Chimica - chimica applicata - materiali (1/2)

Il legame chimico

La struttura dell’atomo

Atomo - Formato da insiemi di particelle elementari aventi cariche diverse.

Modello di Bohr: nucleo (protoni, neutroni) attorno a cui ruotano elettroni.

Principio di Heisenberg: il momento (massa x velocità) e la posizione dell’elettrone non possono essere rappresentati contemporaneamente.

Numero atomico (Z) = protoni = elettroni.

Ogni atomo possiede orbitali definiti da energia (se più bassa sono già occupati da elettroni).

Se l’energia dell’elettrone cambia l’elettrone può saltare più alto assorbendo energia (= cede energia saltando ad un livello inferiore).

La frequenza ν dell’energia assorbita o ceduta è data dalla:

➢ Equazione di Bohr
ΔE = E₂ – E₁ = hν

Dove h = 6,624 10^-34 joule-sec è la “costante di Planck”, una costante universale che è fondamentale in tutta la teoria quantistica.

Ogni orbitale ha tre numeri quantici:

• N fissa il livello energetico.
• L determina la forma dell’orbitale.
• M ne stabilisce l’orientamento.

Elettronegatività = misura della capacità di un atomo di attrarre elettroni (durante un legame chimico).

• Comportamento elettronegativo (acquisisce elettroni).
• Comportamento elettropositivo (cede elettroni).

Questa tendenza viene valutata quantitativamente assegnando a ciascun elemento un numero compreso tra 0 e 4.1 (più grande è il numero più l’elemento è elettronegativo).

Il legame

➢ Il legame collega due atomi identici o aventi una piccola differenza di elettronegatività. (Essendo affini uno non prevale sull’altro come legame ionico).

Quando più atomi si uniscono per formare insiemi (molecole) aventi energia minore di quella degli atomi singoli. Gli elettroni periferici messi in comune si portano su orbitali comuni (orbitali molecolari), la forza d’attrazione (tra questi elettroni e i due nuclei) è superiore alla forza di repulsione (tra i due nuclei e gli elettroni stessi) ne deriva quindi una forza di legame.

Legame ionico

Legame ionico = comporta la cessione di elettroni da un atomo all’altro con formazione di ioni positivi (cationi) e negativi (anioni).

Tra un atomo elettropositivo e uno elettronegativo.

Esempio: cloruro di sodio NaCl.

Legame non direzionale, risultante da un’attrazione tra ioni aventi cariche opposte. La sua forza risultante che tiene uniti due atomi del legame è fatta dalla somma della forza attrattiva più quella repulsiva. La forza del legame ionico cresce al crescere della carica degli ioni.

La forza attrattiva si chiama coulombiana perché deriva dalla legge di Coulomb da cui se ne ricava che la forza attrattiva aumenta con l’aumentare della distanza tra il centro degli atomi (vedi libro pag. 6).

Esempio sono i gas rari (elio, argon, neon…) che presentano l’orbitale esterno saturo.

Legame covalente

Legame covalente = compartecipazione tra due atomi identici di uno o più elettroni.

➢ Legame fortemente direzionale. (Dal momento che seguono un orbitale di elettroni o elettronico).

In questo esempio: acido cloridrico (idrogeno + cloro).

Esempi: silicio, molecole organiche, diamante…

Dal momento che i legami puramente ionici o covalenti sono altamente rari, il legame eteropolare (costituito da due atomi diversi) è allora determinato:

1. Dalla capacità di mettere in comune elettroni.
2. O l’attrazione degli elettroni da parte del nucleo di ciascuno dei due atomi del legame.

Il prevalere di una di queste capacità l’una sull’altra ne determina il tipo di legame misto.

[…] dipolo permanente, esempi?!?

Legame metallico

Legame metallico = compartecipazione tra più atomi vicini di elettroni di valenza.

Gli elettroni di valenza di un atomo sono gli elettroni presenti nel suo ultimo livello di energia; sono quelli che partecipano alla formazione dei legami chimici.

Crea una nube di elettroni a bassa densità.

➢ Tipico nei metalli solidi.

Gli atomi dei metalli sono ioni positivi circondati da elettroni liberi (debolmente legati ad altri atomi) la cui presenza determina ai metalli un’alta conducibilità (elettrica e termica).

➢ Legame non direzionale (gli atomi possono muoversi senza che il legame si rompa).

Riassumendo

Le proprietà del singolo materiale (fragilità e duttilità) può essere dedotto dal tipo di legame che ha:

• Nel legame covalente la deformazione plastica è praticamente impossibile (angolo tra i due atomi del legame non cambia, quindi non si muove) così una volta sollecitato il materiale si rompe senza essere deformato.
• Nel legame ionico il materiale ha lo stesso comportamento.
• Nel legame metallico, invece, è possibile lo spostamento relativo e permanente degli atomi. Consentendo quindi la deformità del materiale (comportamento duttile).

