Materia

La materia viene definita sia in chimica che in fisica, come qualsiasi sostanza (composta da vari tipi di particelle) che ha massa, inerzia e occupa spazio fisico (avendo volume).

La materia si può classificare secondo gli stati di aggregazione, oppure suddividere in organica e inorganica e può appartenere a uno dei tre regni della natura (minerale, vegetale, animale). Tutte queste classificazioni cessano però di essere rigorose quando la materia viene studiata nei suoi costituenti elementari (molecole, atomi, particelle). La materia risulta allora avere un’origine unica ma le proprietà solitamente a essa attribuite (impenetrabilità, divisibilità, compressibilità ecc.) non si possono più considerare valide.

L’esempio più semplice di particelle di materia sono gli atomi, che sono la più piccola unità di materia composta da elettroni, protoni e neutroni (conservando tutte le proprietà chimiche di un elemento). Le particelle prive di massa come i fotoni, i fenomeni energetici o le onde come la luce o il suono, non sono incluse in questa definizione.

Un’altra suddivisione della materia possibile è la seguente:

  • Sostanze pure: una sostanza chimica può essere costituita da atomi dello stesso elemento oppure da atomi di elementi differenti.
    • Elementi chimici: un elemento chimico rappresenta una sostanza costituita da atomi aventi tutti lo stesso numero atomico (Z). Gli atomi dello stesso elemento chimico avranno dunque tutti lo stesso numero di protoni, ma potranno differire per il numero di neutroni; questi verranno chiamati isotopi.
    • Composti chimici: un composto chimico è una sostanza costituita da almeno due (o più) elementi chimici diversi, combinati con un rapporto di massa definito, che ne determina la composizione. Tipologie di composti chimici sono: acidi, basi, composti organici, composti inorganici, composti ionici, composti non stechiometrici, composti idiocromatici, ossidi, sali.
  • Miscele: leggi approfondimento »

Stati di aggregazione della materia

Gli stati di aggregazione della materia dipendono sia dalla natura della materia che dalla temperatura e dalla pressione dell’ambiente in cui essa si trova; in base alle variazioni di questi due parametri ambientali avvengono delle trasformazioni fisiche dette anche passaggi di stato. La materia può dunque esistere in diversi stati, chiamati anche fasi; i quattro stati fondamentali sono:

  • stato solido;
  • stato liquido;
  • stato gassoso;
  • stato plasmatico.

Stato solido della materia

Si definiscono solidi quei corpi materiali aventi una forma geometrica propria, rigida, i cui atomi costituenti sono legati tra loro da forze molto intense. Nella maggior parte dei casi gli atomi si legano secondo un reticolo cristallino o in maniera amorfa, senza possibilità di muoversi nello spazio, ad eccezione dei moti di vibrazione (causati dall’energia termica).

La maggior parte delle sostanze esistenti in natura si trova, a temperatura ambiente, allo stato cristallino. I solidi che non possiedono struttura cristallina sono detti solidi amorfi.

La formazione di un avviene con l’instaurazione di forze di legame tra gli atomi, di intensità tale da vincere l’energia di agitazione termica. Tali forze di legame sono cinque, di cui tre forti (legame ionico, covalente e metallico) e due deboli (legame idrogeno e forze molecolari di Van der Waals). Tutte queste forze sono attrattive fin quando la distanza tra gli atomi è di poco inferiore alla diametro degli atomi stessi, e diventano violentemente repulsive per distanze tra gli atomi inferiori; per questa ragione i solidi sono difficilmente comprimibili.

Classificazione dei solidi

Usualmente i solidi vengono classificati in base al tipo di legame o alla composizione chimica caratteristica:

  • solidi covalenti;
  • solidi ionici;
  • solidi molecolari (solidi di Van der Waals);
  • solidi metallici.

Altrimenti, possono essere classificati anche secondo le loro caratteristiche strutturali, ossia la disposizione spaziale dei loro atomi; e così si hanno:

  • solidi cristallini;
  • solidi amorfi;
  • solidi vetrosi.
Solidi covalenti

Nei solidi covalenti, gli atomi nel reticolo cristallino, sono tutti direttamente legati tramite legami di natura covalente, di modo che nel cristallo non sono individuabili singole molecole (il cristallo può essere visto come un’unica macromolecola).

