al sale esterno quando questo è ad alti livelli. Nelle glicofite l’esclusione rappresenta la strategia dominante;
b)   Estrusione attiva, escrezione, secrezione (ghiandole del sale);
c)   Diluizione – La diluizione del succo cellulare dovuta all’assorbimento di acqua può prevenire l’aumento della concentrazione dei sali nei tessuti, mentre la chiusura stomatica che può avvenire in condizioni di salinità può contribuire all’effetto diluizione.

2)  Tolleranza allo stress – richiede lo sviluppo di specifici adattamenti fisiologici ed è considerato un meccanismo più evoluto del precedente.
Le piante riescono a tollerare i danni primari della salinità, attuando delle strategie di difesa:

a)   per escrezione dei sali nel vacuolo, analogo a quello della tolleranza allo stress osmotico;
b)   tolleranza dell’alterazione del bilancio ionico: richiede che composti e organelli siano capaci di mantenere le normali proprietà anche nella situazione alterata; tolleranza indiretta: si verifica per mezzo di un rapido cambiamento nel metabolismo della pianta, tolleranza diretta: coinvolge le proprietà delle membrane, in particolare dei lipidi e proteine.   La proprietà più caratteristica è la permeabilità cellulare.
Analogamente le piante possono intervenire nei confronti dei danni secondari, attuando ad esempio l’osmoregolazione.

La parziale disidratazione è considerata il primo meccanismo messo in atto dalla pianta in risposta a un improvviso aumento della salinità nel mezzo.   Tuttavia affinché le piante possano considerarsi tolleranti, è richiesto un aumento netto nella quantità dei soluti cellulari per la crescita in ambiente salino.   Tale aumento deve essere sufficiente a ridurre il potenziale osmotico del tessuto sotto il valore del mezzo di crescita, così si verifica una riduzione di potenziale idrico nella cellula favorendo l’assorbimento idrico .   Questo processo è chiamato “osmoregolazione” o “aggiustamento osmotico”, dovuto ad un assorbimento attivo di sali o ioni inorganici con un accumulo preferenziale nei vacuoli per preservare il citoplasma e gli enzimi, per sintetizzare soluti organici (“soluti compatibili”) o entrambe le possibilità.

Molte piante superiori in grado di sopportare lo stress salino, hanno la capacità di accumulare vari composti azotati solubili.   L’azoto, infatti, ha un ruolo importante nel limitare gli effetti dello stress salino sulla crescita delle piante.
Le alofite sotto lo stress salino, accumulano sostanze in grado di limitarne i danni: amminoacidi e poliammine come putrescina, spermidina e spermina.    Si pensa che il principale ruolo delle poliammine sia di mantenere un corretto bilancio cationi-anioni nei tessuti delle foglie.
Studi condotti sulle alofite indicano che i composti accumulati, in particolare l’amminoacido prolina, sono sostanze osmocompatibili.    Generalmente le alofite presentano concentrazioni di prolina crescenti con l’aumentare della salinità nel fusto, in radici, rizomi ed infiorescenze.
Le glicofite hanno una differente capacità di accumulare questi composti.   Infatti, alcune specie accumulano prolina, altre glicina-betaina, altre ancora entrambi i composti, altre accumulano zuccheri.   In ogni caso, il quantitativo di prolina prodotto nelle glicofite è sempre minore di quello misurato nelle alofite.   La prolina, oltre ad essere un costituente fondamentale per la sintesi delle proteine, fa parte di un numero relativamente ristretto di composti naturali che hanno azione di soluti osmocompatibili poiché svolgono un ruolo importante nell’adattamento delle piante a stress idrici e salini.   Questi composti compatibili tendono a non avere carica netta a pH neutro, risultano molto solubili e stabilizzano la struttura terziaria e quaternaria delle proteine.   I soluti compatibili hanno il vantaggio di poter essere utilizzati e poi degradati quando non più richiesti. In particolare, la glicina betaina è molto efficace poiché è altamente solubile in acqua e non ha una carica netta, per cui non influenza né il bilancio delle cariche nel citoplasma, né inibisce le attività enzimatiche.

In piante transgeniche, in cui era stato introdotto il gene per la sintesi della glicina betaina, aumenta la capacità di tollerare diversi stress così come alte concentrazioni di sale ed alte e basse temperature. In particolare, è stato dimostrato che il livello di accumulo della glicina betaina è proporzionale al grado di tolleranza al sale. La stessa risposta può essere indotta con l’aggiunta esogena di glicina betaina a piante normalmente incapaci di produrla.

Gli amminoacidi, le betaine, gli zuccheri, acidi organici, rendono possibili le funzioni metaboliche dei componenti inorganici. In molti cereali la tolleranza al sale dipende dalla capacità di escludere Na+ e Cl- mantenendo alti livelli di K+; ciò risulta accompagnato da aumento di glicina-betaina e prolina.    Si evita così la disidratazione tollerando nelle cellule gli stessi bassi valori del potenziale idrico del mezzo esterno.    Alcune piante sono capaci di adattarsi alle condizioni alterate sostituendo Na+ a K+ in funzioni non specifiche, il Na+ può agire come attivatore enzimatico, contribuire alla neutralizzazione degli acidi nel vacuolo, può mantenere il pH cellulare sostituendo K+ in modo da ridurre i sintomi del suo deficit.
Nelle piante sottoposte a stress salino, generalmente, diminuisce la biosintesi delle proteine, ma in molte specie vegetali sono state identificate proteine indotte dallo stesso stress.    Gli autori differenziano queste proteine in due tipi: quelle accumulate in risposta allo stress salino (stress salt proteins) e quelle accumulate in risposta ad un numero differente di stress biotici e abiotici (stress-associated proteins).

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In presenza di ossigeno prevalgono nettamente le trasformazioni di tipo ossidativo, ovvero l’esito finale o comunque avanzato del processo vede un incremento nel numero di ossidazione degli atomi che costituivano le molecole in un primo tempo parte costitutiva dei tessuti viventi.    In condizioni aerobiche lavorano la maggior parte degli organismi decompositori (funghi, batteri, lieviti, eventualmente vermi ed insetti) presenti per esempio nel terreno, che è la sede naturale maggiormente preposta allo svolgimento del processo di decomposizione.   Lo stesso fenomeno della combustione, ad esempio a carico di un tronco d’albero ormai secco, in fondo non è altro che una decomposizione abiotica di tipo ossidativo, molto veloce e tale da saltare praticamente tutte le tappe intermedie, arrivando direttamente al carbonio al suo massimo grado di ossidazione, ovvero al biossido di carbonio (l’anidride carbonica) ed all’acqua. (vedi anche il post: che cos’è il fuoco?).
La decomposizione aerobica è probabilmente quella che predispone meglio le molecole di origine biologica a tornare in circolo, ovvero ad essere riassimilate da nuovi esseri viventi autotrofi, in primo luogo dalle piante, chiudendo il cerchio del recupero della materia che da sempre caratterizza la vita sul nostro pianeta.

Le molecole che si formano al termine di un processo putrefattivo, che si realizza cioè a carico dei materiali biologici in assenza o quasi di ossigeno, invece, sono di tipo totalmente diverso.   Esse si originano attraverso reazioni prevalentemente abiotiche, ma non mancano anche in questo caso organismi decompositori definiti “anaerobi” in grado di effettuare trasformazioni biologiche anche di condizioni di carenza (batteri ed alcuni funghi) o di totale mancanza (solo batteri) di ossigeno.
All’opposto del caso della decomposizione aerobica, nella putrefazione anaerobica gli atomi che facevano parte delle molecole di origine biologica, tendono alla fine del processo a ridurre il loro stato di ossidazione.   Se consideriamo i principali elementi che costituiscono i tessuti viventi (carbonio, idrogeno, ossigeno, azoto, zolfo, fosforo) il punto di arrivo della trasformazione putrefattiva di ciascuno di questi è la sua forma completamente idrogenata, dove cioè l’elemento si trova in forma isolata e lega su di se con legami covalenti esclusivamente atomi di idrogeno.   Nello specifico dei 6 atomi citati, avremo:   CH4, H2, H2O, NH3, H2S, PH3, dove in ogni caso è rappresentato in minimo numero di ossidazione raggiungibile per ciascuno degli elementi coinvolti.

Da notare il fatto che l’acqua, inserita in questo breve elenco, rappresenta la forma idrogenata dell’ossigeno già presente fin dall’inizio nel materiale biologico e non deriva da ossigeno atmosferico fissato poi nelle molecole in seguito ad un suo eventuale coinvolgimento in un processo ossidativo.   Una certa quantità di acqua libera dev’essere inoltre presente fin dall’inizio di un processo di putrefazione, tanto di tipo ossidativo quanto anaerobico, perché in sua assenza (oggetto sostanzialmente asciutto, posto in atmosfera asciutta) si arriverebbe ad una sostanziale mummificazione del reperto.
Ancora una volta, come già riscontrato più volte anche nelle discussioni precedenti, l’acqua rappresenta il media all’interno e per mezzo del quale si realizzano la stragrande maggioranza dei processi biologici, che potenzialmente potrebbero avvenire anche in sua assenza, ma che nella pratica dei fatti resterebbero per così dire “congelati” sul “potrebbero”.   La maggior parte delle reazioni biologiche (dalle biosintesi al catabolismo per finire con la decomposizione) avvengono infatti fra specie chimiche in soluzione acquosa.   Nel caso di macromolecole come quelle che facevano parte delle strutture portanti di un essere vivente ormai in decomposizione (es. proteine strutturali, polisaccaridi, lignina, ecc) queste non riuscirebbero per varie ragioni a sciogliersi adeguatamente in acqua: ai fini della trasformazione è però sufficiente che almeno una parte della molecola, come si dice “un sito” risulti circondato da un numero è sufficiente di molecole di acqua, per creare delle micro-condizioni di solvatazione locale che permetteranno su quel punto della molecola lo svolgersi di eventuali processi di trasformazione chimica e biologica a carico non dell’intera molecola ma di quel sito solvatato.    Quando le molecole di acqua si saranno eventualmente spostate realizzando un grado di solvatazione sufficiente su un altro punto della macromolecola, ecco che le reazioni chimiche o biologiche in questione potranno progredire anche sul nuovo sito, e così via fino alla trasformazione completa della macromolecola.
Il processo risulterà effettivamente lento, certamente più lento si quello che può avvenire a carico di molecole completamente in soluzione, ed in effetti i processi di decomposizione di materiali biologici complessi, strutturati, duri e soprattutto insolubili, sono lunghi e possono richiedere anche molti anni per il completamento del loro decorso.

