Lezione 8. Cenni di struttura della materia

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1 Lezione 8 Cenni di struttura della materia

2 Struttura della materia La meccanica, di cui ci siamo occupati finora, ha studiato il moto di corpi solidi sotto l azione di forze generiche e in particolare della forza di gravità terrestre. E un fatto sperimentale tuttavia che esistano stati diversi di aggregazione della materia e che esistano in natura corpi liquidi e gassosi il cui comportamento meccanico e soggetto a leggi apparentemente diverse da quelle dei corpi rigidi. E stato osservato già da molti secoli che lo stato di aggregazione dipende dalla temperatura, ossia che la stessa sostanza poteva esistere, a temperature diverse, in diversi stati di aggregazione. Questo comportamento aveva condotto già dai tempi dei Greci (Democrito) a teorizzare che i corpi materiali fossero costituti da componenti microscopiche più elementari, aventi strutture semplici). La struttura atomica dei corpi, non dimostrabile coi mezzi di analisi allora esistenti fu per molto tempo criticata dai seguaci della filosofia Aristotelica, che teorizzava la continuità della materia. Nel corso del 1800, ha molto progredito lo studio della chimica, della trasmissione del calore e dei suoi effetti sui gas, e della termodinamica, sotto l impulso dello sviluppo e dell uso delle macchine termiche, prima sconosciute. Inizialmente si e giunti alla descrizione e alla interpretazione di questi fenomeni fisici medianti leggi che ne descrivono soltanto gli aspetti macroscopici. Queste leggi sono state in seguito re-interpretate alla luce delle conoscenze acquisite nel secolo ventesimo sulla struttura della materia

3 Nella seconda metà dell 800 e nel ventesimo secolo, con lo sviluppo della conoscenza della fisica atomica e della chimica molecolare e stato dimostrato sperimentalmente che tutti i corpi sono costituiti da un numero relativamente piccolo (100) di strutture elementari (atomi), che si possono aggregare in sistemi più complessi (molecole, strutture creistalline,..), con caratteristiche fisiche molto diverse, come conseguenza dell equilibrio di forze di tipo elettromagnetico (forze atomiche e molecolari). Struttura della materia E stato John Dalton, che all inizio dell 800 propose come ipotesi per spiegare alcune leggi della chimica (conservazione della massa, legge delle proporzioni costanti, ) l ipotesi che la materia fosse composta da atomi e che questi si raggruppassero in strutture più complesse (molecole).

4 Atomi e molecole di idrogeno e acqua idrogeno

5 Struttura atomica Gli atomi sono costituiti da tre tipi di particelle: Z protoni carica elettrica : positiva N neutroni carica : 0 che costituiscono il nucleo atomico Z elettroni carica elettrica: negativa e massa circa 2000 volte inferiore a quella dei nucleoni Gli elettroni sono legati al nucleo da una forza elettrica che e proporzionale al prodotto delle cariche ed inversamente proporzionale al quadrato della loro distanza e che e pertanto attrattiva tra cariche opposte (protone ed elettrone) e repulsiva (elettrone-elettrone o protone-protone.) Gli elettroni atomici possono muoversi su orbite (quantizzate) a diverse distanze dal nucleo (orbitali elettronici) e l orbita occupata dall elettrone attorno al nucleo dipende dall energia dell elettrone (orbitali elettronici). In un atomo isolato gli orbitali elettroni hanno una simmetria sferica. Gli elettroni che si trovano in orbitali periferici sono meno legati al nucleo atomico di quelli più interni. La maggior parte delle proprietà chimiche dei corpi dipende dalla strutture degli orbitali più periferici. Se l energia dell elettrone supera quella del legame elettrico con il nucleo, l elettrone si può separare dal nucleo che assume allora una carica positiva Q Q F = k d

6 Legami atomici Quando atomi diversi della stessa specie o di specie diverse si trovano a distanze confrontabili con le dimensioni degli atomi stessi, la geometria degli orbitali elettronici si modifica. Le forze elettriche attrattive e repulsive tra atomi (orbitali atomici) si combinano tra di loro e danno origine strutture più complesse chiaramente individuabili (molecole) oppure si ordinano in strutture periodiche (cristalli), che possono avere dimensioni e proprietà fisiche macroscopiche molto diverse. Legame ionico ( Esempio: NaCl ) Un elettrone dell orbitale più esterno dell atomo di sodio si sposta a quello del cloro. Vengono così a formarsi uno ione positivo di sodio e uno negativo di cloro, che si dispongono in una geometria in cui le forze attrattive prevalgono su quelle repulsive. Gli atomi di Na si ordinano in una struttura periodica (cubica) elettricamente neutra, molto localizzata e molto rigida, che può produrre strutture macroscopiche anche di grandi dimensioni

7 Legami atomici Legame di tipo metallico Gli atomi metallici hanno elettroni negli orbitali più esterni e poco legati al nucleo. E perciò molto facile il passaggio di un elettrone da un nucleo a quello vicino. Si può dimostrare che in questo tipo di legame, la distanza fra nuclei ed elettroni e in media inferiore a quella tra ioni e che pertanto le forze attrattive elettrone/nucleo sono superiori a quelle repulsive ione/ione.. Pertanto anche questo tipo di legame produce aggregati di tipo cristallino molto solidi, che però, grazie alla capacità di adattamento degli orbitali elettronici a cambi di geometria, hanno proprietà di plasticità. La presenza di elettroni de-localizzati spiega anche la elevata conducibilità elettrica dei metalli.