Il legame covalente nei solidi è tipico di elementi come il carbonio, il silicio ed il germanio, aventi quattro elettroni di valenza utili per completare l’ottetto con atomi adiacenti (con quattro legami covalenti a formare un tetraedro).

Solidi ionici

Il reticolo cristallino dei solidi ionici è costituito da ioni monoatomici o poliatomici trattenuti tra loro da intense interazioni elettrostatiche di tipo coulombiano. Queste, per loro natura, non sono direzionali e quindi gli ioni di carica opposta si attirano indipendentemente dalla loro collocazione spaziale: non sono quindi riconoscibili singole unità molecolari.

I cristalli ionici presentano durezza intermedia, sono fragili e di solito hanno elevati punti di fusione. Inoltre, non essendovi cariche elettriche libere, la loro conducibilità è bassa.

Molti solidi ionici sono insolubili in quasi tutti i solventi apolari o poco polari data l’elevata energia reticolare. Quando l’energia liberata dalla solvatazione degli ioni supera l’energia reticolare questi composti possono essere solubili: ciò avviene normalmente in acqua.

Solidi molecolari

I solidi molecolari (detti anche solidi di Van del Waals) sono costituiti da singole molecole di gas rari (neon, argo, xeno, cripto) o molecole a forte legame covalente (metano, idrogeno, cloro) tenute assieme nel reticolo cristallino dalle forze di Van der Waals.

I cristalli molecolari hanno una debole forza di coesione, sono molto teneri, sono stabili a temperature molto basse ed hanno punto di fusione altrettanto basso (inferiore ai 400 °C o decompongono prima di fondere) e sono molto volatili. Dal punto di vista strutturale, le molecole tendono a realizzare strutture compatte.

Solidi metallici

I solidi metallici (costituiti con legame metallico) sono formati esclusivamente da atomi elettropositivi (ad esempio: sodio, rame, alluminio), tendenti a cedere i propri elettroni che però, non avendo a disposizione atomi elettronegativi con cui unirsi, restano liberi.

L’insieme delle proprietà dei metalli suggerisce una struttura in cui il cristallino sia costituito da cationi del metallo ottenuti dalla liberazione di elettroni dal guscio di valenza, oscillanti intorno ai nodi del reticolo cristallino, mentre gli elettroni liberati si muovono nell’intero reticolo comportandosi come una sorta di “gas elettronico” che permea l’intero cristallo ed è responsabile della stabilità della struttura cristallina.

Solidi cristallini

I solidi cristallini hanno una struttura reticolare regolare, in cui il reticolo è composto da una struttura geometrica di atomi predefinita, che si ripete periodicamente e sempre uguale.

La disposizione regolare dei componenti un cristallino a livello microscopico produce la forma caratteristica dei cristalli (morfologia) definita da facce e angoli diedri caratteristici. I solidi cristallini mostrano piani di sfaldatura che sono in relazione con la forma dell’edificio cristallino.

Una stessa sostanza talvolta ha più forme cristalline, in dipendenza dalla temperatura e dalla pressione a cui solidifica. Questa proprietà viene detta polimorfismo quando è riferita a un composto (es. calcite, aragonite) e allotropia quando è riferita ad un elemento (es. diamante, grafite, fullereni).

Esistono molti casi in cui sostanze differenti, ma capaci di dare cristalli con la stessa struttura, anche a livello molecolare, mostrano una reciproca e completa miscibilità allo stato (cristalli misti). Questa proprietà è detta isomorfismo.

Caratteristica tipica dei solidi cristallini è l’anisotropia: proprietà di una sostanza per cui i valori delle sue grandezze fisiche (indice di rifrazione, conducibilità elettrica e termica, durezza, eccetera) dipendono dalla direzione che viene considerata.

Solidi amorfi

I solidi amorfi si formano a causa di condizioni particolari durante il processo di solidificazione (ad esempio aumentando la velocità di raffreddamento), che non permettono agli atomi di stabilizzarsi termodinamicamente in una condizione ordinata, impedendo così la formazione di una struttura cristallina periodica. I solidi amorfi sono isotropi.

