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SCIENZE DEI MATERIALI
La scienza dei materiali è lo studio della relazione che intercorre tra fabbricazione, struttura atomica, proprietà e prestazioni macroscopiche dei materiali. Le proprietà sono il modo in cui il materiale risponde all’ambiente ed alle forze esterne applicate. Tra esse si annoverano:
- Proprietà meccaniche : riguardano la risposta alle sollecitazioni meccaniche, come la resistenza, durezza, elasticità, rigidità, tenacità. Quando un materiale viene sollecitato da una forza, il materiale tenderà a piegarsi, talvolta a rompersi, in generale a deformarsi. Come però andare a quantificare la resistenza, o le altre proprietà meccaniche elencate? Lo si fa con un corrispettivo scientifico che mira a quantificare queste proprietà. In particolare, la rigidità si esprime mediante il Modulo di Young un materiale rigido avrà un Modulo di Young elevato, mentre un materiale flessibile, plastico o elastico avrà un Modulo di Young basso (b). La resistenza, invece, è lo sforzo massimo che un materiale può reggere prima di rompersi. Dunque si avranno materiali resistenti o fragili (c). Si avranno poi materiali tenaci o meno tenaci: la tenacità è la quantità di lavoro da fare, a fatica principalmente, per portare a rottura il materiale (d). Oltre questo, il materiale dovrà essere idoneo al suo utilizzo anche in termini di peso, dunque si dovranno cercare materiali che in termini di densità siano idonei (e).
- Proprietà termiche : sono collegate alla trasmissione del calore ed alla capacità termica. Tra esse si ricordano la temperatura massima di esercizio, ossia la temperatura massima con cui il materiale possa essere utilizzato. Altra proprietà riguarda il coefficiente di dilatazione termica lineare.
Si immagini un binario, che d’estate raggiunge i 50°; i binari lunghi km, ad un certo punto in un certo tratto cominceranno a curvarsi e se tale curvatura è accentuata, possono determinare il deragliamento del treno: in questo caso si necessita di un materiale con basso coefficiente di dilatazione termica lineare. Stessa cosa per le barre di metallo di rinforzo nel calcestruzzo. Altra proprietà riguarda la conducibilità del materiale, a seconda della necessità di materiali isolanti o meno isolanti. In questo caso bisognerà dunque rifarsi alla conducibilità e diffusività.
- Proprietà elettriche e magnetiche : riguarda la risposta ai campi elettrici e magnetici. Si annoverano la conducibilità elettrica, la resistività, il comportamento magnetico, la rifrazione o l’assorbimento. Queste proprietà non hanno di certo valore strutturale.
- La stabilità chimica : relativamente all’ambiente, e si annovera la resistenza alla corrosione. Da cosa dipendono però queste proprietà? L’idea è di partire, dal basso, dalla struttura atomica, quindi i legami chimici, la struttura supramolecolare e chimica, la microstruttura ed infine la lavorazione. Alla fine si otterà il materiale con le sue caratteristiche. Dopo aver risposto a questa domanda, si prosegue definendo le 4 classi di materiali esistenti:
- Metalli
- Ceramici
- Polimerici
- Compositi : sono materiali costituiti da due o più fasi (componenti), solitamente una prevale sull’altra in termini di quantità: tale componente o fase viene definita matrice, quella che tiene insieme il materiale. Quella fase o componente in minoranza, è detta riempitivo; sono legati intimamente tra di loro; Dette le classi di materiali, torniamo alle proprietà: come detto esse dipendono, come visto, da struttura atomica; dal tipo di legame tra gli atomi: infatti si può avere la stessa struttura atomica, lo stesso atomo, ma magari tra gli atomi di carbonio c’è un legame diverso,