Ma vediamo ora più da vicino le molecole che rappresentano il termine ultimo della decomposizione putrefattiva dei materiali organici.
Riprendendo il breve elenco di prima abbiamo l’idrogeno (H2), il metano (CH4), l’ammoniaca (NH3), l’idrogeno solforato detto anche acido solfidrico (H2S) e la fosfina detta anche fosfano (PH3), mentre la questione relativa all’acqua è già stata sostanzialmente chiarita nel paragrafo precedente. Ho preparato la seguente tabella per riassumere alcune delle caratteristiche chimiche, fisiche e biologiche più importanti di queste 5 molecole ai fini della loro trattazione nel contesto putrefattivo.

La prima cosa che notiamo è che si tratta di sostanze decisamente basso bollenti, che alla temperatura ambiente si presentano in forma di vapore o di gas.    Questa caratteristica è certamente legata al loro basso peso molecolare, ma anche al fatto che si tratta di sostanze i cui legami intramolecolari (nello specifico fra idrogeno e non-metallo) sono di tipo covalente e poco inclini all’instaurare legami idrogeno intermolecolari: la conseguenza di questo è che ogni molecola non ha una particolare propensione ad “aderire” a quelle circostanti dello stesso tipo dando origine ad una sorta di reticolo molecolare, con l’esito che nessuna particolare barriera è posta a fronte del rilascio di queste molecole da parte della loro fase di partenza eventualmente liquida.

Dal punto di vista della loro solubilità in acqua e delle relative proprietà acide o basiche impartite alla soluzione esse si differenziano molto l’una dall’altra, andando dalla scarsa solubilità dell’idrogeno a condizioni intermedie relative al metano (ma entrambe queste molecole non influenzano il pH della soluzione), all’ammoniaca che risulta estremamente solubile in acqua, con reazione basica, per terminare con l’acido solfidrico che da reazione debolmente acida ma risulta per contro poco solubile e la fosfina che risulta discretamente solubile pur senza influenzare il pH della soluzione.
La generica basicità che si può riscontrare nelle acque stagnanti nelle quali sono in corso degradazioni anaerobiche sono da imputarsi quasi interamente all’ammoniaca ed ai suoi precursori, che godono per l’appunto di 3 importanti caratteristiche, tutte orientate in questa direzione: l’abbondanza, la basicità e l’elevata idrosolubilità.

Volendo prendere in esame l’origine di queste molecole, è chiaro che metano ed idrogeno possono derivare da una molteplicità, praticamente da tutte le sostanze organiche inizialmente presenti nel corpo in disfacimento. Per l’azoto le fonti iniziano a restringersi ed annoverano in primo luogo le proteine, che contengono azoto trivalente nei gruppi aminici dei loro aminoacidi, e solo secondariamente le basi azotate degli acidi nucleici e meno ancora le altre molecole funzionali presenti in basse concentrazioni negli organismi.

dagli aminoacidi cisteina e metionina ai mercaptani e solfuri, fino all'idrogeno solforato inorganico

Per lo zolfo l’origine è essenzialmente aminoacidica: la metionina e la cisteina (singolarmente o dimerizzata sotto forma di cistina) costituiscono i due aminoacidi nei quali compare lo zolfo, in entrambe i caso sotto forma divalente, rispettivamente di solfuro e di tiolo.

Il fosforo infine deriva dagli acidi nucleici (DNA ed RNA), così come dalle più comuni molecole “funzionali” trasportatrici di energia chimica e/o mediatori ossido-riduttivi, come l’ADP/ATP, il NAD/NADH, il FAD/FADH: in ogni caso il fosforo compare sotto forma di fosfato, quindi solo moderatamente integrato all’interno della struttura organica della molecola e pertanto piuttosto esposto a reazioni che possono portare alla sua liberazione sotto forma di fosfato inorganico. Solo in condizioni fortemente riduttive lo ione fosfato potrà però convertirsi in fosfina, dove lo stesso elemento è presente allo stato di ossidazione -3.

Abbiamo finora parlato solo dei punti di arrivo “estremi” dei processi di decomposizione putrefattivi.   Se una decomposizione volgesse effettivamente a questo termine, praticamente tutta la materia della quale era costituito il corpo in disfacimento scomparirebbe sotto forma di gas e vapori, essendo tutte queste molecole più o meno aeriformi a temperatura e pressione ambientale: quello che ne resterebbe sarebbe, al limite, una quantità assolutamente minimale di sali inorganici, dove spiccherebbero sodio, calcio, potassio, cloruro, magnesio e ferro.   Inutile dire che anche i metalli di transizione, come ad esempio il ferro ed il manganese, sarebbero rappresentati nel loro stato di ossidazione minimale, nel caso specifico +2 per entrambi.
Nella pratica naturalmente il processo di decomposizione avviene per gradi, ed in taluni casi fatica a completarsi del tutto.
E’ così che dagli aminoacidi spesso di arriva ad amine alifatiche, dove un residuo –NH2 lega ancora una porzione più o meno lunga di atomi di carbonio.

Le amine alifatiche più note fra quelle che si formano dalla putrefazione dei tessuti, in particolare della carne, sono sostanze liquide dai nomi davvero evocativi: si parla infatti di putrescina per indicare l’ 1,4-diaminobutano (origine a partire dall’aminoacido lisina) e di cadaverina per indicare l’ 1,5-diaminopentano.    Queste poliamine sono anche prodotte in piccole quantità dalle cellule viventi insieme alle analoghe spermina e spermidina con le quali costituiscono fattori di crescita fondamentali implicati nei meccanismi di divisione cellulare; tuttavia nel contesto della loro formazione massiccia all’interno dei prodotti in decomposizione, queste molecole oltre ad una elevata tossicità, anche un odore fortemente sgradevole, che richiama per l’appunto il fetore della carne guasta.
Anche lo zolfo di origine aminoacidica può originare precursori liquidi di tipo ancora “organico”, dove lo zolfo bivalente porta ancora legate una (in questo caso prendono il nome di mercaptani o tioli) o due (prendono il nome di solfuri e disolfuri) radicali organici.   Fra queste classi di molecole, in particolare fra i mercaptani, risultano alcune fra le molecole maleodoranti la cui soglia di percezione umana risulta più bassa.
Giusto per fare un esempio, la concentrazione di ammoniaca minima percepibile nell’aria da parte del 50% dei soggetti sottoposti a prove di rilevazione olfattiva corrisponde a 46,8 ppm (ovvero 46,8 parti per ogni milione di parti di aria).   Sembra poco?    L’acido solfidrico, detto anche idrogeno solforato, è rilevabile “a naso” anche a soli 0,21 ppm e le molecole solforate organiche etilmercaptano e dimetilsolfuro anche a concentrazioni di 0,001 ppm. Consultando le liste pubblicate a questo proposito, risulta tuttavia che la molecola con la soglia assoluta di percezione (ATC) più bassa, almen relativamente all’argomento del quale stiamo parlando, è la trimetilamina, sempre una specie “organicata” dell’azoto ammoniacale, rilevabile a soli 0,00021 ppm, ovvero a sole 0,21 parti per ogni miliardo di parti di aria.

Un argomento particolarmente significativo che non può in alcun modo essere trascurato nell’ambito di una trattazione riguardante i prodotti ultimi della decomposizione putrefattiva dei materiali organici è quella relativa da un lato alla tossicità di questi prodotti, dall’altro alla loro estrema sgradevolezza.
Anche se a tutta prima queste due caratteristiche, quella tossicologica e quella organolettica, sembrerebbero viaggiare su binari separati e non c’entrare nulla una con l’altra, è tuttavia ricorrente il fatto che una sostanza pericolosa “disponibile” nell’ambiente nel quale una certa specie ed i suoi progenitori sono vissuti adattandosi ed evolvendosi per milioni di anni, risulti alla fine sgradevole al gusto e/o all’olfatto.   Se un certo individuo avesse trovato particolarmente gradevole ingerire un vegetale ricco di un alcaloide velenoso, così come una carogna in avanzato stato di decomposizione (ricca di acido solfidrico, di amine alifatiche e di fosfine), questo individuo con tutta probabilità non sarebbe sopravvissuto abbastanza per trasmettere questa sua “perversione” alla sua discendenza filogenetica.   Al contrario, un individuo che per mutazione casuale o per una fortunata combinazione dei geni ereditati, si fosse trovato non soltanto “in dotazione” dei recettori per il gusto amaro degli alcalodi o per l’odore nauseabondo dei mercaptani, ma anche di un’associazione molto forte fra questa percezione ed una conseguente reazione di repulsione, ecco questo individuo si sarebbe probabilmente preservato dal rischio di intossicazioni da parte di questo genere di sostanze, trasmettendo questa capacità di autoconservazione alla propria progenie.
Certo, c’è anche molta influenza culturale in tutto questo, ed in parte anche altri fattori, come ad esempio l’età ed il sesso possono influenzare il gradimento organolettico di un prodotto.   Se è vero che una cicoria amara può non incontrare il gradimento dei bambini ma può invece essere gradita da un pubblico adulto, meno realistico è il fatto che qualcuno possa trovare gradevole l’odore delle uova marce o del pesce andato a male tipici rispettivamente dell’acido solfidrico e della fosfina, o anche semplicemente dell’odore che tutti noi sappiamo appartenere all’ammoniaca.
Per essere giusto un po’ pignoli bisognerebbe notare che la fosfina di per sé stessa non avrebbe nessun odore specifico: l’odore fortemente sgradevole ed intenso che la caratterizza è dovuto alla reazione spontana di dimerizzazione spontanea alla quale questa molecola va solitamente incontro, per mezzo della quale due molecole di fosfina si uniscono per formare una molecole di difosfano (P2H4); inoltre anche le fosfine che legano in sostituzione di un atomo di idrogeno un radicale organico (quindi ancora una volta prodotti di decomposizione incompleta) contribuiscono a caratterizzare l’odore di questi pericolosi vapori a base di derivati dei fosforo.