Molti materiali solidi cristallini possono essere preparati anche in una forma amorfa.

Le principali caratteristiche dello stato amorfo sono:

  • possiede struttura metastabile che si può trasformare in strutture cristalline solo in determinate condizioni termodinamiche e cinetiche;
  • ha proprietà isotrope, ovvero le loro proprietà fisiche non dipendono dalla direzione in cui si analizza il campione;
  • la fusione di un amorfo non avviene a temperatura costante in quanto i legami presenti nel non si rompono tutti alla stessa temperatura;
  • rispetto ai liquidi ha atomi più vicini e un minor volume libero;
  • all’aumentare della temperatura la viscosità dei solidi amorfi decresce in modo esponenziale;
  • a causa dell’assenza di ordine a lungo raggio, i solidi amorfi presentano una diffrazione ai raggi X priva di picchi.
  • possono esistere in due fasi distinte: quello gommoso e quello vetroso.
Solidi vetrosi

I solidi vetrosi sono una tipologia di solidi amorfi, in quanto anch’essi non possiedono una struttura cristallina, ma una struttura disordinata e non periodica.

Tale struttura è ottenuta dalla solidificazione di un liquido (puro o miscuglio di sostanze) che a causa della sua viscosità durante il raffreddamento “congela” la posizione degli atomi o delle molecole nella stessa posizione posseduta nella fase liquida. Tale disordine è tanto più pronunciato quanto è più veloce il raffreddamento.

Dilatazione termica volumica dei solidi

Quando ad un viene somministrata una certa quantità di calore, questo per effetto attua una dilatazione volumica (cioè tridimensionale), per effetto termico dell’aumento di temperatura. Viceversa in caso venga sottratto calore, il si contrarrà per effetto della diminuzione di temperatura.

La dilatazione non è sempre uniforme in tutte le dimensioni, ma alcune possono essere più evidenti di altre a seconda della forma geometrica del . Ad esempio una trave subirà una dilatazione più evidente longitudinalmente (lungo la sua dimensione prevalente: cioè la lunghezza) piuttosto che trasversalmente (cioè in spessore).

La legge fisica che regola tale dilatazione termica volumica è la seguente:

\[V=V_0(1+\alpha\Delta T)\]

dove: \(V\) è il volume finale, \(V_0\) è il volume iniziale, \(\alpha\) è il coefficiente di dilatazione volumica del corpo, \(\Delta T\) è la variazione di temperatura durante il processo di dilatazione.

Stato liquido della materia

Si definiscono liquidi quei corpi materiali fluidi che, al pari dei gas, non possiedono una forma geometrica definita, ma possiedono invece un volume proprio e definito; non occupano tutto il volume del rispettivo contenitore, qualsiasi essa sia la sua forma, deformandosi e depositandosi nella parte inferiore del recipiente stesso, presentano sempre una “superficie libera” di contatto (o di confine) con la sovrastante atmosfera.

Lo stato liquido è uno stato condensato, perché anche in esso, come nei solidi, le particelle sono legate (debolmente) l’una all’altra. Tra le molecole di un fluido agiscono forze attrattive di entità sufficiente a non consentirne la separazione, ma insufficiente a immobilizzare le molecole in posizioni fisse e definite (come ad esempio quelle di un reticolo cristallino tipico di un solido).

A seconda del tipo di liquido, le molecole possono incontrare maggiore o minore resistenza a muoversi all’interno del liquido stesso; maggiore è la resistenza che incontrano, maggiore è la viscosità del liquido.

Stato gassoso della materia (gas o aeriformi)

Si definiscono gas o aeriformi quei corpi materiali fluidi che non possiedono forma geometrica e volume definiti; hanno la tendenza ad espandersi ed occupare tutto il volume disponibile. Grazie a questa caratteristica, essi sono comprimibili.

Particolari aeriformi sono i vapori e i fluidi supercritici.