volte più leggeri di protoni e neutroni, che hanno la stessa massa, pari a 1.67∙10-27 [kg]. Detto questo, quindi, la massa dell’atomo è determinata principalmente dalla somma delle masse di protoni e neutroni, trascurando praticamente quella degli elettroni perché 1000 volte minore. Per quanto riguarda il volume occupato dall’atomo, la situazione si ribalta, in quanto la nuvola elettronica corrisponde alla totalità del volume occupato dall’atomo, ed è circa 10000 volte maggiore del volume del nucleo. Proseguendo, come fare a quantificare/pesare in media un atomo di un certo elemento? Bisogna definire il peso atomico. Esso è la media pesata degli isotopi presenti in natura di un elemento. Pesata perché il peso, in media, di un atomo di un certo elemento, come detto, deve tener conto degli isotopi. (Il peso atomico si trova sulla tavola periodica). Il peso atomico può essere espresso in unità di massa atomica (UMA): gli atomi sono piccolissimi, quindi anche le loro masse sono piccolissime. Usare i grammi per descriverle sarebbe molto scomodo, dunque si usa UMA. Essa è definita come 1/12 della massa di un atomo di carbonio-12, ossia prendo un atomo di carbonio-12, che ha 6 protoni e 6 neutroni con massa atomica pari a 12 (ogni atomo si descrive con numero atomico Z, che indica quante cariche positive ci sono nel nucleo, cioè quanti protoni, e numero di massa A, somma di protoni e neutroni; nel caso del carbonio, esso è l’elemento 6 della tavola periodica, quindi Z=6, ossia ha 6 protoni, e questo è sempre fisso, altrimenti non sarebbe carbonio; se poi si parla di carbonio-12 quel 12 è proprio A, cioe somma di protoni e neutroni: i neutroni sono la differenza del numero di massa e numero atomico, pari a 6) , e divido la sua massa in 12 parti uguali; ognuna di queste parti è 1 UMA. Per definizione un atomo di carbonio-12 ha esattamente 12 unità di massa atomica (UMA). Sapendo che 1 UMA=1,6605x10^-24g basta moltiplicare per 12, ottenendo: 12×1,6605×10−24 g≈2,0×10−23 g Un singolo atomo di carbonio pesa allora 2,0×10−23 g. Tornando all’UMA, con questa unità gli atomi hanno masse che sono numeri Esempio calcolo peso atomico
facili da usare. Il peso atomico, proseguendo, può essere espresso come massa molare: essa è il peso, in grammi, di 1 mole di atomi. Una mole è come un sacco standard che contiene lo stesso numero di oggetti: 6,022×10^23. Questo numero è detto Numero di Avogadro. Dunque la massa molare dice.”Se preso quel sacco pieno di atomi, quanti grammi pesa?”. Un singolo atomo pesa un numero minuscolo di atomi, ma allora tanti atomi insieme, pari al numero di Avogadro, diventano un peso misurabile in laboratorio (immaginiamo un granello di sabbia, che è minuscolo; un atomo è milioni di volte più piccolo di quel granello, pesa circa 10^- grammi, non pesabile. Quindi si dice, prendiamo un sacco intero di atomi, sempre uguale per tutti, così si riesce a pesare. Quel sacco standard è la mole. Dentro una mole di sono sempre 6,022× atomi. Ora ci si chiede quanto pesa il sacco, la mole, per ogni tipo di atomo: se si prendesse il ferro, una mole di esso pesa 55, grammi. Dunque la massa molare è semplicemente il peso in grammi di una mole di atomi, g/mol). Ora, le due unità di misura del peso atomico, UMA e massa molare, sono correlate, in quanto 1 UMA=1g/mol. Infatti si è visto che 1 atomo di carbonio-12 pesa 12 UMA. Se convertiamo in grammi: 1 uma=1,6605×10−24 g 12 uma=12×1,6605×10−24 g≈2,0×10−23 g per atomo Ora si moltiplica per il Numero di Avogadro, NA=6,022×10^23 : (2,0×10−23 g)×(6,022×1023)≈12 g Quindi una mole di carbonio-12 pesa 12g (12g/mol). Dunque, per definizione, la massa molare in g/mol ha lo stesso valore numerico della massa atomica in UMA (se il ferro ha 55,91 UMA per atomo, allora una mole di ferro pesa 55,91 g). Proseguendo, ciò che si è detto fin’ora, l’atomo con nucleo ed elettroni che ruotavano attorno ad esso, secondo Bohr, viene specificato: gli elettroni sono presenti su orbite, che da un punto di vista meccanicistico sono binari in cui gli elettroni risiedono e ruotano; secondo Bohr, l’elettrone non poteva fuoriuscire da tali orbite, da tali binari.