E di fatto dal punto di vista tossicologico l’ammoniaca non è sicuramente benefica, ma la sua eventuale nocività è davvero nulla se paragonata all’elevata tossicità dell’acido solfidrico e della fosfina.   Oltre alla nocività delle molecole stesse che rappresentano il capolinea del processo di decomposizione anaerobica delle sostanze organiche, un prodotto putrefatto può risultare estremamente pericoloso anche in funzione di un fattore biologico. Anzi, due.
Il primo è rappresentato dal rischio della presenza di agenti patogeni al suo interno, ovvero nello specifico di batteri anaerobi, che il taluni casi possono trasmettersi all’uomo e proliferare all’interno del corpo del vivente; il secondo fattore, spesso più insidioso perché non è facilmente neutralizzabile talvolta nemmeno tramite cottura, è la presenza di tossine prodotte dagli stessi microrganismi batterici o fungini.   Le tossine sono sostanze chimiche perfettamente definite, ovvero semplici molecole, che non si trovavano in origine nel materiale in questione ma che sono prodotte dall’attività biologica (biotrasformazioni) di un microrganismo che si cresce sullo stesso materiali, nutrendosi di esso e trasformandolo. La cottura di un alimento andato a male, come noto, può uccidere i microrganismi in esso presenti, ma sovente non distrugge le tossine da essi prodotte nell’alimento stesso.
La tossina botulinica prodotta dal batterio Clostridium botulinum, rappresenta una delle più potenti tossine note: si pensi che un grammo di essa è considerato sufficiente per provocare la morte di 14 milioni di persone (secondo altre fonti 75 nanogrammi sarebbero sufficienti ad uccidere un singolo essere umano e 450 grammi l’intera umanità), causando paralisi della muscolatura, fino alla paralisi respiratoria.   Come è noto questo batterio può proliferare e quindi produrre la micidiale tossina in alimenti conservati (ad esempio in barattolo) in assenza di ossigeno, qualora non siano stati accuratamente sterilizzati e/o non siano stati aggiunti in essi dei betteriostatici come l’acido salicilico. La tossina botulinica è in realtà sensibile a riscaldamenti prolungati e di ritiene che possa essere distrutta per esposizioni di almeno 15 minuti a temperature non inferiori a 100°C (secondo altre fonti la termolabilità sarebbe già raggiunta ad 80°C).

Il metano e l’idrogeno molecolare risultano inodori, ma questo non è in fondo un grave problema se si considera (guarda caso!) che la loro presenza non è di per sé stessa ragione di tossicità di un prodotto.
La loro infiammabilità, favorita dallo stato fisico gassoso, può invece essere convenientemente sfruttata per la produzione di biogas, ovvero di gas combustibili da biomasse, ad esempio da rifiuti organici fermentati in condizioni anaerobiche.   Lo stato di ossidazione minimo dello stato idrocarburico del metano, del resto comune anche ai principali costituenti dei combustibili derivarti dal petrolio, rispetto a quello parzialmente ossidato delle più comuni molecole organiche di origine non fossile (ad esempio il legno) rende questo combustibile gassoso particolarmente vantaggioso in termini di potere calorifico specifico (es. potere calorifico inferiore 40-50 MJ/kg per gli idrocarburi, <20 MJ/kg per la legna secca).
Per inciso si ricorda che anche l’idrogeno solforato e la fosfina sono potenzialmente combustibili: di fatto essi partecipano alla combustione del metano e dell’idrogeno, generando i rispettivi ossidi a più elevato stato di ossidazione, che per reazione con l’umidità formano a loro volta i rispettivi ossiacidi come il nitrico, il solforoso e solforico, e l’acido fosforico.

La presenza di idrogeno molecolare nel più dei casi ha invece connotazioni più problematiche visto che la combustione di questo gas in atmosfera spesso segue un decorso di tipo esplosivo.   Diversi incidenti presso le discariche dove i rifiuti vengono stipati senza circolazione d’aria fra i diversi strati, sono dovute proprio all’accumulo di sacche di metano e di idrogeno, che possono poi incendiarsi o esplodere a fronte anche del minimo innesco.
L’insieme delle 5 specie chimiche idrogenate finora descritte prende anche il nome di “gas di palude”, un nome questo piuttosto evocativo di acque quiete ed immobili sulle quali aleggia uno strato di gas pesante e maleodorante, pronto ad incendiarsi, o peggio, alla minima scintilla.

Un’annotazione interdisciplinare è quella che riguarda la formazione di questi prodotti “in vivo” negli animali e quindi anche nell’uomo.
Esiste una zona del corpo umano dove spesso l’ossigeno arriva con scarsità e dove pertanto possono avere luogo fermentazioni anche anaerobiche: è l’intestino crasso, sede di attività batteriche (utili, indifferenti o talvolta avverse), e per i ruminanti anche uno dei 4 stomaci noto appunto come “rumine”.    Tanto nell’intestino crasso quanto, in modalità diverse, nel rumine degli erbivori che ne sono provvisti, possono avere luogo alcune delle reazioni anaerobiche finora accennate, che possono portare alla formazione delle piccole molecole a basso numero di ossidazione e completamente idrogenate, come il metano, l’idrogeno, l’ammoniaca e l’acido solfidrico.
L’accumulo di questi gas provoca il noto e fastidioso gonfiore addominale nell’uomo, e nel caso dei ruminanti lo stato patologico noto come meteorismo.
Inoltre l’ammoniaca prodotta da questi processi rischia in taluni casi di entrare in circolo in concentrazioni eccessive nel flusso ematico, determinandone un innalzamento di pH: infatti l’ammoniaca in soluzione acquosa come nel sangue è presente per lo più sotto forma idrata, ovvero di idrossido di ammonio, che si dissocia in ione ammonio e ioni ossidrili, ai quali può essere imputata la basificazione dell’ambiente acquoso.    Questa pericolosa situazione può essere fra le possibili cause di fenomeni di alcalosi metabolica.

I gas intestinali risultano tanto più maleodoranti, quando fuoriescono sotto forma di flatulenze, quanto più scaturiscono da un processo fermentativo svolto in condizioni di scarsità di ossigeno: fra le specie chimiche più caratteristiche in questo contesto risultano infatti composti solforati (derivati dello zolfo bivalente) dei quali l’acido solfidrico rappresenta solo il capostipite, che vanno dai mercaptani ai solfuri alchilici.   E’ interessante notare come gli alimenti che provocano maggiore flatulenza sono spesso quelli più facilmente fermentescibili, ma quelli che provocano un maggior arricchimento di composti solforati sono per l’appunto quelli ricchi in aminoacidi solforati, come ad esempio le crocifere (famiglia alla quale appartengono il cavolo, il cavolfiore, ecc).

Per concludere questo caleidoscopio interdisciplinare di proprietà, cause ed effetti, possiamo infine affrontare la manifestazione dell’anima: almeno così nell’antichità si interpretavano quelle fievoli fiammelle di colore azzurro che si possono talvolta scorgere verso sera, specie nel periodo autunnale, in prossimità di stagni, paludi e brughiere, nonché per l’appunto nei cimiteri.   Stiamo parlando dei fuochi fatui.
Attualmente l’interpretazione scientifica di questo affascinante e sfuggevole fenomeno non è del tutto confermata: l’ipotesi più accreditata è che si tratti di una combustione di alcuni dei gas finora citati, prodotti dai fenomeni putrefattivi a carico della sostanza organica in decomposizione contenuta nel terreno o nella melma sottostante.    Sostenuta in primo luogo dal metano, che costituisce solitamente il componente infiammabile rilasciato in maggiore quantità, questa curiosa forma di combustione sarebbe in realtà innescata dall’autoaccensione della fosfina, anch’essa come visto presente nei gas di palude ed in genere come capolinea della degradazione putrefattivi dei materiali biologici.   La temperatura di autoignizione (autoaccensione) della fosfina corrisponde all’incirca a 38°C, quindi risulta estremamente facile che questa possa avvenire anche spontaneamente in natura.
Chi ha provato a “toccare” un fuoco fatuo, un numero davvero esiguo di individui, descrive però questo fenomeno come qualcosa di essenzialmente diverso da una normale combustione, in quanto a detta degli interessati non ci sarebbe stata percezione di calore.   Qualcosa di più simile ad un altro fenomeno, quello della chemiluminescenza, dunque, o forse ad altro ancora.
In fondo gli antichi forse non sbagliavano nell’identificare nei fuochi fatui la manifestazione dell’anima che aleggia e si allontana da un corpo in disfacimento: essi infatti rappresentano in un modo o nell’altro il culmine del ritorno del corpo nel circolo della natura, quello che della vita, di quella vita che nella sua parabola prima costruisce e poi scompone, ne trasforma infine l’ultimo anelito in un’espressione di luce ed energia.
Quello che ne segue sono solo molecole ossidate, il carbonio inorganico, entità banali, che nulla racchiudono in sé della vita, ma che della vita sono già pronte a ritornare parte.

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In particolare è possibile fare una distinzione fra due azioni ben distinte:
1)  l’effetto anticongelante “preventivo” del sale;
2)  l’azione di promozione dello scioglimento del ghiaccio già formato, o anche della neve (depositata o di successivo deposito) che in fondo non è altro che ghiaccio finemente cristallizzato.