Il comportamento fisico dei gas

In un gas a temperatura normale, le forze attrattive esistenti tra le molecole non sono evidentemente tali da tenere le molecole stesse legate tra loro; quando invece il gas viene portato a temperatura molto bassa, accade che le forze a corto raggio finiscono con il prevalere sulla tendenza delle molecole a restare indipendenti una dall’altra.

Quindi, cominciamo col dire che in condizioni normali di pressione (1 atm) e temperatura (25°C), le molecole sono praticamente svincolate le une dalle altre ed è il motivo per cui un gas tende sempre ad occupare tutto il volume a propria disposizione.

Per caratterizzare un gas abbiamo allora bisogno di diversi parametri, al contrario dei liquidi o dei solidi, per i quali basta spesso anche un solo parametro: per esempio, quando noi parliamo di 1 litro di acqua, non c’è possibilità di confusione, in quando è lecito trascurare il fenomeno della “dilatazione cubica” dei liquidi (in relazione a sbalzi di pressione o di temperatura), per cui, ad 1 litro di acqua corrisponderà sempre un preciso volume; stessa cosa per i solidi: per studiare una sostanza allo stato solido non è in genere necessario specificare sotto quali condizioni sperimentali conduciamo la nostra analisi.

Le cose sono diverse quando parliamo di un gas, soprattutto perché, per questo stato di aggregazione, la quantità è cosa ben diversa dal volume che la contiene: data una certa massa m di un gas, ossia una certa quantità di tale gas, è necessario utilizzare, per condurre ulteriori analisi, altri parametri che sono precisamente la pressione P, il volume V del recipiente che contiene il gas e la temperatura T alla quale il gas si trova.

Di queste quattro quantità (P, V, T, m), ognuna può essere espressa in funzione delle altre 3: mentre nei solidi e nei liquidi noi trascuriamo quasi sempre la dipendenza di V ed m da P e T, lo stesso non possiamo fare per i gas, dove è corretto parlare di un certo volume solo se specifichiamo in quali condizioni di pressione e temperatura lo consideriamo. Difatti, solo così possiamo ricavarci quanta massa di gas abbiamo a disposizione.

In generale, dunque, lo stato termodinamico di una certa sostanza, sia essa allo stato solido, liquido o gassoso, va definito attraverso queste 4 grandezze che noi chiameremo “parametri di stato”. È possibile (oltre che necessario ai fini pratici) trovare una relazione che leghi in qualche modo questi parametri, in modo da poterne ricavare uno a partire dagli altri 3: a tale relazione noi daremo il nome di “equazione di stato”.

I gas sono dunque formati da molecole che possono muoversi liberamente in tutto lo spazio messo a loro disposizione; esse si urtano tra loro e rimbalzano in modo elastico (senza cioè perdere o assorbire energia) contro le pareti del recipiente che le contiene.

Le caratteristiche dei gas sono essenzialmente le seguenti:

  • bassa densità;
  • elevata comprimibilità (intesa come rapporto tra la variazione di volume subita dal gas e la variazione di pressione che l’ ha provocata);
  • bassa viscosità (che è una caratteristica legata all’attrito tra le molecole; essa provoca, in un fluido che scorre in un condotto, un rallentamento del moto di traslazione tanto maggiore quanto minore è la distanza delle molecole dalle pareti).

La pressione che un gas esercita su una superficie è pari alla forza, per unità di superficie, provocata dagli urti delle molecole contro la superficie stessa. Dato che il moto caotico delle molecole avviene in ogni direzione, la pressione esercitata dal gas è identica su tutte le superfici con le quali esso si trova in contatto. Per via della bassa densità dei gas (che è circa 3 ordini di grandezza inferiore a quella dei liquidi corrispondenti), possiamo anche trascurare, sempre ai fini della pressione, l’influenza della forza di gravità sulle molecole del gas.

Se vogliamo misurare la pressione esercitata da un gas racchiuso in un recipiente dobbiamo usare il cosiddetto “manometro”. Chiaramente, esistono vari tipi di manometri, a seconda dei valori di pressione che ci si accinge a misurare e dalle condizioni in cui andranno effettuate le misure.

Gas nobili

Si definiscono gas nobili (impropriamente detti anche gas rari) quei gas costituiti da atomi con gusci elettronici completi; essi sono: elio (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), xeno (Xe) e radon (Rn).

