Mineralogia e cenni di Petrografia

Appunti di

Geomateriali

Arianna Bevilacqua - Martina Volpi - Angelica Parisi

EDIZIONI F.A.M.A.

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Sommario

CRISTALLOCHIMICA DEI MINERALI. ....................................................................................................................... 3

ATOMO.......................................................................................................................................................................... 3

LEGAMI CHIMICI.

........................................................................................................................................................... 4

RAGGI ATOMICI E RAGGI IONICI. .................................................................................................................................. 4

COORDINAZIONE DEGLI IONI. ....................................................................................................................................... 5

LA STRUTTURA CRISTALLINA. ........................................................................................................................................ 8

I MINERALI: reazioni, stabilità e comportamento. ........................................................................................................ 9

PROPRIETA’ FISICHE DEI MINERALI. .................................................................................................................... 16

INTRODUZIONE AI PRINCIPI DELLA CRISTALLOGRAFIA. ........................................................................................ 21

I MINERALI COME SOLIDI CRISTALLINI. ....................................................................................................................... 21

I CRISTALLI E I LORO ELEMENTI DI SIMMETRIA. ......................................................................................................... 21

MORFOLOGIA CRISTALLINA. ....................................................................................................................................... 24

SIMMETRIA CRISTALLINA. ........................................................................................................................................... 25

I 6 SISTEMI CRISTALLINI. ............................................................................................................................................. 29

METODI ANALITICI APPLICATI AI MINERALI. ........................................................................................................ 33

TECNICHE DI DIFFRAZIONE DEI RAGGI X (XRD). .......................................................................................................... 33

INTERAZIONE RAGGI X E MATERIA. ............................................................................................................................ 35

EFFETTI DI DIFFRAZIONE E EQUAZIONE DI BRAGG. .................................................................................................... 37

MICROSCOPIA OTTICA. ...................................................................................................................................... 41

MINERALOGIA SISTEMATICA. ............................................................................................................................. 43

ELEMENTI NATIVI. ....................................................................................................................................................... 43

SOLFURI. ...................................................................................................................................................................... 46

SOLFOSALI. .................................................................................................................................................................. 51

OSSIDI. ......................................................................................................................................................................... 52

IDROSSIDI. ................................................................................................................................................................... 56

ALOGENURI. ................................................................................................................................................................ 57

CARBONATI. ................................................................................................................................................................ 59

NITRATI........................................................................................................................................................................ 62

BORATI. ....................................................................................................................................................................... 62

SOLFATI E CROMATI. ................................................................................................................................................... 63

TUNGSTATI E MOLIBDATI............................................................................................................................................ 65

FOSFATI, ARSENIATI E VANADATI. .............................................................................................................................. 66

SILICATI. ............................................................................................................................................................ 69

ORTOSILICATI. ............................................................................................................................................................. 70

SOROSILICATI. ............................................................................................................................................................. 76

CICLOSILICATI. ............................................................................................................................................................. 78

INOSILICATI. ................................................................................................................................................................ 79

APPUNTI DI GEOMATERIALI ARIANNA BEVILACQUA - MARTINA VOLPI - ANGELICA PARISI

FILLOSILICATI. .............................................................................................................................................................. 84

TECTOSILICATI. ............................................................................................................................................................ 88

FORMULE e CLASSIFICAZIONE da sapere. ............................................................................................................ 95

LE ROCCE E I SUOI COMPONENTI. ....................................................................................................................... 98

ROCCE MAGMATICHE ...................................................................................................................................... 101

ROCCE METAMORFICHE. .................................................................................................................................. 120

LE ROCCE SEDIMENTARIE. ................................................................................................................................ 135

3

CRISTALLOCHIMICA DEI MINERALI.

ATOMO.

L'atomo è la più piccola parte di un elemento chimico che conserva le proprietà chimiche dell'elemento stesso. Gli atomi sono

particelle piccolissime, il loro diametro si misura in Angström Å (1Å=10-10m).

Struttura dell’atomo:

 Nucleo: costituisce la zona centrale dell'atomo; è carica positivamente ed in essa è condensata

praticamente tutta la massa dell'atomo. È costituito da due tipi di particelle: protoni e neutroni. Il

numero di protoni viene detto numero atomico ed è indicato con la lettera Z. La somma tra protoni e

neutroni viene invece chiamata numero di massa A. Protoni e neutroni vengono indicati con il nome di

nucleoni.

 Nube elettronica: è costituita da elettroni e ha carica negativa (che

bilancia la carica positiva del nucleo atomico). Gli elettroni hanno un

livello

determinato valore energetico energetico:

o È quantizzato, cioè ciascun livello possiede un numero limitato

di elettroni, e gli elettroni tendono a occupare il livello

energetico più basso.

o All’aumentare del livello energetico, abbiamo un aumento

dell’energia del livello energetico stesso, cioè s < p < d < f,

quindi il livello energetico a maggiore energia è il più esterno.

o I livelli sono indicati con un numero (1, 2, 3, 4, ecc.) e una

lettera (s, p, d, f).

o Ciascun livello contiene 1 o più orbitali:

 1

s

 3

p

 5

d

 7

f

Ogni orbitale può ospitare al più 2 elettroni con spin opposti,

1 1

+ o - .