Nella realtà concreta della gestione della sicurezza sulle strade, spesso distinguere fra le due azioni risulterebbe uno sterile esercizio formale, dal momento che spargendo il noto cloruro di sodio in cristalli grossolani, frammisto come solitamente accade di materiali inerti anch’essi grossolani quali sabbia e ghiaia, gli effetti sono entrambe assicurati.

Comprendere la differenza fra le due azioni risulta invece particolarmente importante per affrontare esigenze di ottimizzazione dell’efficacia ed eventualmente dell’economizzazione di questa pratica, individuando eventuali azioni di miglioramento e confrontando con visione critica l’approccio alla stessa problematica adottato in diversi Paesi del mondo e, nello stesso Paese, in situazioni diverse (es. aeroporti, autostrade, temperature moderatamente o estremamente basse, ecc).

L’azione di cui al punto 1), ovvero quella di prevenire il congelamento dell’acqua, già presente sul manto stradale o che potrebbe depositarsi sotto forma di pioggia o condensa, è probabilmente l’azione più immediatamente comprensibile ed intuitiva del sale antighiaccio.
Come noto a molti, in questo caso il sale agisce abbassando la temperatura di congelamento dell’acqua.   L’umidità che bagna l’asfalto in questo modo anziché solidificare trasformandosi in ghiaccio si manterrà allo stato liquido anche diversi gradi al di sotto dello zero… a meno che la temperatura scenda al di sotto di una temperatura tale che neppure l’azione del sale sarà più efficace. Tuttavia qualsiasi sostanza solida solubile in acqua e sparsa sulle strade potrebbe poco o tanto esercitare un’azione di questo genere.
Il fatto che solitamente utilizziamo il cloruro di sodio, fra l’altro in una forma decisamente grezza, ovvero ricca di sabbia e di altre impurezze, ovviamente ben lontano dal grado alimentare di purezza, è dovuto in primo luogo al suo basso costo, in secondo luogo dalla sua non pericolosità, e in ultima analisi come vedremo al fatto che anche se non è in effetti la migliore in assoluto, le sue performance risultano collocarsi fra le migliori raggiungibili fra i prodotti chimici disponibili su larga scala.

L’abbassamento della temperatura di congelamento (meglio detta di solidificazione) di un liquido in un solido per aggiunta di una sostanza chimica sciolta all’interno del liquido prende il nome di abbassamento crioscopico. Crioscopia può essere tradotto volgarmente come “la visione del ghiaccio”.    Essa appartiene alle cosiddette proprietà colligative delle soluzioni, insieme ad altre note proprietà quali l’innalzamento ebullioscopico e la pressione osmotica.
La peculiarità che contraddistingue tutte le proprietà colligative delle soluzioni è che esse non sono influenzate dalla tipologia di sostanza chimica, ovvero dalla specie chimica, che viene sciolta ma unicamente dalla sua concentrazione e dal tipo di liquido interessato, salvo restando ovviamente le stesse condizioni ambientali.

In formula di può riassumere il tutto scrivendo:

ovvero:

abbassamento del punto crioscopico = costante crioscopica x concentrazione molale del soluto

In pratica:
-  l’abbassamento crioscopico è di quanti gradi si abbasserà il punto di congelamento del liquido (in questo caso acqua) rispetto agli 0°C; un abbassamento di 4 significherà che l’acqua in questione congelerà a -4°C;
-  la costante crioscopica Kc è specifica del liquido, quindi se parliamo di congelamento dell’acqua rimane sempre la stessa, indipendentemente dal tipo di sale o di altra sostanza chimica che possiamo decidere di sciogliere in essa;
- la concentrazione detta “molale” (m) del soluto è proporzionale alla quantità di sale o di sostanza chimica solubile in generale, rispetto alla quantità di liquido presente.

Per chi fosse interessato ad approfondire le modalità di calcolo dell’abbassamento crioscopico, ad esempio per trovare quanto sale è necessario aggiungere ad una certa quantità di acqua per abbassarne di un determinato numero di gradi la temperatura di congelamento, ma non solo, ho preparato al fondo di questo intervento una sezione di approfondimento “stechiometrica dell’abbassamento crioscopico”.

Volendo prendere in esame le quantità richieste, a titolo di esempio, emerge che per abbassare a -5°C la temperatura di congelamento dell’acqua bisognerebbe sciogliere in essa 157 g di sodio cloruro.   Una quantità che a prima vista potrebbe sembrare davvero un po’ eccessiva.   D’altra parte si pensi che un litro di acqua, distribuito uniformemente su di una superficie piana sotto forma di uno strato dell’altezza di 1 millimetro, occupa esattamente un metro quadrato.    Quindi una dose di 157 g di sodio cloruro per metro quadrato di strada.
Se si tiene conto che il sale per uso neve comunemente utilizzato non è sodio cloruro puro ma in esso è contenuta anche una grande quantità di altre impurezze inerti, ad iniziare dalla sabbia, da dose di questo sale per rispettare le risultanze dei calcoli stechiometrici dovrebbe essere ancora maggiore.

la temperatura media di congelamento (o di fusione) dell'acqua del mare è -1,9°C

Nel caso dell’acqua marina ed oceanica, la cui salinità varia in relazione alle zone del pianeta, con una media globale del 3,5% di sali disciolti, il punto di congelamento (o di fusione) viene a localizzarsi intorno a -1,9°C. Quella che congela tuttavia non è “acqua salata”, nel senso che il ghiaccio che si forma anche a partire da acqua salina è comunque ghiaccio virtualmente puro, mentre i sali vengono esclusi dal reticolo cristallino e restando così in soluzione, ulteriormente concentrati, nella poca acqua che rimane ancora intorno al ghiaccio in formazione.    E’ per questo che si dice che la salinità degli oceani tenderà a diminuire in relazione allo scioglimento dei ghiacci, e viceversa nelle glaciazioni essa è stata osservata più elevata.

Facendo i dovuti calcoli, emerge che vi è un limite di temperatura al di sotto del quale il sodio cloruro non potrebbe ridurre ulteriormente il punto di congelamento per abbassamento crioscopico: questo limite deriva dalla solubilità stessa del sodio cloruro in acqua, che non è infinita ma limitata a 36.0 g/100g di soluzione a 20°C, che si riduce di poco, a 35.7°C g/100g, agli 0°C ai quali si opera più realisticamente in occasione del suo impiego invernale.
Utilizzando le equazioni riportate in appendice, risulta che l’abbassamento crioscopico massimo, a fronte di questo limite di solubilità a 0°C è di 22,73°C (quindi una temperatura di congelamento della soluzione di sodio cloruro al limite di saturazione di -22,73°C).

Di fatto però il cloruro di sodio utilizzato in modalità preventiva, ovvero per prevenire il congelamento dell’acqua sul manto stradale tramite abbassamento crioscopico del punto di congelamento, non risulta essere particolarmente adatto per temperature che scendano al di sotto dei -7°C, anche perché le dosi da utilizzare in questo caso sarebbero veramente ingenti.

Oltre ai problemi di natura ambientale derivanti dal dilavamento del sale nei terreni agricoli e nel verde urbano, e a quelli legati all’azione lievemente corrosiva che le soluzioni saline concentrate come la salamoia possono esercitare su alcuni materiali, ad esempio quelli metallici, ci si può infatti trovare di fronte ad un problema fisico oggettivo: la solubilità del cloruro di sodio in acqua infatti non è infinita, tutt’altro.    A temperatura ambiente
In questi casi possono essere utilizzati degli altri sali, in primo luogo il cloruro di calcio, che però ha lo svantaggio di costare almeno 5 volte il sodio cloruro, da solo o mescolato con il comune sale anti-ghiaccio. Uno dei principali vantaggi del calcio cloruro nella forma cristallina più comunemente utilizzata per le applicazioni antigelo è che esso si scioglie nell’acqua sviluppando un intenso calore, che si traduce inevitabilmente in un innalzamento della temperatura della soluzione salina che bagna il manto stradale, posticipando ulteriormente il suo congelamento. Oltre di ciò esso risulta oggettivamente più solubile in acqua del sodio cloruro: 74,5 g/100 g di soluzione a 20°C e 59,5 g/100 g a 0°C.

La lista delle sostanze chimiche solubili, non necessariamente sali, che possono essere utilizzate in queste applicazioni è potenzialmente lunghissima ed include, a titolo di esempio, oltre ai già considerati sodio cloruro e calcio cloruro:
potassio cloruro, magnesio cloruro, ammonio solfato, ammonio nitrato, fino ad arrivare a sali organici come il calcio e magnesio acetato ed il potassio acetato, e molecole organiche di tipo non salino come l’urea ed il glicole propilenico (queste ultime utilizzate di solito principalmente per le piste degli aeroporti).

L’utilizzo di prodotti anticongelanti da sciogliere in acqua, diversi dal tradizionale cloruro di sodio, può essere motivata da due distinte ragioni.
La prima ragione è legata alla compatibilità di queste sostanze con i materiali che devono venirne, e spesso rimanerne, a contatto anche in modo continuativo: è noto che in ambito industriale, nonché nei motori delle nostre automobili, l’antigelo introdotto in miscela nel sistema di raffreddamento ad acqua non è attualmente un sale, bensì molecole organiche altamente solubili, o meglio ancora esse stesse liquide, solubili in qualsiasi rapporto con l’acqua, non corrosive ed incapaci di formare le incrostazioni, anche nel caso peggiore della totale evaporazione dell’acqua, alle quali si potrebbe andare incontro con l’impiego non soltanto del cloruro di sodio ma di quasi tutti i prodotti di natura solida, specie se di natura inorganica.   Anche nel caso dello spargimento su strade o piste di decollo ed atterraggio degli aeroporti, il problema delle incrostazioni può essere significativo, non tanto per quanto riguarda il manto stradale, quanto gli ugelli stessi dell’erogatore che avrebbe la funzione di spargere sulla superficie il prodotto liquido finemente suddiviso.
La seconda ragione dell’utilizzo di questi prodotti più “esotici” risiede in quella “m” riportata nella formuletta per il calcolo dell’abbassamento crioscopico.   Quella “m” abbiamo detto che indica in qualche modo la concentrazione del soluto, ma non si tratta di una concentrazione percentuale o in grammi per litro come siamo abituati ad immaginare, bensì di una concentrazione definita “molale”.