Sono gas inerti che costituiscono il gruppo 18 della tavola periodica secondo l’attuale nomenclatura IUPAC. I gas nobili sono tutti gas monoatomici, non facilmente liquefacibili, tipicamente non reattivi, presenti nell’atmosfera in percentuali varie.

Gas perfetti o ideali

Si definisce gas perfetto (o gas ideale) un gas che obbedisce alle leggi di Boyle e di Gay-Lussac. Il modello del gas perfetto permette di spiegare il comportamento dei gas avvalendosi della teoria cinetico-molecolare; ecco le caratteristiche di un gas ideale:

  • l’energia cinetica media delle molecole del gas (moto di agitazione termica) è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta;
  • le molecole del gas non si attraggono reciprocamente, pertanto le forze di interazione a distanza e qualunque altro tipo di energia diversa dall’energia cinetica sono nulle. In un gas reale la situazione è generalmente più complessa, perché esistono, anche se molto deboli, delle forze di coesione reciproche tra le molecole del gas, ed inoltre queste possiedono anche una certa energia potenziale (gravitazionale). Inoltre, in un gas reale soggetto a compressione le distanze tra le molecole diventano troppo piccole per poter trascurare le reciproche forze di coesione, mentre in un gas a temperatura molto bassa gli urti tra le particelle divengono talmente sporadici da non essere significativi. Tuttavia, il comportamento di un gas reale, a condizione che sia sufficientemente rarefatto, può essere assimilato a quello di un gas perfetto. Per tale ragione i gas, a differenza dei solidi e dei liquidi, non hanno forma propria e tendono ad espandersi occupando l’intero volume del loro recipiente;
  • il volume occupato dalle molecole è trascurabile, anche questa caratteristica è valida per i gas reali in quanto le particelle vengono assunte come puntiformi;
  • le molecole interagiscono tra loro e con le pareti del recipiente mediante urti perfettamente elastici (ovvero non vi è dispersione di energia cinetica durante gli urti) gli urti contro le pareti determinano la pressione esercitata dal gas;
  • le molecole del gas ideale sono assunte come delle sferette rigide, aventi tutte massa identica ed un volume proprio (covolume) trascurabile rispetto a quello occupato dall’intero gas;
  • il moto delle molecole è casuale e disordinato in ogni direzione ma soggetto a leggi deterministiche.

Conseguenza di ciò:

  • un gas ideale non può essere liquefatto per sola compressione, ossia non subisce trasformazioni di stato;
  • il calore specifico è costante, mentre nei gas reali è funzione della temperatura;
  • l’energia interna di un gas perfetto è data solamente dall’energia cinetica, non da quella potenziale; essa rimane costante e non viene dissipata.

Stato plasmatico della materia (plasma)

Si definisce plasma (o stato plasmatico) è uno degli stati di aggregazione della materia costituito da una miscela quasi-neutra di elettroni liberi e ioni (atomici o molecolari) globalmente a carica neutra (ossia che la carica elettrica totale è nulla) tale da formare un gas ionizzato. Il grado di ionizzazione di un plasma dominato dai processi collisionali dipende dalla natura del gas, dalla concentrazione degli atomi che lo compongono e dalla sua temperatura.

Il termine “plasma” fu utilizzato per la prima volta nel 1927 dall’americano Irving Langmuir, vincitore del premio Nobel per la Fisica, per indicare un gas ionizzato il cui comportamento è assimilabile a quello di un fluido che trasporta elettroni, ioni e impurezze. Il termine gli fu suggerito dall’analogia con il plasma sanguigno, termine introdotto nel secolo precedente dal medico ceco Purkinje per indicare il fluido che trasporta globuli bianchi, globuli rossi e sostanze nutritive.

Il termine “ionizzato” indica che una frazione significativamente grande di elettroni è stata strappata dai rispettivi atomi. Questa caratteristica evidenzia una differenza importante rispetto ai gas ordinari, in quanto le cariche elettriche libere fanno sì che il plasma sia un buon conduttore di elettricità, e che risponda fortemente ai campi elettromagnetici.