8 Legami atomici Legame covalente Negli elementi chimici non metallici, gli orbitali elettronici di atomi vicini si uniscono formando orbitali comuni e localizzati (orbitali di legame covalente), che legano due o piu atomi in una molecola Per esempio una molecola di acqua e formata da una molecola di ossigeno e due di idrogeno (H 2 O). Le molecole, a loro volta possono aggregarsi in strutture di tipo cristallino che sono tenute insieme dalle forze degli orbitali covalenti: Per esempio molecole di carbonio si possono strutturare in una geometria cubica molto rigida e robusta (quarzo) o in una struttura esagonale (stratificata in cui i vari strati possono facilmente scorrere l uno sull altro.

9 Forze molecolari Nelle precedenti diapositive abbiamo descritto le forze che agiscono fra gli atomi. Il legarne ionico, il legame metallico e il legame covalente portano direttamente alle strutture cristalline. In molti casi, tuttavia, il legame covalente porta solo gli atomi a unirsi in molecole. Le molecole, a loro volta si uniscono per formare corpi aventi differenti stati di aggregazione : solidi, liquidi e gassosi. Devono pertanto anche fra esse devono agire delle forze, le forze molecolari. Gli orbitali di legame che tengono uniti gli atomi nelle molecole, hanno forme geometriche particolari, che caratterizzano la struttura spaziale delle molecole stesse. Per esempio, le molecole d'acqua sono molecole angolari, mentre le molecole dì anidride carbonica sono lineari. Gli orbitali elettronici di legame non sono sempre distribuiti ugualmente rispetto agli atomi. Nella molecola d'acqua, per esempio, gli elettroni sono spostati verso l'atomo dì ossigeno, e ciò gli conferisce un eccesso di carica negativa a cui si contrappone un eccesso di carica positiva negli atomi di idrogeno. La molecola d'acqua è quindi un «dipolo» elettrico con un'estremità positiva e una negativa. _

10 Forze di Van der Waal Le parti cariche di segno opposto di diverse molecole d'acqua si attraggono fra loro. Queste forze di attrazione intermolecolare sono notevolmente più deboli di quelle che tengono uniti gli atomi nella molecola, (tipicamente da 10 a 100 volte) ma sono tuttavia abbastanza intense da permettere la formazione di un cristallo di ghiaccio. Configurazioni non perfettamente simmetriche degli orbitali di legame si ritrovano non solo nelle molecole d'acqua ma, in modo più o meno accentuato, in tutte le molecole. Pertanto, come avviene nell'acqua, si generano forze attrattive che permettono la formazione di corpi solidi. Queste forze sono chiamate «forze di Van der Waals».. Le forze di VdW sono dunque anch esse di natura elettrica e causate da una più o meno accentuata asimmetria degli orbitali elettronici. Esse sono responsabili di diverse effetti macroscopici (forze di adesione nei solidi, forze di tensione superficiale nei liquidi, comportamenti non ideali nei gas. Ad esse sono dovute anche le complicate forme geometriche delle molecole giganti, importantissime per i processi vitali.

11 Ad una certa temperatura, le forze molecolari non sono più in grado di mantenere la struttura del cristallo e il corpo cambia stato assumendo un altro stato di aggregazione che e compatibile con l equilibrio tra forze cinetiche molecolari e energia di legame molecolari. Cambiamenti di stato molecolare: sono in gioco forze tra molecole e temperature dell ordine di 1000 Stato Processo fisico Stato solido Effetti del calore sulla struttura della materia Lo stato di aggregazione dei corpi macroscopici e una diretta conseguenza della diversa intensità e distribuzione delle forze atomiche e molecolari, che dipendono dalla struttura chimica del materiale stesso. E stato anche scoperto che questo equilibrio di forze non e statico, ma le particelle costituenti la materia si muovono, in molti casi localmente, in altri casi (metalli) con maggiore grado di libertà, e che il calore di un corpo e legato all energia cinetica di questi moti. Quanto più un corpo e riscaldato, ossia quanto più l energia cinetica dei componenti molecolari di una sostanza, tanto più le molecole sono libere di oscillare attorno alla posizione di equilibrio definita delle forze di legame molecolari, fusione liquido solidificazione liquido Processo fisico Stato evaporazione liquefazione gassoso

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