dunque con cariche opposte a quelle del nucleo, in cui sono presenti protoni, e tali per cui gli elettroni risentono della forza di attrazione nucleare. Si immagina l’elettrone come biglia con velocità considerevole in rotazione attorno al nucleo: la vicinanza di un altro elettrone determinerà uno scontro con relativa repulsione; dunque gli elettroni si organizzano in modo da massimizzare la distanza gli uni rispetto gli altri e minimizzare la loro repulsione. In particolare, si dividono lo spazio in modo da occupare differenti orbitali. Vedo in foto. Tale atomo in foto ha diversi orbitali, ciascuno dei quali avrà un numero differente di elettroni al suo interno. L’orbitale più vicino al nucleo ha numero quantico principale n=1. Man mano che ci si allontana dal nucleo, cresce anche il numero quantico principale, fino ad un massimo di n=7. Più è grande il numero quantico principale, più l’orbitale si trova distante dal nucleo e l’energia sarà inferiore in quanto l’elettrone risentirà in quantità minore l’attrazione del nucleo. L’orbitale n=1 è l’orbitale, che in valore assoluto, ha l’energia più alta, dove per energia si intende la quantità di lavoro necessario per strappare l’elettrone dalla sfera di attrazione del nucleo. Energia dunque è sinonimo di stabilità: l’elettrone vicino al nucleo è il più stabile. Ogni livello energetico ha più sottogruppi:
- Numero quantico l : è il numero quantico secondario (dice in quale stanza del piano siamo). È rappresentato dalle lettere s,
8 p, d ed f. Esso va da l=0 ad l=n-1. Dunque, se n=1, allora l=0, ossia ci sarà un solo sottolivello energetico. Se n=2, anzitutto si sott’intende ci sia anche il livello energetico n=1. Per n=1, avrà sottolivello energetico l=0; il livello energetico n=2, avrà sottolivelli energetici l=0 ed l=1. Questo si vede sempre in foto. Dunque in questo tipo di atomo, dove si trovano 2 livelli energetici principali, si avranno complessivamente 3 sottolivelli energetici. In questo caso l rappresenta l’energia del sottolivello; solitamente, maggiore è l’energia associata ad n, maggiore è l’energia come detto, ed uguale sarà per l.
- Numero quantico ml : è il numero quantico magnetico (dice l’orientamento della stanza). Esso dice quanti orbitali ci sono in ogni sottolivello (il sottolivello, dato da l, è come un corridoio di stanze. Se l=0 (s), c’è solo una stanza. Se l=1 (p), ci sono 3 stanze. Se l=2 (d), ci sono 5 stanze. Se l=3 (f), ci sono 7 stanze. Il numero quantico magnetico dice quale di queste stanze si sta scegliendo. In pratica, i possibili valori di ml dicono quante stanze ci sono in ogni sottolivello). Il numero quantico magnetico va da -l ad l. Dunque se l=0, ml=0. Se l=1 si avranno tre valori di numero quantico magnetico, ossia ml=-1, ml=0 ed ml=1. Dunque, partendo da un atomo che possiede due livelli energetici principali, dunque n=2, si avranno tre sottolivelli energetici, infatti si ha per n=1 è l=0, mentre per n=2, l=0 ed l=1. Dunque un atomo avente due livelli energetici principali, avrà un numero quantico magnetico pari a 5, ossia 5 orbitali.