Al crescere della temperatura la materia si trasforma, cambiando il suo stato di aggregazione. Il plasma può essere considerato il quarto stato della materia, oltre allo stato solido, liquido e aeriforme; si ottiene fornendo alle molecole di un gas, a una data pressione, energia termica sufficiente a dissociare le molecole e ionizzare gli atomi e le molecole del gas stesso.

La transizione tra stato gassoso e plasma non può però essere considerata una transizione di fase in senso termodinamico perché avviene gradualmente all’aumentare della temperatura.

Il 99.9% della materia visibile nell’Universo si trova allo stato di plasma: l’interno delle stelle, lo spazio interstellare, ionosfera, aurore boreali, fulmini, fiamme. Ai plasmi presenti in natura si aggiungono quelli generati in laboratorio: tubi al neon, sfere al plasma, archi elettrici, scariche a radiofrequenza per applicazioni industriali, fino ai plasmi ad altissime temperature per le ricerche sulla fusione termonucleare controllata.

Esiste inoltre una categoria di plasmi in cui tra i costituenti ci sono anche piccoli aggregati di materia solida (di dimensioni variabili dai nanometri ai millimetri) che si caricano negativamente per effetto della maggior mobilità degli elettroni rispetto agli ioni. Sono questi i “dusty plasma” la cui dinamica è caratterizzata dal fatto che la carica elettrica dei granelli di “polvere” varia rapidamente nel tempo: tra questi plasmi possiamo annoverare quelli che costituiscono le comete, gli anelli dei pianeti, le nebulose, le fiamme, ma anche quelli che si producono durante le eruzioni vulcaniche, gli aerosol atmosferici, le sabbie desertiche trasportate dal vento e la cosiddetta “neve carica”. La presenza di polveri è documentata anche nei reattori a fusione termonucleare e in reattori destinati a processi industriali.

Campi di applicazione del plasma

La tecnologia al plasma si è affermata in quasi tutti i settori industriali e può offrire un’ampia gamma di applicazioni, come:

  • saldatura e/o taglio al plasma;
  • pulitura di precisione di componenti di piccole dimensioni;
  • attivazione di parti in plastica prima della procedura di incollaggio, verniciatura, ecc.
  • etching e rimozione parziale di vari materiali come il politetrafluoroetilene (PTFE), fotoresistenti, ecc.
  • rivestimento di componenti con livelli simili a PTFE, strati barriera, strati idrofobi o idrofili, rivestimenti con riduzione dell’attrito ecc.

Passaggi di stato della materia

In particolare si hanno i seguenti passaggi di stato:

  • fusione è il passaggio dallo stato solido a quello liquido;
  • evaporazione è il passaggio dallo stato liquido a quello aeriforme;
  • ebollizione è il passaggio tumultuoso dallo stato liquido a quello aeriforme;
  • condensazione è il passaggio dallo stato aeriforme (vapore) allo stato liquido;
  • liquefazione è il passaggio dallo stato aeriforme (gas) allo stato liquido;
  • solidificazione è il passaggio dallo stato liquido allo stato solido;
  • sublimazione è il passaggio dallo stato solido allo stato aeriforme;
  • brinamento è il passaggio dallo stato aeriforme allo stato solido.

Fusione

In chimica e fisica di definisce fusione come un passaggio di stato (o di fase) della materia che trasforma un solido in un liquido a seguito di un incremento della quantità di calore o pressione.

Attraverso la somministrazione di calore, le particelle vincolate di un solido si muovono sempre più rapidamente fino ad allontanarsi e scorrere le une sulle altre, ottenendo la fusione del solido.

Nel caso di alcuni materiali solidi come il vetro e i polimeri termoplastici, il passaggio dallo stato solido allo stato liquido avviene molto più gradualmente, passando dal cosiddetto punto di rammollimento.

Le condizioni ambientali (o di sistema) in corrispondenza delle quali avviene la fusione corrispondono al cosiddetto punto di fusione, che è caratterizzato da un certo valore di temperatura e pressione. Spesso si fa riferimento alla pressione atmosferica, per cui in tal caso il punto di fusione può essere considerato sinonimo di “temperatura di fusione”.

