Solidi e liquidi prof Branda

SOLIDI

• I solidi vengono classificati in:
• Solidi cristallini: sono formati da cristalli; presentano di solito superfici piane dette facce. Se sono abbastanza grandi i cristalli possono trovarsi formando cristalli aventi grandi costi detto di essere senza cristalli ad occhio nudo.
• Solidi amorfi: sono formati da particelle disposte casualmente che non permettono la formazione di geometrie ben definite come quelle cristalline. Essi quindi presentano una temperatura di fusione non determinata cono il passaggio è graduale dallo stato solido a quello liquido. Considerando che nell’effettuare un liquido diventa assimilabile al passaggio tutti i solidi amorfi per esempio il vetro vengono considerati isotropi rifioriti e si comportano come liquidi.

ISOTROPIA E ANISOTROPIA

Un'importante caratteristica dei solidi difatti è quella di essere “isotropi”, cioè che le proprie caratteristiche fisiche presentano gli stessi valori a prescindendo della direzione lungo la quale vengono misurati (perché le particelle sono disposte in modo casuale).

Il contrario accade nei solidi cristallini, che sono “anisotropici”, cioè c'è almeno una proprietà fisica che presenta valori diversi a seconda della direzione nella quale viene misurata. Ad esempio vediamo questo cristallo ionico, come vediamo ha una struttura ordinata. Applichiamo forza di taglio lungo la direzione ↗

Si vede che il solido si spezza perché vengono a contatto ioni di carica opposta.

Se applico una forza di taglio trascorrendo lungo la direzione ↘ il solido non si spezza perché i contatti ci sono sempre ioni con la stessa carica.

Raggiunte una data temperatura i solidi fondono mantenendo la temperatura costante durante il passaggio di stato.

A livello macroscopico i solidi vengono classificati in base ai legami che sussistono tra le loro particelle e si dividono in:

1. Molecolari
2. Ionici
3. Covalenti
4. Metallici

1) I solidi molecolari sono insiemi di molecole distinte tra le quali agiscono diversi tipi di forze intermolecolari.

• Le interazioni dipolo-dipolo nelle molecole polari. Esse si dispongono allineandosi per l'attrazione delle cariche parziali del loro dipoli elettrici.
• Le forze di London tra molecole apolari. A causa del movimento caotico degli elettroni queste ultime possono addensarsi tenendo per istante creando le case dei dipoli istantanei. Il momento dipolare istantaneo genera una polarizzazione anche una molecola vicina. Tra le due molecole si esercisce un'attrazione netta, che viene detta interazioni di London. Esse agiscono indistintamente tra tutte le molecole. Questi due tipi di forze vengono anche dette forze di Van der Waals. La loro intensità diminuisce rapidamente con l'aumentare della distanza e aumenta con la polverizzabilità della molecola in questione. In particolare se abbiamo una molecola molto elettronegativa, si possono creare delle forze molto forti.
• Legame a ponte di idrogeno si cerca tra un atomo di idrogeno ed atomi fortemente elettronegativi dotati di coppie solitarie di elettroni. Un esempio è la molecola d'acqua. Gli atomi di idrogeno che legano alle molecole d’acqua si posizionano ai vertici della piramide. L'atomo di idrogeno rimasto praticamente privo del suo elettrone, grazie alla sua carica parziale positiva, risulta attratto da una coppia solitaria dell'ossigeno di una altra molecola di H₂O vicino generando il legame a idrogeno.Questa è la più intensa forza direttriva intermolecolare. Quando il ghiaccio fonde il particolare struttura che si era dotta a romperese si perde comportando una perdita di volume nel liquido.

2) I solidi ionici sono formati di ioni, che hanno una forte differenza di elettronegatività, le quali le forze di coesione sono forze elettriche attrazioni una marrca separato. I legami ionici sono solubi e un solvente polari in soluzione sono dei buoni conduttori.

Otteniamo una struttura del tipo in figura.

Anche se non e immediato vedremo che nel caso di celle cubiche a facce centrate.

Per vedere meglio come le figure assegnate e quella disegnata prima siano equivalenti.

...segue la cella (l'estraeone (CFC).

Traccio la diagonale del cubo e dei piani perpendicolari di una diagonale.

Vedo che gli atomi su questo piano si dispongono come nelle figure precedenti.

Affermato che come celle CFC vediamo che ogni atomo e circondato da altri 12. Quindi il numero di coordinazione e 12.

STRUTTURA CRISTALLINA NEI SOLIDI (IONICI)

Prendiamo il cloruro disodico NaCl

Na⁺ (catione)

Cl^- (anione)

Questa è una delle elementari di NaCl.

Una cella elementare di questo tipo ma e formata da culi piu' piccoli perché ci deve essere un alternanza tra cationi e anioni e usando culi piu' piccoli non otterremo li stessa struttura.

Consideriamo per ipotesi che gli anioni siano a contatto tra di loro e il catione sia al centro.

L'angolo al centro è 360° = 90 allora il triangolo che si fornisce è un triangolo isoscele e rettangolo. I catetelli sono r_c e r_a, l'ipotenusa è 2r_a dove r_a è il raggio dell'anione e r_c è il raggio dei catione.

Per il teorema di Pitagora (2r_a)² = (r_c + r_a)² = 2(r_c + r_a)

2r_a = √2(r_c + r_a) ( ) r_c + r_a = ²/_{√2 - √2} √2 ≈ 1,414 ≈ )

r_c / r_a = 1,41 - 1 = 0,41