- Numero quantico di spin : indicato con ms, rappresenta il verso in cui l’elettrone gira su se stesso. Le possibilità sono antiorario o orario ed i possibili valori sono, rispettivamente, -
CONCETTI]
Ogni elettrone possiede 4 numeri quantici: numero quantico principale , indicante il livello energetico di quell’orbitale. Numero quantico secondario , indicate il sottolivello energetico di quell’orbitale. Numero quantico magnetico , rappresentante l’orbitale su cio è presente l’elettrone oltre che la forma dell’elettrone stesso ed il numero di orbitali per ogni sottolivello. Numero quantico di spin , indicante il verso di rotazione associato
orbitali. Gli orbitali derivanti da l=3 sono di tipo f e permettono un massimo di 7 orbitali. Proseguendo, gli orbitali oltre al numero variano anche in termini di forma. Gli orbitali di tipo s, hanno una forma a sfera. Gli orbitali di tipo p, hanno una forma ad infinito detta bilobata e sono orientati nelle tre direzioni spaziali x,y,z. Gli orbitali di tipo d hanno una forma tetralobata (4 lobi). Gli orbitali di tipo f hanno forma esa o octalobata (6 o 8 lobi). Si è già detto che su ogni orbitale possono disporsi al massimo 2 elettroni; come però si dispongono gli elettroni su tali orbitali? Lo fanno secondo il principio di esclusione di Pauli. Esso sostiene che ogni orbitale non può essere occupato da più di due elettroni (il numero totale di elettroni per livello energetico è dato da n=2n 2 ) ed essi devono avere spin opposto, altrimenti i 4 numeri quantici diventerebbero uguali. Detto questo, come si occupano i vari orbitali? Si inizia dal livello a più bassa energia, come in foto ( n=1 è il primo piano, il più vicino al nucleo e più grande è n, più lontano dal nucleo si trovare l’elettrone e più energia possiede, quindi n=1 è il livello energetico più basso in quanto il livello è il più stabile e meno energetico per l’elettrone). Verrà occupato totalmente il livello a più bassa energia, per poi proseguire con quelli a più elevata energia. Ad esempio, il Sodio (Na) con Z=11, occuperà completamente gli orbitali 1s, 2s, 2p e concluderà su 3s, come in figura. Questo significa che non tutti gli orbitali disponibili in un atomo sono necessariamente occupati, alcuni vengono lasciati liberi, e questo permette il passaggio di un elettrone dallo stato fondamentale allo stato eccitato dando vita a configurazioni elettroniche più reattive. La configurazione del sodio in figura è la configurazione elettronica ad energia più bassa possibile, e quando è così, in generale, l’atomo è nel suo stato
fondamentale. Attenzione però che la scala di orbitali che si viene a formare sembra lineare ma non lo è totalmente: dopo il terzo livello si hanno delle sovrapposizioni, come mostrato nel grafico n(numero quantico principale)-energia a fianco. Infatti l’orbitale d del numero quantico principale n=3 sarà in termini di energia, più elevato, rispetto all’orbitale s dello stesso livello energetico. Quindi nel riempimento degli orbitali, sarà da riempire prima l’orbitale s e poi il d, per quanto riguarda il livello energetico n=3. Questo solo per precisare. Ciò che è di fondamentale interesse invece riguarda il momento in cui si va a calcolare la configurazione elettronica allo stato fondamentale di un atomo: come si fa a scapire in quali orbitali posizionare gli elettroni? si segue l’andamento dettato dalla tabella a fianco. Si inserisce a titolo di completezza la tabella con tutte le configuraizoni elettroniche allo stato fondamentale. Ci sono poi delle convenzioni da seguire. La configurazione elettronica prevede una scrittura tale per cui anzitutto si scrive il numero quantico principale n, seguito dalla tipologia di orbitale che si va a considerare, ed infine come apice il numero di elettroni posti su tale orbitale. Sempre riprendendo il Sodio e rifacendosi alla tabella della sua configurazione elettronica illustrata, in base a quanto detto il Sodio avrà configurazione elettronica: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1 con il medesimo ragionamento a lezione si è vista la configurazione elettronica dell’Azoto, che è un caso particolare perché il
periodica è organizzata in gruppi (verticali) e periodi (orizzontali). Gli elementi che fanno parte di uno stesso gruppo hanno il medesimo numero di elettroni nell’ultimo livello energetico, dunque hanno la stessa configurazione elettronica di valenza (H ha configurazione elettronica di valenza 1s^1 , il Litio è 2s^1 ed entrambi rientano nel medesimo gruppo, infatti si ripropone s 1 , indipendentemente dal coefficiente che indica il livello energetico n; stessa cosa per il Sodio). Il primo gruppo è caratterizzato da configurazione elettronica di valenza s 1 ; gli elementi del secondo gruppo, con stesso ragionamento per il primo gruppo, sono caratterizzati da configurazione elettronica di valenza s 2
. Nei periodi invece rientrano gli elementi aventi il medesimo numero di orbitali di valenza ma occupati da un diverso numero di elettroni. Ad esempio, tutti gli elementi del secondo periodo hanno tutti come ultimo livello energetico n=2. Dunque avranno un numero, nell’ultimo livello energetico n=2, un numero di orbitali pari a 4, in particolare un 2s ed un 2p. Su tali elementi del secondo periodo però, essi varieranno in termini di configurazione elettronica di valenza, precisamente per il numero di elettroni posti negli orbitali di valenza.