A seconda della pressione e della natura della sostanza sottoposta al passaggio di stato di fusione, il volume può diminuire oppure aumentare rispetto allo stato iniziale. Ciò può essere previsto valutando la pendenza della curva di solidificazione del diagramma di stato corrispondente.

Durante il processo di fusione, quando coesistono i due stati (solido e liquido), continuando a fornire calore (calore latente di fusione) la temperatura non aumenta finché non si è completato il passaggio di stato. Questo si verifica perché l’energia fornita è impiegata per rompere i legami tra le particelle e non per aumentarne la velocità. Analogamente, durante il raffreddamento la temperatura non diminuisce perché la formazione dei legami libera energia (calore latente di solidificazione), pari a quella assorbita durante il processo di fusione, che compensa il raffreddamento.

Punto di rammollimento

Si definisce punto di rammollimento quel particolare stato termodinamico (rappresentato da determinate condizioni di temperatura e pressione) in corrispondenza del quale un materiale che non abbia un punto di fusione definito (ad esempio lega metallica o materiale plastico) comincia a modificare il proprio stato di aggregazione da solido a fluido.

Punto di fusione

Il punto di fusione si definisce come uno stato termodinamico, definito da una certa temperatura (detta temperatura di fusione) e pressione (non necessariamente uguale alla pressione atmosferica), in corrispondenza del quale si ha il processo di fusione. Il punto di fusione dipende dal tipo di materiale e dalla sua natura chimica.

In altre parole il punto di fusione è una coppia di valori temperatura-pressione in corrispondenza delle quali avviene il processo di fusione.

Evaporazione

L’evaporazione è quel passaggio di stato della materia dallo stato liquido allo stato di vapore, che riguarda l’allontanamento spontaneo e graduale delle particelle (atomi o molecole) dalla superficie del liquido ad una temperatura inferiore a quella di ebollizione.

Questo fenomeno si verifica sia perché alcune particelle possiedono maggiore energia cinetica di altre, sia perché le particelle superficiali risentono meno delle forze di coesione per cui hanno la possibilità di allontanarsi (evaporare) più facilmente.

Per questo motivo l’evaporazione è maggiore quando la temperatura è più alta, quando la superficie è più ampia e quando la pressione è minore. Poiché ad allontanarsi sono le particelle con energia cinetica più alta, il liquido subisce un raffreddamento.

L’evaporazione a temperatura costante dell’unità di massa del liquido richiede una determinata quantità di calore, detta calore latente di vaporizzazione.

Nel caso in cui il processo di evaporazione avvienga in un ambiente/sistema chiuso a temperatura costante il vapore tenderà ad occupare tutto il volume fino a raggiungere la pressione di vapore saturo. In questo caso si instaura un equilibrio tra il numero di particelle che passa allo stato di vapore e quello delle particelle che condensano; quando invece l’evaporazione avviene all’aperto, questo equilibrio non può instaurarsi e solitamente prosegue fino all’esaurimento della fase liquida.

Se la temperatura raggiunge il valore per cui la pressione di vapore saturo uguaglia la pressione dell’ambiente/sistema in cui si trova, l’evaporazione si trasforma in ebollizione, caratterizzata dal formarsi di bolle di vapore in seno al liquido.

L’evaporazione è un procedimento a cui si può si ricorrere nei processi di estrazione in una miscela liquida per separarne i componenti.

Ebollizione

Si definisce ebollizione quel passaggio di stato della materia che interessa la massa di un liquido ed avviene per diretta somministrazione di calore fino al raggiungimento di un valore di temperatura per cui la pressione di vapor saturo eguaglia la pressione ambientale.

Ogni sostanza ha una specifica temperatura o punto di ebollizione, che dipende dalla pressione atmosferica: più alta è la pressione e più aumenta la temperatura di ebollizione; infatti, in una pentola a pressione l’acqua bolle a 110 °C perciò i cibi si cuociono molto più rapidamente, mentre in montagna, per via della pressione atmosferica più bassa, l’acqua bolle prima ma ad una temperatura più bassa perciò è più difficile cucinare.