2 2

Def. Densità elettronica ϱ (rho): l’integrale della funzione densità elettronica su di un certo volume dà la probabilità di trovare

orbitali

l’elettrone in quel certo volume di spazio intorno al nucleo hanno diverse forme.

L’elettrone all’interno della nuvola elettronica può “saltare tra gli orbitali” (che devono essere liberi):

 Energia di ionizzazione: è l'energia che serve per allontanare l'elettrone più esterno o quello che richiede una minor

formazione

energia di ionizzazione tra quelli esterni di cationi (un elettrone in meno).

 Affinità elettronica: alcuni atomi tendono ad acquistare spontaneamente un elettrone formando ioni negativi (anioni) più

stabili (e quindi con contenuto energetico minore) dell'atomo neutro da cui provengono, l'affinità elettronica viene

definita come l'energia, espressa in Kcal/mol (o KJ/mol), liberata da una mole di atomi neutri allo stato gassoso quando si

trasforma in una mole di anioni monovalenti formazione di anioni (un elettrone in più).

 Elettronegatività Χ: (si legge "chi") è una grandezza che

caratterizza il potere di attrazione di un atomo nei

confronti degli elettroni nel legame con un altro atomo;

essa dipende sia dall'energia di ionizzazione sia

dall'affinità elettronica. Per indicare il potere di attrazione

di un elemento nei confronti dell'elettrone, si dovrà tener

conto di entrambe le grandezze appena considerate e

farne un bilancio.

Tra i vari criteri utilizzati per calcolarla, il più diffuso è

quello proposto dal chimico L. Pauling, che ha definito una

scala arbitraria assegnando il valore minimo (0,7) al francio e massimo (4) al fluoro. Con questo metodo non è calcolabile

l'elettronegatività dei gas nobili, per i quali si assume il valore 0.

APPUNTI DI GEOMATERIALI ARIANNA BEVILACQUA - MARTINA VOLPI - ANGELICA PARISI

Il modello atomico di Bohr. Prima rappresentazione ampliamente accettata dell’atomo. Bohr dedusse che gli elettroni di ciascun

elemento fossero presenti in specifici livelli energetici, a varie distanza dal nucleo. Egli postulò che quando un elettrone assorbe

ipotesi

energia, passi ad un livello energetico più alto e che, quando perde l’energia, ritorni a un livello più basso che i livelli

energetici fossero distribuiti in livelli energetici discreti o quantizzati.

Il modello atomico di Schrödinger. Aggiunge il concetto di rotazione assiale (spin) degli elettroni.

Il fisico L. V. de Broglie dimostrò che gli elettroni, invece di comportarsi come particelle, la cui posizione doveva essere individuata

con principio

nello spazio, avevano proprietà identiche a quelle delle onde gli elettroni aventi proprietà ondulatorie di

indeterminazione = il moto di un elettrone attorno al nucleo non può essere descritto in maniera soddisfacente in termini di orbite.

Il modello atomico di Schrödinger raccoglie tutte queste informazioni sotto forma di equazione d’onda.

LEGAMI CHIMICI.

Con il termine legame chimico si indicano globalmente le interazioni tra atomi che portano alla formazione di molecole o anche

alla formazione di cristalli ionici o di cristalli di tipo metallico. Tali interazioni riguardano principalmente gli elettroni più esterni

degli atomi e producono modificazioni della struttura elettronica degli atomi.

I fondamenti della teoria elettronica del legame chimico si rifanno al modello di G.N. Lewis, secondo cui il legame interessa solo gli

elettroni più esterni degli atomi: ogni atomo tende a completare gli orbitali del livello più esterno (e quindi ad avere 8 elettroni di

valenza) sia assumendo o cedendo elettroni, sia mettendo elettroni in comune. Ma una comprensione soddisfacente della natura

dei legami chimici si ottiene solo con ipotesi che tengano conto della meccanica quantistica: queste teorie hanno avuto origine da

due approcci distinti, il metodo del legame di valenza e il metodo degli orbitali molecolari.

Classificazione dei legami chimici.

Esistono vari tipi di legami chimici:

 Legame ionico: uno atomo ha una bassa energia di ionizzazione e quindi bassa affinità elettronica;

l’altro ha una notevole affinità elettronica e quindi alta energia di ionizzazione. Quando questi due

atomi sono vicini il primo cede un elettrone che viene acquistato dal secondo e diventano

rispettivamente catione e anione.