La concentrazione molale è il numero di moli che è sciolto per ogni chilogrammo di solvente.
Ed una mole a sua volta equivale al peso in grammi del prodotto, diviso per il suo peso molecolare (o meglio: il peso formula, trattandosi spesso di un sale): quello che si ottiene tavola periodica degli elementi alla mano, sommando il peso atomico di tutti gli atomi che entrano a far parte della formula della molecola o del sale, moltiplicati per il loro coefficiente stechiometrico, ovvero per il numero che compare in pedice a destra di ogni simbolo atomico.
Per il cloruro di sodio, come del resto per quasi tutti i sali, entra però in gioco un ulteriore fattore di complicazione, che è esposto nel dettaglio dell’appendice al termine di questo intervento: questa complicazione deriva dal fatto che ogni “molecola” di sale, una volta introdotta in acqua si scinde in più parti, ovvero in più ioni di carica opposta, incrementando in modo anche notevole (del doppio, del triplo o anche più) la concentrazione effettiva di specie chimiche in soluzione. Nel caso specifico del cloruro di sodio, questo risulta completamente dissociato in soluzione acquosa, ed ogni unità di sale introdotto ne origina semplicemente due complessive di ioni (Na+ e Cl-).

Ho fatto questa brevissima digressione per un motivo ben preciso: nella formula per calcolare l’abbassamento del punto di congelamento di un liquido, entra in gioco il peso formula del soluto, ovvero quanto è “grande” o “pesante” la sua molecola, o quanto sono pesanti gli atomi che la compongono. Ed entra in gioco in modo inversamente proporzionale, nel senso che più le molecole saranno piccole e leggere in termini di peso molecolare o peso formula, più il fattore “m” di molalità sarà elevato e quindi l’abbassamento crioscopico sarà marcato, a parità di grammi di soluto utilizzati. Infatti m = peso il grammi / peso formula.

Ma non solo. I soluti ionizzabili, i cosiddetti elettroliti forti, risultano essere decisamente più attivi, almeno il doppio, rispetto a quelli completamente indissociati in soluzione acquosa come ad esempio le molecole organiche covalenti come i glicoli o l’urea: questa ragione, oltre ovviamente all’economicità ed alla relativa innocuità di diversi dei suoi rappresentanti, favoriscono fortemente l’utilizzo di sali per abbassare la temperatura di congelamento dell’acqua sulle strade in inverno. Fra i vari sali, sarebbero in linea teorica favoriti quelli che dissociandosi originano un numero maggiore di ioni (il sodio cloruro NaCl genera 2 ioni: Na+ e Cl- ma il calcio cloruro, CaCl2 genera 3 ioni: Ca2+ e ben due Cl-), ma in pratica lo stesso fattore può anche ripercuotersi negativamente sul peso molecolare (peso-formula) della sostanza, incrementandolo, facendo sì in pratica che ogni chilogrammo di prodotto equivalga ad un numero inferiore di moli.
L’ideale sarebbe un sale a basso peso molecolare ma capace di scindersi completamente in cationi e anioni in soluzione, dando origine per ogni unità-formula introdotto ad un numero il più possibile elevato di ioni …se non fosse per ovvi problemi di costo e di tossicità si potrebbe pensare al fluoruro di alluminio AlF3!

Questa è fra le ragioni per le quali non avrebbe molto senso utilizzare come anticongelanti delle sostanze chimiche solubili in acqua ma a peso molecolare più alto del sale comune, ad esempio il comune zucchero (saccarosio), che con il suo peso molecolare di 342,296 uma conterrebbe nello stesso peso di prodotto secco solo un sesto all’incirca delle molecole che potrebbero essere contenute se la sostanza fosse stata cloruro di sodio, quindi solo 1/6 all’incirca della molalità di quest’ultimo, a parità di kg utilizzati.
Le sostanze chimiche utilizzata per provocare l’abbassamento del punto di congelamento dell’acqua, tanto negli impieghi stradali quanto in quelli nei circuiti di raffreddamento chiusi, come ad esempio quello del motore delle automobili e quelli industriali, sono di conseguenza molecole che potrebbero essere descritte dagli aggettivi “piccole” e “leggere”: lo stesso cloruro di sodio, che pesa soli 58,443 uma (unità di massa atomica), il glicole etilenico (62,068 uma), oggi largamente sostituito dal glicole propilenico, decisamente meno tossico del primo, (76,094 uma), l’urea (60,055 uma) e così via.

Qualcuno potrebbe a questo punto domandarsi la ragione per la quale al posto di salamoie, ovvero di soluzioni acquose, quindi liquide, di sodio cloruro, applicate con spruzzatori sul manto stradale si provveda nella stragrande maggioranza dei casi allo spargimento di un prodotto allo stato solido, granulare, che sembrerebbe a livello intuitivo non agire direttamente nella sua funzione antigelo, richiedendo una sua preliminare solubilizzazione nell’acqua circostante.
Per rispondere a questo questito in realtà bisognerebbe considerare almeno due fattori favorevoli all’uso di questo comune sale antighiaccio: il primo è che la presenza di materiali grossolani ed insolubili come sabbia o ghiaia fine aiuta di per sé ad incrementare l’aderenza degli pneumatici al fondo stradale, reso meno liscio dalla loro presenza; in secondo luogo, almeno quando il sale è sparso allo stato solido, di cristalli grossolani come da noi (e non sotto forma già di soluzione liquida concentrata come in altri Paesi del mondo), almeno localmente nei pochi centimetri quadrati intorno al punto dove cade, il sale viene a trovarsi allo stato solido, non immediatamente solubile nella pochissima acqua eventualmente ancora disponibile allo stato liquido.
Questo sale che viene a contatto come solido cristallino direttamente con il ghiaccio ed eventualmente con un poco di acqua liquida, ci trasporta però nel mondo del punto 2) citato in premessa, ovvero dell’altra tipologia di azione attribuibile al sale antighiaccio sparso sulle strade.
Questa azione riguardava “la promozione dello scioglimento del ghiaccio già formato, o anche della neve (depositata o di successivo deposito) che in fondo non è altro che ghiaccio finemente cristallizzato”.   In questa situazione in seguito allo spargimento di sale viene a crearsi una situazione nella quale sono a contatto 3 materiali (detti più correttamente fasi) diverse: ghiaccio, sale allo stato solido ed una piccola acqua allo stato liquido.
Dopo pochissimo tempo una porzione (non tutto) il sale cristallino si sarà sciolto nella pochissima acqua liquida disponibile, venendo così a formare un sistema trifasico formato da: ghiaccio (ovvero acqua allo stato solido), sodio cloruro allo stato solido e soluzione acquosa satura di sodio cloruro.   Descrivere esattamente e senza imperdonabili leggerezze cosa capita a questo punto è probabilmente impresa che supera le finalità di questo articolo.

Possiamo dire semplicemente che ricadiamo in una circostanza nota in chimico-fisica come eutettico.   In una miscela eutettica, composta in questo caso da solidi (sale e ghiaccio) e liquidi (acqua satura di sale) la temperatura di solidificazione complessiva è minore di quella che avrebbe ciascun componente preso separatamente; più specificamente esiste un rapporto fra i pesi dei diversi componenti (detto rapporto eutettico) nei quali questa temperatura è minima, ed è pertanto chiamata temperatura eutettica.   Nel caso della miscela in questione la temperatura eutettica è addirittura di -21.3°C, a fronte di un rapporto eutettico che prevede però (in peso) ben il 23% di sodio cloruro contro il 77% di acqua, in parte ghiacciata ed in parte liquida.
In condizioni di equilibrio e ad una data pressione ambientale, i tre componenti dei quali abbiamo parlato (sodio cloruro solido, acqua solida cioè ghiaccio ed acqua liquida) possono coesistere solo nei rapporti di peso ed alla temperatura eutettici.

L’affermazione, che detta così potrebbe sembrare forse un po’ misteriosa, porta effettivamente a due conseguenze paradossalmente diverse, entrambe per certi versi sorprendenti:

A)   Se aggiungiamo una quantità sufficiente di sale (finchè esso cessa di sciogliersi per soprassaturazione) ad una miscela di acqua e ghiaccio, la temperatura del sistema si abbasserà gradualmente da 0°C del solo ghiaccio a -21,3°C, corrispondenti alla temperatura dell’eutettico.   Questo sistema può essere anche utilizzato in ambiente domestico quando non si disponesse di un congelatore potente ma solo di cubetti di ghiaccio e di sale, per provocare un veloce ed intenso raffreddamento, ad esempio di un’importante bottiglia di spumante che si vorrebbe rinfrescare davvero in pochi minuti!

B)   Se il sale allo stato solido è aggiunto in eccesso al ghiaccio anche a pochi gradi sotto lo zero, eventualmente in presenza di una quantità anche estremamente piccola di acqua che ne consenta la formazione di una soluzione satura, ecco che gradualmente il ghiaccio tenderà a fondersi ed il cloruro di sodio a sciogliersi nell’acqua liquida via via formata.   La temperatura complessivamente tenderà ad abbassarsi ulteriormente fino al teorico di -21,3°C, ma si assisterà alla disgregazione e quindi alla fusione di buona parte del ghiaccio, con la conseguenza di una auspicata liberazione del manto stradale dai tanto pericolosi lastroni.