Punto di ebollizione

Il punto di ebollizione si definisce come uno stato termodinamico, definito da una certa temperatura (detta temperatura di ebollizione) e pressione (non necessariamente uguale alla pressione atmosferica), in corrispondenza del quale si ha il processo di ebollizione.

In particolare, la temperatura di ebollizione è la temperatura alla quale la tensione di vapore di un liquido eguaglia la pressione esterna e il liquido inizia a bollire: essa è una proprietà chimico-fisica di una sostanza pura o miscuglio ed è determinata dai valori di temperatura e pressione in cui coesistono le fasi liquida e aeriforme.

Quando la temperatura raggiunge il punto di ebollizione, iniziano a formarsi spontaneamente delle bolle di aeriforme all’interno della massa liquida, per via dei moti convettivi generati dal modo della massa liquida a temperatura più alta verso la superficie (per poi raffreddarsi e scendere verso il basso).

Condensazione

La condensazione è definita come il passaggio di stato della materia dalla fase aeriforme alla fase liquida di una sostanza. Tale trasformazione si può eseguire:

  • a temperatura costante per compressione, se la temperatura dell’aeriforme è inferiore a quella critica;
  • per raffreddamento con una fonte esterna;
  • per espansione adiabatica.

La condensazione può avvenire generalmente in due modi:

  • condensazione volumetrica: avviene normalmente nei fenomeni naturali, come per esempio nelle nuvole;
  • condensazione su superfici: usata soprattutto per aspetti tecnici e ingegneristici, per esempio negli scambi di calore.

In ogni caso l’operazione di condensazione è esotermica, cioè avviene sottraendo calore alla sostanza che si vuole condensare.

Liquefazione

La liquefazione è definita come il passaggio di stato della materia dallo stato gassoso allo stato liquido, attraverso la cessione di calore da parte del gas, e pertanto è un processo esotermico. Questo passaggio di stato è favorito dalla compressione, ma il gas deve essere portato in ogni caso al di sotto della propria temperatura critica.

Questo processo si può eseguire a tutte le temperature fino al raggiungimento della temperatura critica. Al di sopra della temperatura critica un gas non può essere liquefatto per sola compressione, mentre al di sotto della temperatura critica un gas può essere liquefatto anche per sola compressione.

Solidificazione

La solidificazione è definita come il passaggio di stato della materia di un corpo dallo stato liquido allo stato solido, per raffreddamento.

Durante il processo di solidificazione l’energia interna del sistema diminuisce e contemporaneamente viene liberata energia sotto forma di calore rendendo di conseguenze il processo esotermico.

La solidificazione avviene in due fasi: la prima fase è detta di nucleazione o germinazione, nella quale avviene la formazione di nuclei, che rappresentano la formazione di piccolissimi aggregati cristallini costituiti da pochi atomi.

La seconda fase è quella dell’accrescimento, durante la quale altri atomi si dispongono ordinatamente intorno ai nuclei già formati, accrescendone le dimensioni.

Sublimazione

Si definisce sublimazione quel passaggio di stato della materia in cui una sostanza allo solido passa direttamente a quello gassoso (cioè senza passare prima allo stato liquido). Con il termine sublimazione si può indicare anche il passaggio di stato da vapore allo stato solido.

sublimazione della materia
Sublimazione del ghiaccio secco. [2]

Il fenomeno della sublimazione si verifica per tutte quelle sostanze che presentano una tensione di vapore che è pari a quella della pressione atmosferica (o ambientale del sistema a cui sono sottoposte) al di sotto della temperatura di fusione.

Ad esempio, la naftalina presenta questo fenomeno a temperatura e pressione ordinarie, mentre per altre sostanze è favorita da un aumento di temperatura e una diminuzione di pressione.

Brinamento

Si definisce brinamento il passaggio di stato della materia dallo stato di vapore a quello solido; si verifica quando il vapore viene a contatto con una superficie molto fredda, come avviene per la formazione della brina.

Bibliografia

  1. Condensazione. Wikipedia. https://it.wikipedia.org/wiki/Condensazione
  2. Author: Shawn Henning. Wikimedia. https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Dry_ice_in_cup.jpg
Categorie Chimica

Lascia un commento