 Legame covalente: si forma tra atomi che hanno un alto valore di elettronegatività e quindi tra atomi

"non metallici". Esistono due tipi di legame covalente: il legame covalente puro e il legame covalente

polare.

o Legame covalente puro (o covalente omeopolare) si realizza tra atomi dello stesso elemento.

o Legame covalente polare (o covalente eteropolare) si realizza tra atomi di elementi diversi (ma i due atomi

devono avere una differenza di elettronegatività inferiore a 1,9).

 nuclei

Legame metallico: unità strutturali atomici + nube di elettroni libera di muoversi (gli elettroni non appartengono

estrema

più a un particolare atomo) plasticità, duttilità, conducibilità elettrica della maggior parte dei metalli.

 Legame di Van der Waals: interazioni statiche molto deboli.

 +

Legami idrogeno: legame elettrostatico fra uno ione idrogeno H e uno ione carico negativamente.

 Legame dipolo-dipolo: le molecole dipolari (molecole con due poli, uno positivo δ+ e l'altro

negativo δ- e quindi dotate di un momento di dipolo µ) creano attorno a sé deboli campi elettrici

che fanno sentire la propria attrazione su altre molecole polari vicine. In questo modo si verifica un'attrazione

elettrostatica tra i poli opposti di due molecole.

RAGGI ATOMICI E RAGGI IONICI.

Difficili da determinare. Il raggio atomico è convenzionalmente la metà della distanza internucleare tra due atomi dello stesso

elemento, legati in modo covalente. Usualmente si misura il raggio atomico in picometri (pm) oppure in angstrom (Å).

Il raggio ionico indica il raggio assunto dall'atomo, supposto sferico e definito, dopo essere stato ionizzato, ovvero privato o

fornito di un certa quantità di elettroni, gli elettroni di valenza. Esso diminuisce con l'aumentare del numero di ionizzazioni che

l'atomo ha subito.

Possiamo dire che gli ioni si possono considerare come sfere di raggio constante che, nelle strutture molecolari, entrano a

contatto l’una con l’altra. Si considerano le distanze interatomiche tra i centri dei due atomi.

5

Fra ogni coppia di ioni di carica opposta esiste una forza elettrostatica attrattiva che è direttamente proporzionale al prodotto

Legge

delle loro cariche e inversamente proporzionale al quadrato della distanza tra i loro centri di Coulomb:

(+)(−)

F = k ()2

Con F è la forza di attrazione tra due ioni di carica opposta, q+ e q- sono le cariche, d è la distanza tra loro e k è la costante di

proporzionalità. 2-

Inizialmente si era preso come raggio ionico di base quello dell’Ossigeno O , in un composto ossigenato veniva misurata la

distanza ossigeno e un certo catione e per differenza si otteneva il raggio del catione che veniva utilizzato per trovare i raggi di

altri anioni; però metodo grossolano. dedusse

Determinazione dei raggi ionici secondo Pauling che in composti del tipo NaF, catione e anione hanno lo stesso numero

Na F

- - + - - - - -

di elettroni (in questo caso 10, poiché Na ha 11e – 1e con 10e e F ha 9e + 1e con 10e ) ma differente raggio ionico

+ -

poiché cambia la carica positiva nel nucleo (11 protoni in Na e 9 in F ) e il raggio ionico risulta minore in quello con più cariche

positive nel nucleo, in questo caso il sodio.

Partendo da questo ragionamento, ha calcolato approssimativamente che la distanza interatomica (2.31 A) è ripartita tra i due

ioni in modo inversamente proporzionale alla carica relativa ai due nuclei (9 e 11).

I raggi ionici ottenuti con questo ragionamento sono però approssimativi poiché non tiene conto che la carica del nucleo può

in

essere schermata dagli elettroni più interni ultima analisi si pensa che il raggio ionico dipenda principalmente dagli elettroni

più esterni, perché quelli più interni sono così vicini al nucleo da annullarne parzialmente la carica.

In questo esempio il livello più esterno è il 2p, e quindi occorre sottrarre 4 unità di carica corrispondenti ai 4 elettroni contenuti

negli orbitali 1s e 2s.

Otteniamo il sistema: + -

R(Na ) + R(F ) = 2.31 A

R(Na + -

Proporzione inversa ) : R(F ) = (9-4) : (11-4)

+ -

Da cui si ricavano R(Na ) = 0.95 A e R(F ) = 1.36 A.

Grazie a questo metodo, è stato possibile ottenere i dati per tutti gli altri ioni.

ACHTUNG!! Questo ragionamento è valido nel caso in cui il catione è circondato da 6 anioni, ossia abbia numero di coordinazione

6.

Oss. il raggio atomico cresce al crescere del numero atomico, (eccezione nota come contrazione dei lantanidi, dovuta all’aggiunta

di orbitali elettronici interni prima di aggiungere elettroni ad un nuovo orbitale esterno). variazione

Polarizzazione (importante nelle strutture cristalline): distorsione della forma di alcuni atomi o ioni della

distribuzione de