STECHIOMETRIA DELL’ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO

Vediamo ora come sia possibile effettuare dei semplici calcoli relativi all’abbassamento crioscopico di un liquido in relazione alla concentrazione di un soluto disciolto.

Riprendiamo la formula esposta precedentemente:
ovvero:

abbassamento del punto crioscopico = costante crioscopica x concentrazione molale del soluto

L’unica nota da rimarcare per il non-chimico è che quando parliamo di concentrazioni in questo caso non stiamo parlando di percentuali o di grammi per litro, quindi nulla che si possa pesare “direttamente” con una bilancia, bensì di concentrazioni molali, ovvero di molalità della soluzione. Per chilogrammo e non per volume! Se ci fossimo riferiti al volume della soluzione avremo parlato di molaRità (con la “r”), mentre con la molaLità abbiamo a che fare con il peso del solvente. La concentrazione molale è il numero di moli che è sciolto per ogni chilogrammo di solvente. Se il liquido in questione, che funge da solvente, è acqua, parlare di peso o di volume è praticamente lo stesso dal momento che un litro di acqua a temperatura ambiente pesa esattamente un chilo. Ma dato che le proprietà colligative, compreso quindi l’abbassamento crioscopico, riguardano potenzialmente tutti i liquidi che possono fungere da solventi, ad esempio anche l’alcol etilico, gli oli, i solventi, i carburanti come il gasolio, ecc, ed avendo questi un peso per litro (detto anche densità) diverso da 1, diventa importante comprendere quale riferimento si debba considerare per effettuare la valutazione: il peso.

Nel caso di soluti ionici, come quelli di natura salina o comunque in parte o totalmente dissociati in soluzione, ogni mole di sostanza introdotta, dissociandosi totalmente o in parte in anioni e cationi di carica opposta, determina un numero di moli complessive in soluzione di fatto superiore rispetto a quello che sarebbe giustificabile dalla semplice introduzione di una sostanza solubile ma indissociabile, come ad esempio il glicole propilenico o altre molecole organiche covalenti. Nel caso del cloruro di sodio, che essendo un elettrolita forte risulta completamente dissociato in acqua, ogni mole di sale introdotto origina l’equivalente di una mole di ione sodio più una mole di ione cloruro in soluzione e quindi il valore di “m” che dovrebbe essere considerato nella formula soprastante per calcolare l’abbasamento crioscopico dev’essere moltiplicato per due.

Più in generale, possiamo calcolare il valore della molalità effettiva (m) moltiplicando il numero di moli di sostanza introdotta (m0) m con il cosiddetto coefficiente di Vant’Hoff:

m = m0 x [1+ a(v-1)]

dove “a” è il grado di dissociazione della molecola inizialmente introdotta (=1 se completamente dissociata, come il cloruro di sodio ed il cloruro di calcio, =0 per i soluti indissociati come il glicole propilenico, intermedio ad esempio per gli acidi carbossilici e gli altri elettroliti deboli).

“v” è invece il numero di ioni derivati dalla dissociazione di una singola molecola (o nel caso di una sostanza ionica da un’unità-formula) di elettrolita introdotta (es. v=2 per NaCl, v=3 per CaCl2, v=5 per Al2(SO4)3, ecc).

La costante crioscopica molale invece dipende esclusivamente dal liquido che stiamo esaminando e si esprime in °C*kg/mol. La costante crioscopica molale dell’acqua è 1,86.

Proviamo a considerare un esempio.
Se abbiamo a disposizione 4 litri di acqua e 70 g di sodio cloruro (sale comune), vediamo a che temperatura potrà congelare la soluzione ottenuta.

Innanzitutto dobbiamo calcolare la concentrazione molale del sale nella soluzione, detta anche molalità (m). Dato che l’acqua ha densità pari ad 1, 4 litri equivalgono a 4 kg, ovvero 4000 g. A dire il vero non saranno 4000 g esatti perché questa è solo la quota dell’acqua (il solvente): ad essa dobbiamo aggiungere i 70 g di peso dovuti al sale aggiunto (il soluto), ottenendo 4070 g di peso di acqua salata (la soluzione).
Il peso molecolare del cloruro di sodio è dato dalla somma dei pesi atomici di tutti gli elementi che compongono la specie chimica, moltiplicati per il numerino che compare in basso a destra di ciascuno di essi, il cosiddetto coefficiente stechiometrico. Per il sodio cloruro, in formula NaCl, il fatto che non compaia esplicitamente nessun numerino come pedice destro di ciascun simbolo atomico indica che il sale è composto da un solo atomo di sodio (Na) e da un solo atomo di cloro (Cl). Quindi sommando il peso atomico del sodio (22,98977) con il peso atomico del cloro (35,453) otteniamo un peso molecolare (pm) di 58,443

La formula per ricavare il numero delle moli contenute in un dato peso di sostanza chimica è:

n° moli = peso in grammi / pm

ovvero in questo caso:
n° moli = 70 / 58,443 = 1,1977 moli

La formula per ricavare la concentrazione molale (m) è la seguente:

m = n° moli introdotte x [1+ a x(v-1)] = 1,1977 x 2 = 2,3954

molalità = numero moli / peso solvente

ovvero nel nostro caso:
molalità = 2,3954 / 4 = 0,59885 m

utilizzando la prima delle formule riportate è quindi possibile calcolare di quanto scenderà la temperatura di congelamento dell’acqua rispetto agli zero gradi celsius originali:

ΔT = costante crioscopica dell’acqua x molalità soluzione

ΔT = 1,86 °C/m x 0,59885 m = 1,11 °C

Ovvero l’acqua in questione congelerà a -1,11°C.

Se volessimo invece capovolgere il quesito, domandandoci per esempio quanto cloruro di sodio avremmo dovuto aggiungere agli stessi 4 litri di acqua per abbassare a -5°C la temperatura di congelamento (già un valido aiuto in caso di gelate non estreme), avremmo dovuto svolgere il seguente calcolo:

da questa formula:
ΔT = costante crioscopica dell’acqua x molalità soluzione

“tiriamo fuori” il valore della molalità richiesta, ovvero:
molalità soluzione = ΔT / costante crioscopica dell’acqua
molalità soluzione = 5 °C/m / 1,86 = 2,69 m

e da:
molalità = ( numero moli x [1+ a x(v-1)] ) / peso solvente

allo stesso modo “tiriamo fuori” matematicamente (anche se con una piccola approssimazione) il numero di moli richiesto:
numero moli = ( molalità x peso solvente ) / 2

n° moli = (2,69 x 4)/2 = 5,38 moli

Infine per ricavare il peso di sodio cloruro espresso in grammi, a partire da:
n° moli = peso in grammi / pm

otteniamo:
peso = n° moli x pm = 5,38 x 58,443 = 314 g

Quindi 314 g di sodio cloruro sono necessari per abbassare da 0°C a -5°C il punto di congelamento di 4 litri di acqua.

TABELLA DELLE COSTANTI CRIOSCOPICHE MOLALI (Kf in °C*kg/mol) E DEI PUNTI DI FUSIONE (p.f. in °C) PER ALCUNI SOLVENTI

Acetone / Kf 2.7 / p.f. 0.0°C
Acido acetico / Kf 3.9 / p.f. +16.7°C
Acqua / Kf 1.86 / p.f. -95°C
Anilina / Kf 5.9 / p.f. -6.2°C
Benzene / Kf 5.1 / p.f. +5.5°C
Carbonio disolfuro / Kf 3.8 / p.f. -108.5°C
Carbonio tetracloruro / Kf 32.0 / p.f. -22.6°C
Cicloesano / Kf 20.0 / p.f. +6.2°C
Cloroformio / 4 Kf.8 / p.f. -63.5°C
Fenolo / Kf 7.3 / p.f. +42.0°C
Nitrobenzene / Kf 7.0 / punto di fusione: +5.7°C
Metanolo / Kf 2.6 / p.f. -97.8°C

Fonte:
J.W. Mullin (University of London) / Crystallization – fourth edition / Butterworth Heinemann / Oxford, 2001 / ISNB 0 7506 4833 3

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Corrado

(commento ricevuto a proposito del post “un indicatore domestico: il vino come il tornasole”)

Non è raro che mi vengano posti interrogativi del genere ed anzi, in verità, essi rappresentano forse la maggior parte dei quesiti che ricevo. In essi si esprime la volontà, sicuramente motivata da ottimi principi etici, nonché dalla nostra tradizione contadina, di non sprecare nulla, di riciclare per lo meno l’organico nell’organico, gli avanzi per fare cibo nuovo o se non altro, come in questo caso, fiori. Si parte in realtà da un presupposto, spesso ahimè più morale ed ideale che pragmatico, che Madre Natura riservi per noi sempre le risposte ed i rimedi dei quali abbiamo bisogno: ammesso – e non ho poi tutta questa difficoltà ad ammetterlo – che questo assunto possa anche contenere del vero, è altresì meno probabile che tutto ciò che la natura ha riservato per il nostro benessere sia necessariamente racchiuso sui ripiani della nostra dispensa, tantomeno sul ciglio della nostra pattumiera. Nel senso che se tutto questo è pur sempre potenzialmente possibile, non possiamo tuttavia investirci una dose di fiducia che rischierebbe in molti casi di andare poi tradita.
Se poi il fatto stesso che un rimedio sia ricavabile da un rifiuto costituisca in sé un valore maggiore del beneficio stesso ricavabile dal rimedio, bè questo è tutt’altro altro argomento e sarebbe da argomentare più un blog dedicato alla gestione dei rifiuti che a uno dedicato alla chimica, o se vogliamo anche alla botanica.

Tutto questo, beninteso, senza scendere ancora nel merito della specifica domanda che il nostro amico ci pone, ovvero se i fondi di caffè possano o meno essere di aiuto per la crescita delle orchidee in qualità di ammendante per la correzione in senso acido del pH del loro substrato di coltivazione.
Per non essere tacciato di voler respingere a priori i rimedi naturali, a favore di chissà quale diavoleria chimica, mi asterrò scrupolosamente dal tirare in ballo rimedi alternativi di sintesi, restringendo invece l’ambito alla chimica delle sostanze organiche naturali.