Nei gruppi invece, è esattamente il contrario dei gruppi, ossia varia il numero di orbitali sull’ultimo livello mantendendo costante il numero di elettroni sull’ultimo livello (ad esempio, nel primo gruppo tutti gli elementi avranno sempre un solo elettrone nell’ultimo livello energetico più esterno, ma varierà il numero di orbitali nel livello energetico ultimo stesso). Ci sono poi prorietà della tavola periodica, come il raggio atomico Å. Esso è la metà della distanza, di due atomi dello stesso elemento posti tangenti, tra i due nuclei, a cui la risultante della forze di attrazione e repulsione è nulla. Il raggio atomico diminuisce da sinistra verso destra, ossia diminuisce lungo il periodo. Questo perché la carica nucleare aumenta mentre il numero di orbitali lungo il periodo rimane costante, quindi gli orbitali sono compressi lungo il nucleo. Dunque il raggio diminuisce in quanto aumenta l’attrazione nucleare. Analogamente, per lo stesso motivo, il raggio aumenta dall’alto verso il basso in quanto diminuisce l’attrazione nucleare: aumenta il numero di orbitali che si allontanano dal nucleo, con il numero di elettroni che rimane costante, determinando un’attrazione elettrostatica sempre più bassa. Vedo in foto lo schema. Per quanto riguarda l’energia di prima ionizzazione. Essa è definita come l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo
diventando ioni positivi, raggiungendo una configurazione elettronica stabile, sono detti elettropositivi e sono caratterizzati dall’avere bassa elettronegatività. Tra questi ci sono, in base all’andamento dell’elettronegatività visto, gli elementi a sinistra della tavola periodica, dunque i metalli. Gli elementi che tendono ad acquistare gli elettroni, diventando ioni negativi, completando i livelli elettronici esterni e stabilizzando la struttura elettronica, sono detti elettronegativi e sono caratterizzati dall’avere alta elettronegatività. Tra questi, sempre in base all’andamento dell’elettronegatività visto, ci sono gli elementi a destra della tavola periodica, i non metalli. Vista questa parte, cioè visto da cosa dipende la formazione di un legame chimico, vediamo come si forma questo legame chimico e quale tipologie possiamo osservare.
LEGAMI ATOMICI – FORZE ED ENERGIE DI
LEGAME
Vediamo ora come si formano i legami. Prendiamo il seguente diagramma (a) che mette in relazione la forza netta F che è presente tra due atomi in funzione della loro distanza interatomica
Quando si è in (1), la distanza interatomica tra i due atomi sarà tendente all’infinito, dunque i due atomi sono molto lontani. La loro forza netta, che risentono, come dice il grafico, è pressochè nulla, data la difficoltà di interazione dovuta alla distanza. Man mano che si avvicinano i due atomi, si ha un’iniziale forza di attrazione dovuta alla iniziale vicinanze tra i due atomi, in particolare dal progressivo avvicinamento del nucleo di un atomo alla sfera elettronica dell’altro. Man mano che si avvicinano i due atomi, però, si ha una progressiva repulsione dovuta alla progressiva vicinanza delle sfere elettroniche e dei due nuclei. In particolare, ci sarà un punto in cui la forza attrattiva e forza repulsiva saranno uguali ed opposte. Quando avviene questo, la forza netta F, dunque la risultante, sarà nulla ed i due elementi raggiungeranno una distanza di equilibrio che coincide con la distanza di legame r 0. Quest’ultima può essere visualizzata come due sfere rigide tangenti, non compenetrabili l’una nell’altra. In questo modo si forma il legame tra due atomi. Proseguendo, se si procede eseguendo l’integrale dell’area sottesa alla curva rossa (2), dunque l’integrale con estremo inferiore r 0 e superiore ∞ della forza netta F con variabile di integrazione la distanza interatomica, dunque questo integrale (2) (1)