➢ Anche la conducibilità elettrica e termica del materiale dipende dal tipo di legame (dovute alla possibilità di spostamento degli elettroni sotto l’azione di un campo elettronico o di cambiamento di temperatura). Più gli elettroni sono liberi più la conducibilità elettrica e termica sono elevate.

Legame secondario o di van der Waals

Legame secondario o di van der Waals = si crea tra molecole polarizzate. Esso è dunque dovuto all’attrazione tra dipoli.

Legame debole – la sua forza cento volte inferiore a quella del legame covalente = si rompe facilmente per aumento dell’agitazione termica (aumento della temperatura). [Vedi p. 16, solidi con questo legame hanno punto di fusione molto basso].

Legame fondamentale nelle proprietà dei polimeri (detti solidi molecolari).

Esempio calcestruzzo, materiale solido collegato con legami secondari […]

Tipi di legame determina le proprietà dei materiali.

Si individuano tradizionalmente tre classi di materiali:

1. Metalli.
2. Ceramici.
3. Polimeri.

Ad essi si associano 3 tipi di legami forti (metallico, ionico, covalente).

La struttura della materia

Microstruttura di un materiale = insieme delle caratteristiche geometriche morfologiche e quantitative delle fasi presenti. (Forma e dimensione, distribuzione delle fasi, frazione volumetrica).

Fase = parte del materiale strutturalmente e composizionalmente omogenea. Essa dipenda da:

1. Le modalità di produzione (es. la velocità di raffreddamento dal fuso).
2. Le lavorazioni (meccaniche) e trattamenti (termici) successivi alla formatura.

(Varie fasi divise tra loro da superfici di separazione nelle quali si ha una discontinuità nella struttura e/o nella composizione).

Un materiale può essere:

• Omogeneo – se formato da una sola fase.
• Eterogeneo – se formato da più fasi (al microscopio si distinguono la presenza di zone con caratteristiche diverse).

(Tipici multifasici sono i materiali da costruzione).

➢ Può esistere, in un sistema, una sola fase gassosa – no struttura, no legami (gli atomi sono indipendenti e distanti).

Le fasi solide e liquide, invece, possono coesistere.

Struttura atomica o molecolare = permette di suddividere i materiali (rispetto alle loro proprietà) e di conoscere la loro reattività (interazione tra materiale e ambiente che lo circonda).

Dal momento che un materiale è un aggregato solido di atomi e molecole ed esso dipende dalla loro:

• Natura di legami.
• Dimensione.
• Disposizione.
• Presenza di difetti.

Macrostruttura = osservare un materiale nel suo insieme (a occhio nudo).

Le proprietà del materiale vengono misurate attraverso prove sperimentali.

Struttura dei solidi cristallini

Molti importanti materiali d’ingegneria (sostanze cristalline (= metalli), maggior parte dei minerali, molti ceramici, ecc.) sono costituiti da fasi solide con alto grado di ordine.

= Circondati da un ben determinato numero di atomi con simile distanza e posizione precisa.

N.B. Cristallizzazione = inizia con la formazione di nuclei formatosi solo se la temperatura del liquido viene abbassata un poco al di sotto della temperatura di equilibrio. (Brusca discontinuità del volume raggiunta la temperatura di fusione v. grafico).

• Sia quelli a corto raggio (atomi strettamente a contatto con il primo).
• Sia quelli a lungo raggio (atomi più distanti dal primo).

Cella unitaria = unità strutturale caratteristica di questi materiali.

= Volume più semplice che conserva tutte le proprietà caratteristiche del cristallo.

La cui ripetizione nello spazio forma il cristallo.

Bravais – nelle strutture metalliche le possibili celle unitarie sono 14.

= 14 possibili disposizioni indipendenti di punti in grado di soddisfare la definizione di reticolo spaziale.

Reticoli di Bravais più comuni nei metalli:

• Struttura cubica a faccia centrata CFC.
• Struttura esagonale compatta EC (vedi figura).
• Struttura cubica corpo centrato CCC.

Solidi amorfi: stato vetroso

Riscaldato si comporta come un liquido.

Si dicono vetri, quei liquidi che una volta raffreddati passano allo stato solido senza cristallizzare.

Il liquido viene raffreddato con una velocità tale da non concedere il tempo necessario alla cristallizzazione. (La sua viscosità aumenta).

Al di sotto della temperatura di transizione vetrosa = T_g temperatura sotto la quale il liquido diventa vetro, seguendo una curva perfettamente continua (vedi grafico pag. 22).

La configurazione molecolare viene congelata, dopo impossibile riordinarla.

Il materiale è fragile e non deformabile (al di sopra liquido più fluido all’aumento di temperatura).

Essa varia in un intervallo (determina