In realtà quando si entra in gioco con un prodotto complesso come un sottoprodotto di origine vegetale o animale, un cosiddetto rifiuto, ci si concentra troppo spesso sull’albero dimenticandosi della foresta che lo circonda. Magari si introduce il fondo di caffè, il the esausto, la buccia di banana o quant’altro in funzione del suo contenuto in una certa sostanza utile, magari assolutamente dimostrato, ma si trascura il fatto che insieme a questa si apportano altre centinaia o migliaia di ulteriori sostanze, anch’esse naturali, a volte anch’esse favorevoli, nel più dei casi indifferenti, in alcuni casi avverse.
Nel contesto di un utilizzo massivo di biomasse da rifiuti organici (il cosiddetto “umido”) il fatto stesso di miscelare prodotti di natura molto diversa (es. diversi tipi di scarti animali e vegetali) attutisce in un certo senso questo rischio: non si sarà portato in campo il toccasana universale ma molto probabilmente neanche una miscela intrinsecamente pericolosa per le nostre colture. Quando si va invece ad isolare un sottoprodotto – nel nostro caso la madre di caffè – si definisce un profilo composizionale che per quanto estremamente complesso è comunque relativamente costante nei suoi tratti generali.

Nello specifico, il fondo di caffè è un sottoprodotto che differisce dalla stragrande maggioranza dei sottoprodotti di origine vegetale proprio per la sua estrema carenza di sostanze solubili in acqua: tutto o quasi cosa poteva sciogliersi si è sciolto durante il processo di estrazione, tra l’altro con acqua a temperatura di 100°C se non addirittura surriscaldata. Tutti gli acidi inizialmente presenti nel caffè tostato, come quelli generici dei semi e della frutta (es. acido malico, citrico, tartarico, succinico, ecc) ed anche quelli più specifici del caffè (acidi clorogenici, acido quinico, acido caffeico, ecc) sono stati estratti, finendo nella tazzina, e quello che resta nella madre è per lo più formato dalla matrice polisaccaridica e proteica “indebolita” prima dal trattamento di tostatura, poi da quello di estrazione con acqua calda.
Per contro anche gli alcaloidi (come dice il nome, dalla caratteristiche alcaline, cioè basiche, il contrario di acide) come la stessa caffeina sono fra le prime sostanze ad essere estratte dall’acqua bollente e neppure loro possono più entrare in gioco per condizionare le caratteristiche di acidità del fondo di caffè.

Detto questo, dopo tutta questa premessa, metto mano a dei dati sperimentali, e verifico che il pH della madre di caffè è di circa 5.8-5.9 e l’acidità titolabile (espressa come ml di NaOH 0.1N per 100 g di prodotto) è circa 158-160.

Non è certo oggetto di questo intervento chiarire il significato ultimo della differenza fra pH ed acidità titolabile (prometto che lo farò in un prossimo post), ma un paio di considerazioni operative le possiamo pur fare: un pH basso (acido) in un prodotto di origine naturale è motivato o dalla presenza di quantità seppur estremamente ridotte di un acido molto forte (come l’acido cloridrico nei succhi gastrici) o in concentrazioni elevate di un acido piuttosto debole, solitamente di tipo organico (es. l’acidità del limone dovuta a concentrazioni elevate di acido citrico, o quella dell’aceto motivata allo stesso modo dall’acido acetico). Dall’altra parte, l’acidità definita “titolabile” (o anche “numero di acidità”) è un indice di quanto acido, debole o forte che sia è presente, percentualmente, o se volete in grammi per litro (o per chilogrammo) del prodotto indicato. Un acido molto molto debole presente però in quantità elevate impartirà probabilmente al prodotto un pH non molto acido (quindi di poco inferiore al 7, come nel caso della madre di caffè) e per contro un’acidità titolabile piuttosto elevata.

Dovendo aggiungere ad un terreno un prodotto “ammendante” con lo scopo di correggere l’acidità, saranno per lo più da favorire non tanto quelli con un pH molto acido ed un’acidità titolabile ridotta (che rischierebbero da un lato di traumatizzare la pianta e la microflora batterica del terreno, dall’altro verrebbero neutralizzati probabilmente molto velocemente nello spazio e nel tempo), ma piuttosto quelli con un pH moderato (es. non inferiore a 4) accompagnato da un’acidità titolabile discretamente elevata. Gli acidi deboli contenuti nella maggior parte dei sottoprodotti vegetali mostrano inoltre benefiche capacità tamponanti nei confronti del pH: finchè permangono nel terreno infatti, oltre a contribuire ad una sua leggera acidificazione, concorrono a mitigare successivi sbalzi repentini nei valori di pH, sia in senso acido che in senso basico.

Ma torniamo ai valori di pH e di acidità titolabile che ho appreso per i sottoprodotti dell’estrazione del caffè.
Letto così, mi dico, il prodotto sembra essere un correttivo di acidità se non ottimo, per lo meno discreto. Però poi mi soffermo ancora a pensare.

Il primo pensiero che mi passa per la testa è che in realtà quasi tutti i prodotti di origine vegetale, chi più chi meno, salvo ovviamente le solite eccezioni, hanno un pH debolmente acido per la presenza di acidi organici deboli ubiquitari in natura. Molti di loro sono quelli che nei corsi di biochimica entrano a far parte del cosiddetto “ciclo degli acidi tricarbossilici” o ciclo di Krebs (es. acido citrico, acido succinico, acido isocitrico, acido malico, ecc). Nel caso di prodotti stressati meccanicamente (es. tagliati, tritati, schiacciati), dove pertanto il contenuto del citoplasma cellulare fuoriesce ed entra in contatto con l’atmosfera, o che hanno addirittura iniziato il loro processo di decomposizione, specie se in condizioni aerobiche, questa acidità risulta ancora più marcata. Se pensiamo poi a prodotti come il succo di arancio o di limone, l’aceto e le stesse acque oligominerali più gassate, ci accorgiamo che la natura domestica abbonda di rimedi naturali per rendere più acido il pH del terreno, rimedi che in virtù della loro maggiore acidità (intesa sia come pH che come acidità titolabile) per unità di peso richiedono dosi d’impiego sicuramente minori di quelle immaginabili per i fondi di caffè, riducendo di conseguenza il rischio di lasciare letteralmente le radici della pianta “immerse nella madre”, e gli orchidofili sanno bene che non si dovrebbe intasare l’apparato radicale di questi particolari vegetali con quantità eccessive o troppo appressate di terreno, o di qualcosa che per struttura gli assomiglia comunque molto.
Il problema diveneterebbe pittosto cosa fare se volessimo basificare il terrono, ovvero renderlo meno acido e più alcalino, dal momento che i principali rimedi casalinghi (es. calce, gesso, soda, ammoniaca) hanno tutti in comune il difetto di apportare al terreno “qualcosa” di non così indifferente per il metabolismo vegetale (rispettivamente calcio, calcio e solfati, sodio ed azoto).
Ma per l’acidificazione, appunto, non ci sarebbe che l’imbarazzo della scelta!
Gli acidi organici contenuti in frutta e verdura, oltre che risultare perfettamente biodegradabili, non impattano in modo negativo sulla fisiologia dell’apparato radicale delle piante ed anzi, quelli tricabossilici (es. il citrico) chelano i metalli con l’effetto di rendere maggiormente assimilabili diversi microelementi che altrimenti sarebbero a rischio di insolubilità e quindi di in assimilabilità, come ad esempio il ferro, il rame ed il manganese.

Il secondo pensiero che mi viene in mente è: com’è possibile che con le condizioni di estrazione così drastiche utilizzate per ottenere la bevanda-caffè, ovvero l’estrazione con acqua bollente, vi siano ancora nella madre degli acidi liberi e idrosolubili? Se non fossero solubili in acqua non potrebbero contribuire al pH, che viene in questi casi misurato per dispersione al 10% di madre di caffè in acqua demineralizzata. In primo luogo posso ammettere che per quanto intensa nella modalità, l’estrazione in questione non sia ottimizzata nei tempi e nei volumi: sia in sostanza troppo rapida e realizzata con un volume di acqua troppo ridotto. Sarebbe interessante verificare se il caffè estratto con ricircolo di acqua pura, magari per un paio di giorni di seguito come nel classico estrattore di Solxlet dal sapore un po’ ottocentesco, continui a mantenere le sue caratteristiche acide. In secondo luogo, posso ammettere che il trattamento con acqua surriscaldata abbia indotto un inizio di auto-idrolisi a carico delle strutture costituitive essenziali della matrice caffè, ad esempio sugli arabino-galattani che dovrebbero essere fra i polisaccaridi più abbondanti contenuti in questo prodotto, inducendo dapprima la formazione di oligosaccaridi (fibra solubile), quindi di monosaccaridi galattosio ed arabionosio liberi e perché no, predisponendo magari questi ad un’ossidazione ai corrispondenti acidi uronici. Siamo ovviamente solo nel campo delle ipotesi, tirate in ballo per giustificare quella che in realtà risulta essere un’evidenza sperimentale.