Più è bassa la buca di potenziale, maggiore sarà l’energia di legame in valore assoluto, cioè più piccola senza valore assoluto.. Proseguendo, dalla forma dell’energia di legame è possibile capire quali saranno le proprietà dei materiali, ad esempio di quelle meccaniche o termiche. Infatti, per quanto riguarda la temperatura di fusione Tm, maggiore sarà la buca di potenziale, in termini di profondità, maggiore sarà la temperatura di fusione stessa, e minore sarà l’energia di legame (senza valore assoluto), come si vede dal grafico a destra. Dunque se una plastica fonde a 200° e l’accaio a 1200°, significa che il legame tra gli atomi di acciao sarà più forte del legame tra gli atomi della plastica (maggiore è l’energia di legame, maggiore è la vicinanza tra gli atomi). Trattando il coefficiente di espansione termica α, se si ha una buca di potenziale grande in termini di profondità, il materiale considerato avrà un coefficiente di espansione termica limitato, cioè basso in termini numerici. Esso avrà un alto valore se la buca di potenziale è piccola in termini di profondità, quindi quando l’energia di legame è bassa in valore assoluto (vicina alle ascisse). come nel grafico a destra. Per quanto riguarda invece la rigidità, si ricorda che un materiale è più rigido quando è più alto il suo modulo elastico E. Come mostra il terzo grafico, maggiore è la buca di potenziale, quindi minore è l’energia potenziale di legame senza valore assoluto, maggiore sarà il modulo elastico e quindi maggiore sarà la rigidità. Dunque così si è trovata una prima correlazione tra proprietà atomiche, ossia l’energia di legame, e le proprietà macroscopiche di un certo materiale.
Si prosegue ora con i LEGAMI
ATOMICI PRIMARI
In base alla configurazione elettronica di valenza dell’atomo, esso potrà formare diversi tipi di legami; quelli primari coinvolgono direttamente due atomi, per questi sono chiamati con tal nome. Sono quei legami che si trovano nella creazione di molecole: tra le unità costitutive della molecola, gli atomi, sono presenti queste tipologie di legami, quelli primari. Questi tipi di legami sono molto energetici (quello covalente e ionico sono i più energetici) e vengono scelti con l’unico scopo di raggiungere la stabilità elettronica così come stabilito dalla regola dell’ottetto, ossia completare l’ultimo shell elettronico esterno. Essi sono tre tipologie, che costituiscono questa categoria di legami atomici primari:
- Legame ionico : esso è formato da un elemento metallico ed uno non metallico. I metalli sono gli elementi a sinistra della tavola periodica, caratterizzati da pochi elettroni sull’ultimo livello energetico, che tenderanno a cedere, in modo da completare l’ottetto. Tali elettroni donati sono donati all’elemento non metallico citato, in quanto hanno molti elettroni sull’ultimo livello. Il risultato è un trasferimento di carica dal metallo al non metallo, venendosi a creare due elementi carichi: dagli atomi neutri si passa agli ioni. Il metallo si carica positivamente ed il non metallo diventa carico negativamente, dunque si parlerà, rispettivamente, di cationi ed anioni. Nella figura sottostante si vede l’atomo di Sodio, avente un solo elettrone nel livello energetico più esterno, e l’atomo di cloro. Entrambi gli elementi citati appartengono allo stesso gruppo: entrambi hanno l’orbitale dell’ultimo livello energetico uguale ma varia il numero di elettroni di valenza. Il Cloro necessita di un elettrone per completare l’ottetto, mentre il Sodio deve cedere questo elettrone per stabilizzarsi. Il risultato è l’ottenimento di un catione Sodio Na + ed un anione Cloro Cl-. Ciò che ne deriva, è che il raggio cationico è minore di quello atomico per la maggior attrazione nucleare (in nucleo rimane costante, ma gli elettroni diminuiscono), ed anche che il raggio anionico è maggiore di quello atomico per la minore attrazione nucleare (il nucleo rimane costante, ma