Tornando alle argomentazioni iniziali, quelle formulate prima di verificare le caratteristiche effettive della madre di caffè, essi restano sempre e comunque validi. Quando si ha a che fare con materiali di elevata complessità composizionale come questi e si pensa di introdurli per apportare un beneficio (quello che a noi in realtà interessa, più ancora dell’acidificazione del terreno, è un beneficio generico) per la pianta, e per di più la pianta in sé stessa, orchidea o no che sia, è una realtà complessa come poche altre al mondo, ecco che allora non c’è modello preconfezionato, non c’è ragionamento razionale lineare e consequenziale, meccanicistico semplice che tenga.
Possiamo appellarli alla tradizione culturale dei nostri avi, che in secoli di esperienza hanno saputo selezionare i rimedi naturali giusti per specifici disturbi su specifici soggetti (es. “dai il prodotto XX alla pianta YY che soffre del problema ZZ e vedrai che starà meglio”) ma altrimenti, quando l’esperienza dei nonni non può venirci in aiuto (ipotesi: dove sono spontanee le orchidee, per assurdo, non era noto il caffè) credo sia meglio analizzare caso per caso, attentamente, senza cadere nella tentazione di facili generalizzazioni, cercando di ricorrere a rimedi il più possibile “semplici”, quindi più decifrabili nelle loro conseguenze dirette ed indirette e quindi più monitorabili, quand’anche di origine naturale.
Perché ancora una volta, alla chimica non dovremmo tanto chiedere delle risposte, ma piuttosto dei metodi e degli strumenti per trovarne da soli.

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Innanzitutto dobbiamo scegliere i mattoncini, che nel nostro caso sono le molecole: possiamo puntare su mattoncini tutti uguali, per realizzare una costruzione uniforme e regolare che si definisce un “omo-polimero” (es. il polietilene, il positirolo, ecc), oppure su mattoncini diversi, anche solo di due tipi, puntando alla realizzazione di un “co-polimero” (es. la bachelite).
Solitamente i mattoncini utilizzati dal chimico, i cosiddetti “monomeri” (che tradotto significa “una parte”) sono delle sostanze alquanto problematiche: il fatto stesso che riescano così bene ad organizzarsi fra loro, legandosi tramite una reazione complessa detta appunto “di polimerizzazione”, le rende molto reattive, ed il fatto che una sostanza chimica sia molto reattiva non è mai un beneficio per la salute di chi la vuole utilizzare.    Questi monomeri allo stato libero sono solitamente liquidi, a volte addirittura gassosi e solo con la polimerizzazione formano una struttura più grande, complessa, liquida o più spesso solida, quella che tutti noi chiamiamo plastica ma che, nel ricordo del polimero dal quale eravamo partiti, potremo chiamare anche polimero.

Esistono reazioni di polimerizzazione che procedono spontaneamente e molto velocemente, così velocemente che possono sfuggire di mano e rappresentare un rischio potenziale per l’integrità degli impianti e degli operatori.   Si pensi ad un serbatoio dove è contenuto un liquido che improvvisamente si solidifica aumentando di volume e magari di temperatura: minimo minimo il serbatorio si spacca!  Ecco perché sulle schede di sicurezza delle sostanze chimiche, insieme alle altre indicazioni di perciolo si menziona di solito il fatto che una sostanza possa o non possa essere soggetta a reazioni di polimerizzazione pericolose.
Sul versante opposto vi sono quei monomeri che devono essere incoraggiati, stimolati, di solito per riscaldamento o meglio ancora con l’aggioutna di minuscole quantità di un acido o di una base, altri ancora con quello che si definisce un iniziatore radicalico.
Nel caso della bachelite basta aggiungere un po’ di acido o anche una base (come si vedrà si ottengono risultati diversi) e riscaldare un po’.
Sempre in questo caso, i monomeri utilizzati sono di due tipi diversi: uno è il fenolo, l’altro è la formaldeide.

In qualche modo potremmo vederli rispettivamente come il mattone ed il cemento che vanno a costruire la struttura tridimensionale della bachelite.
Il fenolo, detto anche acido fenico, è un liquido sciropposo e tossico, dal caratteristico odore… di fenolo.   La formaldeide sarebbe in realtà un gas, ma quasi tutti la conoscono nella sua forma sciolta in acqua, chiamata anche formalina, la stessa utilizzata per conservare i campioni biologici per lungo tempo, ad esempio negli istituti di anatomia; anche noi in questa sede la useremo in forma di soluzione acquosa.

Ecco, se noi mettiamo insieme fenolo e formaldeide sciolta in acqua, aggiungiamo una minima quantità di idrossido di sodio (la soda caustica), nel corso dei giorni accade che la formaldeide a livello microscopico “si fissa” sul fenolo, e precisamente lo fa sotto forma del gruppetto che compare nelle posizioni 2 o 4 nelle due posizioni che adesso vi mostro:

Questa reazione è stata scoperta e pubblicata nel 1884 in contemporanea da due ricercatori che lavoravano sullo stesso argomento: il tedesco Otto Manasse e l’americano Julius Lederer, anche se solo quest’ultimo riuscì a sfruttare la scoperta per applicazioni industriali.
Ma quello che ho appena descritto è soltanto l’inizio: le due molecoline che si sono formate dopo circa 6 giorni di riposo sono pur sempre dei monomeri, per quanto un po’ più attivi, e devono ancora essere organizzati fra loro per costituire la bachelite. Per proseguire la metafora, sono come mattoncini ben intinti nel cemento, quindi perfettamente pronti ad attaccarsi insieme.
Il passaggio successivo infatti richiede un’aggiunta di ulteriore fenolo ed un breve riscaldamento: ecco che allora si perderà dell’acqua e le due molecole di prima si organizzeranno fra loro secondo non soltanto formando catene ma complessi reticoli bidimensionali

Da qui ad ottenere una bachelite su larga scala secondo un metodo di produzione riproducibile ed economicamente conveniente sarà ancora questione di qualche anno, precisamente fino al 1909 quando l’americano di origine belga Leo Hendrik Baekeland (da cui il nome di bakelite) verifica che quella massa spesso appiccicosa ed eccessivamente “plastica” che si ottiene dalla fase di riscaldamento può essere indurita notevolmente ottimizzando la fase di raffreddamento, ma soprattutto si può giocare molto sull’aggiunta di altri ingredienti a basso costo, come ad esempio segatura ed asbesto, cotone, o magari coloranti. Restava la difficoltà di mantenere una buona qualità del prodotto a causa della schiuma che si formava nel corso della preparazione, schiuma che spesso si traduceva in bolle poi anche dentro i pezzi finiti. Risolto questo problema con una sorta di pentolone a pressione, Baekland brevettà nel 1906 la produzione della bachelite così come oggi la intendiamo.

Nella preparazione di un co-polimero come la bachelite si può giocare abbastanza liberamente su una serie di fattori per modificare in parte il risultato finale.
Lavorando con un eccesso di fenolo rispetto alla formaldeide ed utilizzando un acidula posto della soda come catalizzatore si ottiene una variante detta Novolacca, una catena lunga e lineare che conferisce al prodotto caratteristiche di particolare termoplasticità tanto da poter essere rimodellata anche più volte per riscaldamento.

La struttura bidimensionale schematizzata due immagini prima invece è ottenuta lavorando con un eccesso di formaldeide rispetto al fenolo: la resina che si ottiene prende il nome commerciale di Resolo ed è, al contrario della novolacca, caratterizzata da proprietà termoindurenti. Per lavorarla si è quindi soliti pressarla mediante stampi a caldo.

Con il passare del tempo sono stati tentati, con alterno successo, anche tutta una serie di variazioni sul tema della bachelite che partivano non tanto dalla modifica del processo di produzione, quanto dagli stessi ingredienti.
Il fenolo ad esempio può essere sostituito totalmente o in parte da una miscela di cresoli:

ed allo stesso modo la formaldeide può essere sostituita totalmente o in parte con acetaldeide o con furfurale.

Se riuscissimo a vedere veramente a livello microscopico la struttura della bachelite, soprattutto quella di quest’ultimo tipo, molto reticolata, ci accorgeremo che la realtà non è piatta, ma perfettamente tridimensionale, tanto da rendere difficoltosa la sua rappresentazione su un semplice foglio di carta:

Il test empirico che talvolta si utilizza per confermare il fatto che un vecchio oggetto, magari candidato alla categoria del vintage nelle nostro collezioni, sia realizzato in bachelite piuttosto che in una plastica più moderna, più resistente e forse anche più economica ma sicuramente meno gloriosamente storica, consiste nel riscaldare lievemente il pezzo, idealmente anche solo per contatto con acqua calda: nel caso della bachelite riconosceremo facilmente lo sviluppo dell’odore caratteristico del fenolo.

La bachelite quindi è stata la prima plastica prodotta sinteticamente nella storia dell’uomo e, per molti versi, il primo polimero sintetico in generale.
In natura esistono in vertià molti polimeri e molti di essi rivestono fondamentali funzioni biologiche: sono polimeri l’amido e la cellulosa (entrambe hanno come monomero il glucosio, seppur organizzato in modo diverso), lo sono il glicogeno che costituisce la riserva di glucosio interna dell’organismo umano, lo è la chitina che a sua volta costituisce il materiale costitutivo sia dei funghi che dell’esoscheletro degli insetti. Tutte sostanze perfettamente biodegradabili, dal momento che i batteri ed i funghi diffusi in natura e preposti alla decomposizione dei residui organici hanno avuto parecchi milioni di anni per evolversi in funzione della produzione di enzimi specificamente adatti a “de-polimerizzare” questo genere di sostanze. In alcuni casi, come quello dell’amido, il legame fra un monomero e l’altro è talmente labile che potrebbe col tempo essere scisso semplicemente dalla presenza di acqua e da quel po’ di acidità che in realtà si trova un po’ ovunque, ad iniziare dal nostro stomaco. Ma per i polimeri sintetici “inventati” dall’uomo è diverso, e la diversità deve essere fatta risalire non soltanto nel fatto che fino all’altro ieri (inteso dal punto di vista dell’evoluzione del pianeta) non c’erano, ma anche dal fatto che ogni buon produttore farà il possibile per rendere la sua plastica quanto più resistente possibile, puntando su fitti reticoli e su legami assai tenaci.
Una soluzione? A parte puntare su polimeri plastici maggiormente più biodegradabili, magari “a scadenza temporale”, potrebbe puntare in una direzione maggiormente etica inventare, insieme ad ogni nuova sostanza ingombrante anche il microrganismo al quale abbiamo insegnato a smontarla.

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